Общая формула основания: 1)общая формула оснований ? 2)классификация кислот По составу кислородный ___ без

Содержание

Урок 37. Основания – HIMI4KA

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

В уроке 37 «Основания» из курса «Химия для чайников» узнаем о составе оснований, выясним на какие виды они подразделяются, а также рассмотрим с чем эти сложные веществ взаимодействуют.

Существует целый класс сложных неорганических веществ, в состав которых входят атомы металлов и группы ОН. Все вещества этого класса реагируют с кислотами с образованием солей, т. е. являются как бы «основой» солей. Поэтому класс таких веществ получил название основания.

Состав оснований

Вы уже знаете, что общая формула оснований — Me(OH)x, где Me — символ какого-либо металла, а индекс х — число групп OH, соединенных с одним его атомом. Обычно это число изменяется от 1 до 3.

Напомним, что основания NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2 относятся к основным гидроксидам.

Классификация оснований

По растворимости в воде основания делятся на растворимые и нерастворимые. К растворимым основаниям относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2. Они имеют общее название — щёлочи. При обычных условиях это твердые вещества белого цвета. Нерастворимыми являются основания Mg(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и некоторые другие. Они также представляют собой твердые вещества, многие из которых окрашены в разные цвета (рис. 120).

На заметку: Термин «щёлочь» происходит от старорусского слова «щёлок», обозначавшего отвар чего-либо в воде. Этим словом называли, например, жидкость, которая получается при кипячении смеси воды с золой растений. Вещество, содержащееся в золе, реагирует с водой и превращается в гидроксид калия KOH. Это соединение, содержащееся в щёлоке, назвали «щёлочь». Впоследствии данный термин стали использовать для всех растворимых оснований.

Химические свойства оснований

Для оснований характерны реакции обмена с кислотами и солями, реакции соединения с кислотными оксидами и реакции термического разложения.

Изменение окраски индикаторов

Вы уже знаете, что такое индикаторы и для чего они используются. Вспомните, в какие цвета окрашиваются лакмус, метилоранж и фенолфталеин в растворах щелочей.

Взаимодействие с кислотами

Практически все основания реагируют с кислотами с образованием солей по общей схеме:

Пример реакции, протекающей в соответствии с указанной схемой:

В результате реакции между щелочью и кислотой образуется раствор соли, в котором уже нет ни щелочи, ни кислоты. Такой раствор называется нейтральным. Слово «нейтральный» происходит от греческого «нейтер», что в переводе на русский язык означает «ни тот ни другой».

Напомним, что реакция между щелочью и кислотой, в результате которой образуется нейтральный раствор, называется реакцией нейтрализации.

Взаимодействие с кислотными оксидами

Все щелочи реагируют с кислотными оксидами по общей схеме:

Например, если в реакцию вступает кислотный оксид CO2, которому соответствует кислота H2CO3 (указана в квадратных скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты — CO3, валентность которого, как вы уже знаете, равна II:

Если же в реакцию вступает кислотный оксид P2О5, которому соответствует кислота H3PO4 (указана в квадратных cкобках), то в составе образующейся соли будет остаток этой кислоты — PO4 с валентностью, равной III:

Взаимодействие с солями

Все щелочи реагируют с солями по общей схеме:

Реакции этого типа относятся к реакциям обмена, поскольку в процессе взаимодействия исходные вещества — щелочь и соль — обмениваются своими составными частями. При этом валентность атомов металлов и кислотных остатков не изменяется.

Термическое разложение

Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются по общей схеме:

Краткие выводы урока:

  1. Основания делятся на растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые.
  2. Все основания реагируют с кислотами. Растворимые основания реагируют с кислотными оксидами и солями. Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению.

Надеюсь урок 37 «Основания» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Основания. Технологическая карта урока химии





























Этап урока


Деятельность учителя


Деятельность ученика


1. Оргмомент


(Цель: создать мотивацию к учебной деятельности)


Создание проблемной ситуации


(Цель: формирование системно-информационного анализа, развитие умений определять цели и задачи деятельности, выбирать средства реализации цели)


Взаимное приветствие, проверка готовности учащихся к уроку, проверка оборудования. Подготовка учащихся к восприятию нового материала.


(Слайд 2) Из следующего списка выпишите: оксиды.


СuО, KOH, LiOH, Fe2О3, Nа2O, Fe(ОН)2, Fe(ОН)3, ZnО, SO2, Cu(OH)2.


– Ученики записывают их в тетрадях, фронтально вслух проверяют, дают названия веществам.


Учитель вносит изменения на слайде в две колонки (слайд 2).


– Как вы думаете, какие вещества оказались не выписанными?


– Запишите их в третий столбик.


– Новый класс веществ.


 


Учитель вносит на слайде формулы оснований в третий столбик.


– Проанализируем их. Какие это вещества: простые или сложные?


Что их объединяет? Что стоит на первом месте в формулах?


– Эти вещества являются сложными по составу.


Что стоит на втором месте?


– Атом металла.


– Эта группа атомов называется гидроксогруппой, а вещества – гидроксидами или основаниями.


– Группа ОН.


– Какой класс веществ мы будем изучать сегодня?


– Основания


2. Этап целеполагания на уроке (Цель: формирование у учащихся способности самостоятельно ставить учебные цели на урок)


-Назовите тему сегодняшнего урока?


– Давайте наметим план, по которому будем изучать эту тему. Что мы хотим узнать о данном классе соединений?


Учитель вместе с учащимися составляет план (слайд 3).


– Основания. (слайд 3)


Учащиеся записывают тему урока и план в тетради.


План


1. Определение.


2. Классификация оснований.


3. Этап «Открытие нового знания»


 – Сколько гидроксигрупп содержится в каждой из этих формул?


А атомов металла?


Следовательно, чему равен заряд гидроксогруппы?


Чем будет определяться количество гидроксогрупп?


Сформулируйте определение оснований.


– выведите общую формулу оснований по составленному определению. 


– Разное количество.


– Всегда один.


 – Единица.


– Степенью окисления металла.


– Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп (слайд 4). Учащиеся записывают определение и общую формулу в тетради.


4. Первичная проверка усвоения нового материала


(слайд 5) 1) Какое из двух веществ можно отнести к гидроксидам: а) NaOH или NaNО3 б) Ca(OH)2 или CaO? Ответ мотивируйте.


2) Поиграйте в «крестики – нолики». Покажите выигрышный путь, который составляют формулы гидроксидов. Приложение 1.


(слайд 6) 3) Выпишите в столбик из перечня химических формул веществ формулы гидроксидов:


SO3, LiOH, H2O, H2CO3, Fe(OН)2, P2O5, CO2, FeCl3, P2O3, Fe(OН)3, H2SO4.


Учащиеся выполняют задание в тетрадях.


5. Этап «Открытие нового знания»


 


Работа в группах. (слайд 7)


Давайте дадим названия новым веществам: LiOH, Fe(ОН)2, Fe(ОН)3


Для этого необходимо составить алгоритм. Используем текст § 31 стр. 138.


Учащиеся составляют алгоритм:


 гидроксид + название металла в родительном падеже (степень окисления в случае ее переменности) Ученики называют устно: LiOH – гидроксид лития,


Fe(ОН)2 – гидроксид железа(II), Fe(ОН)3 – гидроксид железа(III).


6. Первичная проверка усвоения нового материала.


(слайд 8) Составьте формулы по названиям: гидроксид калия, гидроксид магния, гидроксид натрия, гидроксид меди(II), гидроксид алюминия, гидроксид хрома(III).


– Некоторые основания имеют тривиальные названия, найдите их названия в тексте параграфа с. 138 и запишите в тетрадь:


KOH – едкое кали; NaOH – едкий натр; BaOH – едкий барит; Ca(OH)2 – гашеная известь, в растворе – известковая вода.


Учащиеся выполняют задание в тетрадях.


– Ученики записывают названия


7. Вторичная проверка усвоения нового материала.


(слайд 9) Установите соответствие формул и названий веществ


Ученики выполняют задание, зачитывают.


8. Этап «Открытие нового знания»


– Постарайтесь разбить их на три колонки. Что получилось? Проверим на слайде 10.


По какому признаку вы их разделили?


Ребята, а что мы с вами только что сделали?


Таким образом, мы перешли ко второму пункту плана. И провели первую классификацию – по составу. На слайде 10.


Классификация по составу:

х = 1 однокислотные основания;

х = 2 двухкислотные основания;

х = 3 трехкислотные основания.


Но существует еще одна классификация. Проведем эксперимент.


Ученики выполняют задание, зачитывают.


– По количеству гидроксигрупп.


– Провели классификацию.


9. Проверка правил техники


Безопасности (формирование умений


безопасного обращения с веществами)


– В лаборатории при проведении химического эксперимента часто приходится работать с реактивами. Напомните правила техники безопасности при выполнении работ. Помните, работа со щелочами требует осторожности, избегайте попадания их на кожу и одежду. Недаром их называют едкими.


Учащиеся называют правила работы с щелочами, стеклянной посудой


10. Этап «Открытие нового знания» Лабораторный опыт (освоение универсальных естественно-научных способов деятельности: наблюдение, учебное исследование, выявление причинно-следственных связей)


– На столах в двух пробирках содержатся твердые вещества. В одной – вещество белого цвета – гидроксид натрия, во второй – синего цвета – гидроксид меди (II). Добавьте в обе пробирки воды и перемешайте палочками. Что наблюдаете?


– Следовательно, на какие еще группы делятся основания?


– Растворимые в воде основания называют щелочами. Их образуют активные металлы главных подгрупп I и II групп периодической системы. Определить растворимость оснований в воде можно экспериментально, но не всегда. Будем пользоваться таблицей растворимости.


Учащиеся проводят опыт


– (после проведения опыта.) Белое вещество растворилось, а синее – нет.


– Растворимые и нерастворимые в воде (слайд 11)



11. Первичная проверка усвоения нового материала.


Запишите в тетрадях примеры щелочей и нерастворимых оснований, пользуясь таблицей растворимости.


Ученики выполняют работу в тетрадях, затем фронтально проверяют.


12. Этап «Открытие нового знания» Лабораторный опыт (освоение универсальных естественно-научных способов деятельности: наблюдение, учебное исследование, выявление причинно-следственных связей)


Растворимые основания способны изменить цвет специальных веществ – индикаторов.


Индикаторы – вещества, изменяющие цвет в зависимости от среды.


 


Проверим, как изменяет цвет фенолфталеин в щелочной среде. Прилейте раствор фенолфталеина к полученному раствору в ваших пробирках. Как изменилась окраска раствора?


 


– Раствор стал малиновым.


 


Проверим, как изменяет цвет лакмус и метиловый оранжевый в щелочной среде.  


– учащиеся комментируют, записывают в тетрадь.


Учитель проводит эксперимент.


Проверим, изменяет ли цвет индикатора нерастворимые в воде основания. Прилейте раствор фенолфталеина в пробирку с гидроксидом меди (II).


Сделайте вывод.


– Нерастворимые основания окраску индикаторов не изменяют.


 


По таблице растворимости определите, к какому классу относится гидроксид кальция.


Давайте проверим, будет ли этот гидроксид изменять окраску индикаторов?


– Гидроксид кальция относится к малорастворимым основаниям.


 


Учитель приливает к Ca(OH)2 воду и фенолфталеин. Цвет индикатора изменяется на малиновый.  


– делают вывод. Ca(OH)2 – щелочь.


Из курса природоведения вспомните, как можно обнаружить углекислый газ?


– Известковая вода мутнеет при пропускании углекислого газа.


Реакции, которые используют для обнаружения вещества, называются качественными.


– Ученики проводят лабораторный опыт 9, рис 61 на стр. 117.


13. Подведение итогов. Рефлексия. (Цель: формирование у учащихся способности подводить итоги урока, обобщать, делать выводы, характеризовать свои действия)


– Что нового вы узнали сегодня о гидроксидах?

– Можно ли считать, что ваши цели на урок достигнуты?

– Оцените свою деятельность на уроке, дайте оценку полученным знаниям, их значимости в дальнейшей деятельности.


Я понял, что …

Я научился …

Мне необходимо …


Учащиеся отвечают на вопросы.


14. Домашние задание.


– Прочитать текст § 31 


– Ответить на вопрос № 1 – 4


 

Основания — классификация, получение и свойства » HimEge.ru

Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион.

Общая формула оснований — Э(OН)m, где m –  степень окисления металла.

Классификация оснований

Взаимодействие активных металлов с водой (только щелочи)

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2,

Взаимодействие основных оксидов с водой (только щелочи)

Na2O + H2O = 2NaOH,

Взаимодействие солей со щелочами (малорастворимые основания)

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓+ Na2SO4,

Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2,

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl,

Al3+ + 3OH = Al(OH)3.

Электролиз водных растворов солей (промышленный способ)

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

1) Растворы оснований мыльные на ощупь, изменяют окраску индикаторов:  лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый.

В водном растворе растворимые основания диссоциируют, образуя катион металла и гидроксогруппу:

NaOH = Na+ + OH.

Многоосновные основания диссоциируют ступенчато:

Ba(OH)2 = BaOH+ + OH,

BaOH+ = Ba2+ + OH,

суммарное уравнение:

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH.

2) Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HCl = NaCl + H2O,

OH + H+ = H2O.

При реакции нейтрализации взаимодействие сводится к взаимодействию ионов водорода и гидроксогруппы с образованием малодиссоциирующего вещества – воды.

Многоосновные основания образуют основные и средние соли:

Ba(OH)2 + HCl = BaOHCl + H2O,

Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O.

3) Взаимодействие с кислотными оксидами
 Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O,

4) Взаимодействие с солями

Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4,

2Fe3+ + 6OH = 2Fe(OH)3.

5) Термическое разложение

Cu(OH)2 = CuO + H2O,

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O .

Щелочи термическому разложению не подвергаются, например, гидроксид натрия кипит при 1400°С без разложения, из всех растворимых оснований разлагается только гидроксид лития:

2LiOH = Li2O + H2O.

6)Взаимодействие с неметаллами

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,

2NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl + H2O (на холоде).

Контрольная работа по теме «Соединения химических элементов»

Контрольная работа по теме: «Соединения химических элементов»

Вариант 1.

Часть А. Задания с выбором одного ответа, который обязательно требует пояснения

  1. Общая формула оксидов:

  1. М(ОН) 2) ЭхОу 3) ЭхНу 4)НхКО

  1. Азот проявляет наибольшую степень окисления в соединении с формулой:

  1. NH3 2)NO2 3)N2O5 4)NO

  1. Ряд формул, в котором все вещества- кислоты:

  1. HCl, CaCl2, H2SO4 2) NaOH, H2S, H2CO3 3) HI, P2O5, H3PO4 4) HNO3,HCl, HF

  1. Нитраты- это соли кислоты

  1. азотистой 2) сернистой 3)сероводородной 4) азотной

  1. Формула щелочи-

  1. Al(OH)3 2) Fe(OH)2 3) KOH 4) Cu(OH)2

  1. Формула кислоты, в которой заряд иона кислотного остатка равен 2-

  1. HCl 2) H3PO4 3) HNO3 4) H2SO4

  1. Число формул солей в ряду веществ: H2CO3, Fe(OH)3, КNO3, NaOH, Ва(OH)2, СаО, SО2, CaCO3— равно

  1. 1 2) 2 3) 3 4) 4

  1. Формула оксида марганца (IV)

  1. MnO2 2) Mn2O7 3) MnO 4) MnO3

Часть В. Задания с выбором двух правильных ответов и на соответствие.

  1. Степень окисления серы равна +6 в соединениях, формулы которых

  1. H2SO4 2) K2CO3 3) CaS 4) SО3 5)Al2S3

  1. Установите соответствие между формулами гидроксида и оксида.

Формула гидроксида

Часть С. Задания с развернутым ответом

  1. Напишите формулы оксидов и гидроксидов следующих химических элементов: лития, бария, алюминия. Запишите степени окисления и заряды ионов.

  2. Рассчитайте, где больше масса: в оксиде серы ( IV) количеством 0,3 моль или в оксиде серы (VI) количеством 0,2 моль

Контрольная работа по теме: «Соединения химических элементов»

Вариант 2.

Часть А. Задания с выбором одного ответа, который обязательно требует пояснения

  1. Общая формула кислот:

  1. М(ОН) 2) ЭхОу 3) ЭхНу 4)НхКО

  1. Наибольшая степень окисления серы в соединении

  1. H2S 2)SO2 3)SO3 4) CaS

  1. Ряд формул, в котором все вещества-оксиды

1) HCl, CaО, H2SO4 2) Na2O, H2S, CO2 3) H2О, P2O5, MgO 4) NO2, Cl2O7, HF

  1. Сульфиды –это соли кислоты

1) азотистой 2) сероводородной 3) сернистой 4) азотной

5. Формула нерастворимого основания

1) Fe (OH)2 2) Ва(OH)2 3) KOH 4) NaOH

6. Формула кислоты, образующей в растворе ион кислотного остатка с разрядом 3-

  1. HCl 2) HNO3 3)H3PO4 4) H2SO4

7. Среди приведенных формул веществ: H2CO3, Fe(OH)3, КNO3, NaOH, Ва(OH)2, СаО, SО2, CaCO3— число щелочей равно

  1. 1 2) 2 3) 3 4) 4

8.Формула оксида хлорa (III)

  1. Cl2O 2) Cl2O7 3) Cl2O3 4) Cl2O5

Часть В. Задания с выбором двух правильных ответов и на соответствие.

1. Степень окисления азота равна +5 в соединениях, формулы которых

1) HNO3 2)HNO2 3) NO2 4) Mg(NO3)2 5) N2O3

2. Установите соответствие между формулами гидроксида и оксида.

Формула гидроксида

Часть С. Задания с развернутым ответом

  1. Напишите формулы оксидов и летучих водородных соединений следующих химических элементов: углерода (IV), фосфора (V), хлора (VII). Определите степени окисления каждого химического элемента.

  2. Рассчитайте, где больше масса: в оксиде фосфора (V) количеством 0,2 моль или в оксиде фосфора (III) количеством 0,3 моль.

Контрольная работа по теме: «Соединения химических элементов»

Вариант 3.

Часть А. Задания с выбором одного ответа, который обязательно требует пояснения

  1. Общая формула основания:

  1. М(ОН)х 2) ЭхОу 3) ЭхНу 4)НхКО

  1. Сера проявляет наименьшую степень окисления в соединениях с формулой

1) H2SO4 2) SO2 3)SO3 4) CaS

3. Ряд, в котором все вещества- основания

1) HCl, Ca(OH)2, H2SO4 2) NaOH, Fe(OH)3, CO2 3) KOH, Al(OH)3, Mg(OH)2 4) KNO2, Cl2O7, HF

4. Сульфиты- это соли кислоты

1) азотистой 2) сероводородной 3) сернистой 4) азотной

5. Формула известковой воды:

1) Al(OH)3 2) Ca(OH)2 3) KOH 4) NaOH

6. Формула кислоты, образующей в растворе ион кислотного остатка с зарядом 2-

1) HCl 2) НNO3 3) H3PO4 4) H2SO4

7. Среди приведенных формул веществ: H2SO3, Fe(OH)3, КNO3, NaOH, Ва(OH)2, СаО, SО2, CaCO3— число щелочей равно

  1. 1 2) 2 3) 3 4) 4

8.Формула оксида марганца (II)

  1. MnO2 2) Mn2O7 3) MnO 4) MnO3

Часть В. Задания с выбором двух правильных ответов и на соответствие.

  1. Степень окисления хлора равна +7 в соединениях , формулы которых

  1. HCl 2) KClO 3)Cl2O7 4)KClO3 5) HClO4

  1. Установите соответствие между формулами гидроксида и оксида.

Формула гидроксида

Часть С. Задания с развернутым ответом

  1. Напишите формулы оксидов и сульфидов следующих химических й элементов: калия, кальция, алюминия. Определите степени окисления металлов.

  2. Рассчитайте, где больше масса: в оксиде железа (III) количеством 0,2 моль или в оксиде железа (II) количеством 0,3 моль.

Контрольная работа по теме: «Соединения химических элементов»

Вариант 4.

Часть А. Задания с выбором одного ответа, который обязательно требует пояснения

  1. Общая формула солей:

  1. М(ОН)х 2) ЭхОу 3) Мх(КО)у 4)НхКО

  1. Азот проявляет наименьшую степень окисления в соединении с формулой:

  1. NH3 2)NO2 3)N2O5 4)NO

3. Ряд, в котором все вещества- соли

1) KNO3, CuCl2, Ba (OH)2 2)Na2SiO3, Fe2(SO4)3, KBr, 3)HCl, Al2O3, Mg(OH)2 4)CaO, LiOH, BaSO4

4. Сульфaты- это соли кислоты

1) азотистой 2) серной 3) сернистой 4) азотной

5. Формула гашёной извести:

1) Al(OH)3 2) Ca(OH)2 3) KOH 4) NaOH

6. Формула кислоты, образующей в растворе ион кислотного остатка с зарядом 1-

1) H2CO3 2) НNO3 3) H3PO4 4) H2SO4

7. Среди приведенных формул веществ: H2SO3, Fe(OH)3, КNO3, NaOH, Ва(OH)2, СаО, SО2, CaCO3— число оксидов равно

  1. 1 2) 2 3) 3 4) 4

8.Формула оксида хрома (III)

  1. Cr2O3 2) CrO 3) CrO3 4) Cr(OH)3

Часть В. Задания с выбором двух правильных ответов и на соответствие.

  1. Степень окисления хлора равна +5 в соединениях, формулы которых

  1. HCl 2) Cl2O7 3) Cl2O5 4)KClO3 5) NaClO4

  1. Установите соответствие между формулами гидроксида и оксида.

Формула гидроксида

Часть С. Задания с развернутым ответом

  1. Напишите формулы оксидов и летучих водородных соединений следующих химических элементов: фосфора (III), кремния и азота (III). Определите степени окисления каждого химического элемента.

  2. Рассчитайте, где больше масса: в оксиде меди (II) CuO количеством 0,4 моль или в оксиде меди (I) Cu2O количеством 0,3 моль.

Формула оксида

А) HNO3

Б) Fe(OH)2

В) H2SO3

1) FeO

2) SО2

3)N2O3

4) Fe2O3

5) N2O5

Формула оксида

А) H2SO4

Б) NaOH

В) H2SO3

1) SO2

2) CО2

3) SO3

4) Na2O

5) N2O5

Формула оксида

А) Cu(OH)2

Б) HNO3

В) CuOH

1) Cu2O

2) NO

3) CuO

4) Na2O3

5) N2O5

Формула оксида

А) Cu(OH)2

Б) H2SO4

В) H2CO3

1) Cu2O

2) CO2

3) CuO

4) SO2

5) SO3

Урок химии в 8 классе: Основания

Тема: Основания (8 класс)

Скачать урок (.doc)

Скачать физминутку (.mp3)

Скачать презентацию (.ppt)

Образовательная цель: сформировать представления о новом классе неорганических соединений – основаниях.

Развивающая цель: развить представления об основаниях как веществах, предшественниками которых являются основные оксиды.

Воспитательная цель: формирование научной картины мира на основе химических соединений – оснований, глобального значения оснований для человечества.

Тип урока: урок формирования знаний

Оборудование: компьютер, проектор, экран, пробирки, таблицы «Растворимость кислот, оснований и солей в воде», «Индикаторы», дидактические карточки.

Реактивы: твёрдые щелочи и их растворы NaOH, KOH, свежеполученные осадки гидроксидов нерастворимых оснований, соляная кислота, индикаторы, мыла «Лесная поляна» (туалетное), «Palmolive» (глицериновое), «Dove» (на основе крема).

 

Вступительное слово учителя:

Ребята, вы уже многое узнали о веществах, их практическом использовании человеком. Сегодня вам предстоит еще раз убедиться в том, что химия многолика

  1. Какую классификацию веществ вы уже знаете?
  2. Что такое простые вещества? Приведите примеры.
  3. Что такое сложные вещества?
  4. Что такое бинарные соединения?
  5. Какие бинарные соединения вы знаете?
  6. Что такое оксиды? Приведите примеры. Какое применение они имеют?

На слайде приводит список формул Н2, Na2O, K, KOH, H2O, Ca, CaO, Ca(OH)2, CaCl2,  Fe, Fe2O3, FeS, Fe(OH)3.

Давайте найдем и назовем среди записанных формул: простые вещества, бинарные соединения: сульфиды,  хлориды, особо обращается внимание на оксиды.

(По мере определения и названия веществ – формулы их стираются).

На доске остаются формулы незнакомых для учащихся веществ: NaOH, KOH, Ca(OH)2,Fe(OH)3.  Учащиеся не могут определить, к какому классу относятся данные вещества, назвать их.

В детстве вы наверняка читали стихи Корнея Чуковского :

 

Да здравствует мыло душистое

И полотенце пушистое,

И зубной порошок,

И густой гребешок!

А почему мыло моет? Ответ на этот вопрос мы узнаем, познакомившись с веществами, которые начинаем изучать.

  1. Актуализация знаний, постановка познавательной задачи, определение темы урока.

Оставшиеся формулы веществ нам еще не знакомы  и сегодня на уроке нам предстоит познакомиться с этими веществами, они относятся к классу «Оснований». Записывается тема урока. Перед нами задача:

-Выяснить, какие же вещества относятся к основаниям?

4.Изучение нового материала.

Для этого проведем анализ записанных формул оснований. Что общего между записанными на доске химическими формулами? Приходят к выводу: основания относятся к сложным веществам, в их состав входят металлы и группа атомов –ОН.

Учитель дает понятие о гидроксильной группе –ОН.

Выводится общая формула оснований: Ме(ОН)n.

Определим связи, которыми образованы основания: гидроксильная группа –ОН образована ковалентной связью, между ней и металлом – ионная связь, следовательно, Ме и –ОН имеют заряды: Ме+, -ОН.

На основании вышеустановленных признаков  класса оснований самостоятельно дать определение этому классу соединений.

П.о.: «Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и ионов гидроксильных групп».

Название основания состоит из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже с указанием с.о., если она переменная. Например, NaOH – гидроксид натрия, Cu(OH)₂ — гидроксид меди (II) (гидроксид меди два).

Обучающиеся по памяти записываю в тетрадь выведенное ими определение Составление учащимися формул оснований на доске и в тетради самостоятельно.

Учитель объясняет, что по растворимости в воде, все основания делятся на две группы: на растворимые или щёлочи и нерастворимые.

Фронтальная работа учителя с классом с таблицей растворимости. Приводятся примеры щелочей и нерастворимых оснований.

На столе у учителя – мыло (жидкое и твердое), различные сорта бумаги. – Как вы считаете, необходимы ли данные предметы человеку? – Как вы думаете, что общего у этих предметов? – Как эти предметы связаны с темой нашего урока?

Краткие сообщения обучающихся о практическом значении оснований, их применении. (Демонстрация твердого и жидкого мыла, как продуктов, в получении которых используют КОН и NaOH).

Знакомство с правилами техники безопасности при работе с щелочами. (Инструкция по технике безопасности при работе со щелочами).

 

Физкульминутка (упражнения для укрепления сосудов головного мозга, звучит музыка)

 

Существуют качественные реакции на целый класс веществ, например, все щёлочи можно определить с помощью особых реактивов – индикаторов (бесцветный лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин).

Учитель показывает растворы индикаторов, имеющихся в лаборатории и таблицу «Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды».

Лабораторная работа «Испытание растворов оснований индикаторами».

— Учитель предлагает учащимся испытать приготовленные ими ранее растворы оснований индикаторами.

— Учащиеся делают вывод: индикаторы лакмус и метиловый оранжевый свою окраску не меняют. Фенолфталеин в растворах щелочей изменил свою окраску с бесцветной на ярко малиновую. Индикатор фенолфталеин используется для определения щелочной среды (растворов щелочей).

Учитель приливает к нерастворимому основанию Cu(OH)раствор фенолфталеина.

Учащиеся приходят к выводу, что при добавлении индикаторов к нерастворимым основаниям изменение окраски не происходит

В производстве мыла используются сильно-разбавленные растворы  гидроксидов натрия и калия. Многократное использование мыл  приводит к сухости кожи, поэтому, без использования крема никак не обойтись.

− Как вы думаете, если добавить каплю фенолфталеина к раствору мыла, изменение окраски индикатора  будет заметно?

В заключение урока учитель проводит демонстрационный  эксперимент: в трёх пробирках находятся растворы мыл: в первой пробирке – «Лесная сказка» (туалетное мыло), во второй –«Palmolive» (глицериновое), в третьей «Dove» (на основе крема). Во все пробирки добавляется капля индикатора фенолфталеина.

Почему в третьей пробирке цвет раствора не изменился? Раствор мыла «Dove» имеет нейтральную среду.

Наиболее сильнощелочную среду имеет хозяйственное мыло, им не рекомендуется стирать шерстяные и шёлковые вещи (ткани в этих растворах быстро разрушаются).

 

5.Закрепление. Проверка усвоения учебного материала обучающимися.

С целью проверки усвоения учебного материала урока учитель задает классу  вопросы:

Какие вещества называются основаниями?;

— Запишите общую формулу оснований.

— Какие основания называются щелочами?

— Каким индикатором распознаются растворы щелочей (щелочная среда)?

— Как изменяется окраска фенолфталеина в щелочной среде?

  1. 1. Основания – сложные вещества, состоящие из ионов металла и гидроксид-ионов;
  2. По растворимости в воде основания делят на две основные группы растворимые (щёлочи) и нерастворимые.
  3. Качественные реакции − реакции, с помощью которых доказывают наличие данного вещества.
  4. Качественной реакцией на растворимые основания (щёлочи) является взаимодействие их с индикаторами:

− фиолетовый лакмус – синим;

− метиловый оранжевый – жёлтым;

− фенолфталеин – малиновым.

 

  1. Задание на соответствие.

Подберите к букве названия вещества соответствующую цифру формулы

 

А. Вода 1. NaCl
Б. Гидроксид железа (II) 2. H2O
В. Хлорид натрия 3. Fe(OH)2
Г. Оксид углерода (IV) 4. H2SO4
Д. Гидроксид натрия 5. CO2
Е. Серная кислота 6. NaOH

 

 

  1. В каждом ряду одно основание «лишнее» по какому-либо признаку. Установите соответствие:

 

Характеристика «лишнего» вещества Формулы оснований
A. Щёлочь среди нерастворимых в воде оснований

 

1. NaOH, KOH, Fe(OH)2, LiOH;
Б. Единственное нерастворимое основание среди растворимых 2. Al(OH)3, Mg(OH)2, NaOH, Cu(OH)2;

 

В. Основание, которое нельзя распознать индикатором 3. NaOH, KOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2

 

 

  1. Тест «Пятерочка» по химии уч-ся 8класса______________________
  2. Выберите формулы оснований:

а) SO3               б) Mg(OH)2              в) H2SO4             г) СаО

  1. К каждому из ниже указанных веществ прибавили фенолфталеин. С каким веществом появится малиновое окрашивание?

а) BaO        б) HNO3         в) КОН

  1. Гидроксид-ион OH ⁻ входит в состав:

а) оксидов             б) оснований              в) углекислого газа

4.Окраска индикаторов под действием раствора гидроксида калия меняется следующим образом:

а) лакмус синеет       б) метилоранж краснеет       в) фенолфталеин  бесцветный

  1. Выберите формулу щелочи:

а) КОН                     б) H2S                  в) Сu(ОН)2

Самопроверка теста.
4.Теоретическое исследование(задача)

В стратосфере на высоте 20-30 км находится слой озона О3, защищающий Землю от мощного ультрафиолетового излучения Солнца. Если бы не «озоновый эк­ран» в атмосфере, то фотоны с большой  энергией  достигали   бы   поверхности Земли и уничтожали на ней все живое. Подсчитано, что в среднем на каждого жителя Саранска в воздушном пространстве над городом (вплоть до верхней границы  стратосферы)   приходится   по 10 моль озона. Сколько молекул 03 и какая масса озона приходится в среднем на одного жителя Саранска?

6.Подведение итогов урока. Рефлексия.

7.Домашнее задание п.20, упр. 2

 

Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов / Справочник :: Бингоскул

Первое знакомство с основаниями состоялось при изучении взаимодействия воды с активными металлами и с оксидами активных металлов. В состав оснований входит одновалентная группа атомов OH (гидроксогруппа). Следовательно, основаниям можно дать следующее определение:

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы  металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH.

Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН)x, где Ме – металл; x – индекс.

Номенклатура оснований

Название оснований включает в себя слово «гидроксид», названия металла и его валентности. Более того, для элементов с постоянной валентностью она не указывается.

Название основания = «Гидрооксид» + название Me + валентность (в скобках)

Классификация оснований

Все основания можно классифицировать по различным признакам. Рассмотрим это в нижеприведенной таблице.

Из таблицы мы видим, что наблюдается большое различие по некоторым признакам. В зависимости от этого, различные группы оснований, обладают не схожими химическими свойствами.

Химические свойства щелочей (Щ)

  1. Водные растворы Щ изменяют окраску индикаторов, тем самым можно определить реакцию среды.

  2. Реакция нейтрализации заключается во взаимодействии основания и кислоты, ход которой можно проследить по изменению окраски индикаторов. Данная реакция  характерна и для щелочей, и для нерастворимых оснований.

    NaOH + HCl → NaCl + H2O

  3. Для Щ характерны реакции с солями, в результате образуется другая соль и основание.

    2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

  4. Могут вступать в реакции с кислотными оксидами, при этом образуется нерастворимая соль и вода.

    Ca(OH)2 + CO2 = CuCO3↓ + H2O

  5. В отличии от нерастворимых оснований, не разлагаются при нагревании.

Химические свойства нерастворимых оснований 

  1. Так же как и щелочи, могут изменять окраску индикаторов.
  2. Характерна реакция нейтрализации.

    Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O

  3. При нагревании разлагаются с образованием основного оксида и воды.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

К амфотерным гидроксидам относятся сложные вещества, способные проявлять свойства кислот либо оснований при определенных условиях.

Формулы данных соединений можно представить в виде оснований и в виде кислот.

  • ZnO — Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2
  • Al2O3 — Al(OH)2 ↔ H3AlO3
  • GeO2 — Ge(OH)4 ↔ H4GeO4
  1. В нейтральной среде не растворяются и не диссоциируют на ионы. Способны разлагаться в кислотах и щелочах.
  2. При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода.

    Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

  3. В результате реакции со щелочами образуются те же соединения, что и в предыдущей реакции. 

    Zn(OH)2 + 2NaOH =Na2[Zn(OH)4]комплексная соль

  4. Способны взаимодействовать с основными оксидами

    2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

  5. Так же как и щелочи взаимодействуют с солями. 

    2Al(OH)3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O


 

Смотри также:

  • Номенклатура неорганических веществ
  • Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
  • Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
  • Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
  • Характерные химические свойства кислот
  • Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
  • Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

 

8 класс ХИМИЯ Контрольная работа по теме «Соединения химических элементов»

(2 балла) Азот проявляет наибольшую степень окисления в соединении:
(2 балла) Общая формула оснований выражается условной записью:
Часть А (тестовые задания с выбором одного правильного ответа)
Вариант №1
(2 балла) Ряд формул, в котором все вещества – оксиды:
1.
А. ZnO, ZnCl2, h3O      Б. Ph4, NaOH, N2O5  
В. KOH, Na2O, MgO    Г. SO3, CuO, Mn2O7
2.
А. Nh4    Б. КNO2     В. N2O5     Г. Mg3N2
3.
А. Me(OH)n      Б. ЭxOy      B. ЭxHy       Г. HxКО     
(Me – металл, Э – элемент, КО – кислотный остаток)
4.
(2 балла) Число формул кислот в списке 
h3СO3, Fe(OH)2, NaOH, HF, СaSiO3, CuO, h4PO4:
(2 балла) Формула сульфата железа (II):
А. 1     Б. 2     В. 3     Г. 4
5.
А. FeS     Б. FeSO4    В. Fe2(SO4)3    Г. FeSO3
6.
А. азотная     Б. ортофосфорная     В. угольная     Г. соляная
7.
А. СO2     Б. SO3    В. SO2    Г. SiO2 
8.
(2 балла) Сернистой кислоте соответствует оксид:
(2 балла) Название кислоты, в которой заряд иона кислотного остатка равен 2­ :
(6 баллов) Объём сернистого газа SO2 массой 12,8г при нормальных условиях 
равен:             А. 2,24л     Б. 4,48л   В. 3,36л    Г. 8,96л
 (4балла) Масса серной кислоты количеством вещества 1,5 моль равна:
9.
А. 98г     Б. 147г   В. 14,7г    Г. 1,47г
Часть Б
 
  (задания на соотнесение  и со свободным ответом)
10. (6 баллов) Соотнесите классы соединений и формулы веществ:
А. оксиды                                        1. Na2O
Б. кислоты                                       2. К2S
В. основания                                    3. HNO3
Г. соли                                              4. Ca(OH)2
                                                          5. Na2CO3
                                                          6. h3SO4
А
Б
В
Г
11. (10 баллов) Составьте формулы солей:
1. сульфит калия              2. нитрат меди (II)      3. карбонат кальция  
4. сульфат алюминия      5. хлорид цинка
12. (10 баллов) Определите степени окисления химических элементов в веществах:  
                             NO2, Fe2S3, CaF2, Al, HNO3, Na2SO4, KMnO4
______________________________________________________
Шкала перевода в пятибалльную систему оценки:
48­50 баллов – «5»
37­47 баллов – «4»
24­36 баллов – «3»
менее 24 баллов – «2»
Вариант №2
Часть А (тестовые задания с выбором одного правильного ответа)
(2 балла) Ряд формул, в котором все вещества – основания:
1.
       А. ZnO, ZnCl2, h3O                      Б. h4PO4, NaOH, Ca(OH)2   
       В. KOH, Fe(OH)2, Mg(OH)2         Г. K2SO3, CuO, HCl
2.
(2 балла) Углерод проявляет наименьшую степень окисления в соединении:
        А. Na4C    Б. CO2     В. h3CO3     Г. CaCO3
3.
(2 балла) Общая формула оксидов выражается условной записью:
         А. Me(OH)n      Б. ЭxOy      B. ЭxHy       Г. Меx(КO)y      
           (Me – металл, Э – элемент, КО – кислотный остаток)
4.
(2 балла) Число формул солей в списке 
К2СO3, Fe(OH)2, NaI, HF, СaSiO3, CuO, h4PO4:
          А. 1     Б. 2     В. 3     Г. 4
5.
(2 балла) Формула хлорида меди (II):
         А. CuCl     Б. CuSO4    В. Cu2SO4    Г. CuCl2
6.
(2 балла) Название кислоты, в которой заряд иона кислотного остатка равен 3­ :
         А. азотная     Б. ортофосфорная     В. угольная     Г. соляная
7.
(2 балла) Азотной кислоте соответствует оксид:
         А. NO2     Б. N2O5    В. N2O     Г. NO
8.
9.
(6 баллов) Масса углекислого газа СO2 объёмом 3,36л при нормальных условиях
равна:             А.  4,4г     Б. 8,8г   В. 6,6г    Г. 22г
 (4 балла) Количество вещества ортофосфорной кислоты массой 19,6г равно:
А. 2 моль   Б. 0,2 моль   В. 0,3 моль  Г. 0,1 моль
Часть Б
 
  (задания на соотнесение и со свободным ответом)
10. (6 баллов) Соотнесите классы соединений и формулы веществ:
          А. оксиды                                          1. Fe(OH)2
          Б. кислоты                                         2. К2SО4
          В. основания                                      3. NaNO3
          Г. соли                                                4. НF
5. h3O
6. SO3
А
Б
В
Г
11. (10 баллов) Составьте формулы солей: 1.сульфид натрия          2.сульфат меди (II)       3.хлорид калия  
        4.нитрат железа (III)     5.силикат магния
12. (10 баллов) Определите степени окисления химических элементов в веществах:
В2О3, FeCl3, Zn, CaS, NaNO3, MgCO3, KClO3
__________________________________________________________
Шкала перевода в пятибалльную систему оценки:
48­50 баллов – «5»
37­47 баллов – «4»
24­36 баллов – «3»
менее 24 баллов – «2»
Вариант №3
Часть А (тестовые задания с выбором одного правильного ответа)
1.
(2 балла) Ряд формул, в котором все вещества – кислоты:
        А. HCl, СаCl2, h3O                  Б. h4PO4, HF, h3SO3   
        В. CO, Fe(OH)2, MgSO4          Г. K2SO3, CuOH, HCl
(2 балла) Сера проявляет наибольшую степень окисления в соединении:
        А. Na2S    Б. SO2     В. h3SO3     Г. К2SO4 
3.
(2 балла) Общая формула солей выражается условной записью:
        А. Me(OH)n      Б. НxКО      B. ЭxHy       Г. Меx(КO)y      
        (Me – металл, Э – элемент, КО – кислотный остаток)
(2 балла) Число формул оксидов в списке 
СO2, Fe(OH)2, NaI, HСl, CaSiO3, CuO, Al2O3:
         А. 1     Б. 2     В. 3     Г. 4
5.
(2 балла) Формула сульфата хрома (III):
         А. CrS     Б. CrSO4    В. Cr2(SO4)3    Г. CrSO3
А
Б
В
5. h3CO3
6. CuSO4
Г
11. (10 баллов) Составьте формулы солей:
         1. сульфат кальция         2. хлорид меди (II)      3. карбонат калия  
         4. нитрат алюминия       5. фосфат цинка
12. (10 баллов) Определите степени окисления химических элементов в веществах: 
      FeCl2, N2, Na2S, P2O5, Al, h3SO3, MgSO4, K2CrO4
__________________________________________________
Шкала перевода в пятибалльную систему оценки:
48­50 баллов – «5»
37­47 баллов – «4»
24­36 баллов – «3»
менее 24 баллов – «2»
Вариант №4
Часть А (тестовые задания с выбором одного правильного ответа)
 (2 балла) Ряд формул, в котором все вещества – соли:
       А.  NaOH, СаCl2, h3O                 Б. K3PO4, NaF, MgSO3   
       В. HCl, Fe(OH)2, MgSO4            Г. K2SO3, CuOH, CuCl2
(2 балла) Фосфор проявляет наименьшую степень окисления в соединении:
       А. Mg3P2    Б. P2O5     В. HPO3     Г. AlPO4
3.
(2 балла) Общая формула кислот выражается условной записью:
       А. Me(OH)n      Б. НxКО      B. ЭxHy       Г. Меx(КO)y      
       (Me – металл, Э – элемент, КО – кислотный остаток)
2.
4.
6.
8.
(2 балла) Название кислоты, в которой заряд иона кислотного остатка равен  –  :
        А. азотная     Б. ортофосфорная     В. угольная     Г. серная
7.
(2 балла) Серной кислоте соответствует оксид:
         А. СO2     Б. SO3    В. SO2    Г. SiO2
(6 баллов) Объём метана СН4 массой 320г при нормальных условиях равен:
         А. 224л     Б. 448л   В. 336л    Г. 89,6л
9.
(4 балла) Масса угольной кислоты количеством вещества 4 моль равна:
         А. 124г     Б. 12,4г   В. 248г    Г. 24,8г
Часть Б
 
  (задания на соотнесение и со свободным ответом)
10. (6 баллов) Соотнесите классы соединений и формулы веществ:
         А. оксиды                                          1. Na2SO3
         Б. кислоты                                         2. К2O
         В. основания                                      3. NaOH
         Г. соли                                                4. CaO
(2 балла) Число формул оснований в списке 
СO, Fe(OH)2, KBr, HСl, FeSO3, CuOН, Al2O3:
       А. 1     Б. 2     В. 3     Г. 4
5.
(2 балла) Формула нитрата железа (II):
       А. Fe(NO2)2     Б. Fe(NO3)2    В. Fe(NO3)3    Г. Fe3N2
(2 балла) Название кислоты, в которой заряд иона кислотного остатка равен 2 
–  :
       А. азотная     Б. сернистая     В. соляная     Г. фосфорная
(2 балла) Угольной кислоте соответствует оксид:
       А. СO2     Б. SO3    В. SO2    Г. SiO2
8.
(6 баллов) Масса аммиака NН3 объёмом 8,96л при нормальных условиях равна:
       А. 8,5г     Б. 3,4г   В. 8,96г    Г. 6,8г
(4 балла) Количество вещества сернистой кислоты массой 24,6г равно:
       А. 2 моль   Б. 0,2 моль   В. 0,3 моль Г. 0,1 моль
1.
2.
4.
6.
7.
9. Часть Б
 
  (задания на соотнесение и со свободным ответом)
10. (6 баллов) Соотнесите классы соединений и формулы веществ:
        А. оксиды                                        1. Na2S
        Б. кислоты                                       2. К2CO3
        В. основания                                    3. КOH
        Г. соли                                              4. CuO
                                                                  5. HNO3
                                                                  6. Cu(OH)2
Г
А
Б
В
11. (10 баллов) Составьте формулы солей:
        1. нитрат калия               2. карбонат меди (II)         3. фосфат магния  
        4. хлорид алюминия       5. сульфат цинка
12. (10 баллов) Определите степени окисления химических элементов в веществах:  
                               CuF2, Al2S3, CS2, O2, h3SO4, AlPO4, K2Cr2O7
_____________________________________________________
Шкала перевода в пятибалльную систему оценки:
48­50 баллов – «5»
37­47 баллов – «4»
24­36 баллов – «3»
менее 24 баллов – «2»

Константа диссоциации оснований

| Введение в химию

Цель обучения
  • Рассчитайте Kw (константу диссоциации воды), используя следующее уравнение: Kw = [H +] x [OH−] и введите формулу, чтобы определить [OH−] = Kw / [H +] или [H +] = Kw / [OH-] -]

Ключевые моменты
    • Константа диссоциации основания K bE измеряет основность или прочность основания.
    • K b связано с константой кислотной диссоциации, K a , простым соотношением pK a + pK b = 14, где pK b и pK a — отрицательные логарифмы K b и K a соответственно.
    • K b и K a также связаны через ионную константу для воды, K w , соотношением [латекс] K_W = K_a \ умножить на K_b [/ латекс].

Срок
  • сопряженная кислота — вид, образующийся, когда основание принимает протон

В химии основание — это вещество, которое может принимать ионы водорода (протоны) или, в более общем смысле, отдавать пару валентных электронов. Константа диссоциации основания, K b , является мерой основности — общей прочности основания.{+}]} = \ frac {K_ {w}} {K_ {a}} [/ latex]

Следовательно, для любой пары основание / сопряженная кислота всегда выполняется следующее соотношение:

[латекс] K_W = K_aK_b [/ латекс]

Отрицательный логарифм обеих сторон дает следующее полезное уравнение:

[латекс] pK_a + pK_b = 14 [/ латекс]

На самом деле нет необходимости определять pK b отдельно от pK a , но это сделано здесь, потому что значения pK b можно найти в некоторой старой химической литературе.

Расчет pH слабого основания в водном растворе

pH слабого основания в водном растворе зависит от силы основания (определяется как K b ) и концентрации основания (молярности или молей основания на литр раствора). Удобный способ найти pH для слабого основания в растворе — использовать таблицу ICE: ICE означает «исходное», «изменение» и «равновесие».

Перед началом реакции основание B присутствует в исходной концентрации [B] 0 , а концентрация продуктов равна нулю.2} {[B] _ {0}} [/ latex]

Поскольку x = [OH] , мы можем рассчитать pOH, используя уравнение pOH = –log [OH] ; мы можем найти pH, используя уравнение 14 — pOH = pH.

Показать источники

Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета. Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

«Оригинальная фигурка Джанин Баттертон. Лицензия CC BY-SA 4.0. »

Джанин Баттертон
CC BY-SA 3.0.

% PDF-1.6
%
25 0 объект
>
эндобдж
36 0 объект
> поток
2000-04-03T00: 56: 25Z2009-03-01T22: 55: 29-06: 002009-03-01T22: 55: 29-06: 00Acrobat Distiller 3.0 для Power Macintoshapplication / pdfuuid: b37d2d8a-6ae7-4ce1-baf3-519675958d4duuid : 1b4882fc-9759-4ca8-9461-128328a5ffc8

конечный поток
эндобдж
16 0 объект
>
эндобдж
1 0 объект
> / ProcSet [/ PDF / Text] / ExtGState >>> / Тип / Страница >>
эндобдж
35 0 объект
> поток
HWioH.1 доллар США
! M ‘, lFy # Sa7 | @ JN% l% _?’ Ps | g7vb

Кислоты и основания — что такое кислоты и основания?

Что такое кислоты и основания?

Лимоны и протоны

Когда большинство из нас слышит слово кислота , на ум приходят такие вещи, как лимоны, батарейки и желудочный сок. Но что на самом деле значит быть кислотой? В этом руководстве мы погрузимся в то, как химики определяли кислоты (и основания) в прошлом, и как эти определения привели нас к нашему нынешнему уровню понимания, который выходит далеко за рамки лимонов.

До 1884 года определение кислоты не выходило далеко за рамки «кислого на вкус вещества лимона». К счастью, появился герой химии по имени Сванте Аррениус и предложил гораздо более полезное определение кислоты. В определении Аррениуса говорилось, что кислоты — это молекулы, которые выделяют протон (H + ), когда они находятся в воде. Это определение может быть выражено в виде химического уравнения:

В этом химическом уравнении молекула HA является общей формулой кислоты.«А» — это просто заполнитель — это может быть изображение банана, все, что нам нужно. Примером сокращенно записанной кислоты является HCl (соляная кислота), где атом хлора попадает на место, где раньше была буква «А» (или банан).

HCl является основным компонентом желудочной кислоты. Когда он растворяется в воде (или водной среде), HCl распадается, или диссоциирует , полностью на ионы H + и Cl . Двунаправленные стрелки в приведенном выше уравнении говорят нам, что, как и многие химические реакции, диссоциация кислоты является равновесным процессом.Это означает, что реагенты и продукты быстро взаимопревращаются. Для кислоты, подобной HCl, равновесие сильно благоприятствует правой части уравнения, как показано большой верхней стрелкой в ​​приведенном выше уравнении.

Еще до эпохи Аррениуса химики и обычные люди заметили, что некоторые вещества могут противодействовать действию кислых веществ. В 1829 году сэр Джеймс Мюррей предположительно смешал гидроксид магния, чтобы успокоить желудочные болезни некоторых богатых людей. Это, вероятно, принесло ему большие баллы, учитывая, что диета аристократии в то время, вероятно, состояла в основном из острой горячей сальсы и крепкого алкоголя.Это рекламный ролик изжоги, который ждет своего часа. Препарат стал известен как молоко магнезии и был первым популярным желудочным антацидом.

Аррениус знал, что основания могут нейтрализовать кислоты, одной из которых является магнезиальное молоко. Как и для кислот, Аррениус предложил общее определение оснований как веществ, выделяющих гидроксид (OH ), когда они находятся в воде. Опять же, химические уравнения — наши друзья:

В этом случае MOH (рифмуется с «d’oh» Гомера Симпсона) является общей формулой для основания Аррениуса, где «M» обычно является металлом.Некоторыми примерами являются основания NaOH, Mg (OH) 2 и KOH.

Обратите внимание, что кислота Аррениуса выделяет H + , а основание Аррениуса выделяет OH . Во время реакции нейтрализации нейтральный H 2 O магическим образом образуется из ионов H + , высвобождаемых из кислоты, и из ионов OH , высвобождаемых из основания (H + + OH = H 2 O). Следовательно, определения Аррениуса могут объяснить загадочные реакции между основными и кислыми веществами, такими как гидроксид магния и желудочная кислота.Молодец, Аррениус.

Аррениус переварил

В конце концов другие химики поняли, что некоторые вещества кажутся кислыми или щелочными, но не совсем подходят под определение Аррениуса. Например, аммиак (NH 3 ) действует как основание, но NH 3 не имеет молекул OH , которые нужно высвободить. Что за что? Бедный Аррениус. Он тоже так старался дать общее определение.

В 1923 году два восхитительных химика по имени Йоханнес Бренстед и Томас Лоури предложили новое определение кислот и оснований.Их определение может объяснить поведение коротких молекул, таких как NH 3 .

Восхитительный Йоханнес Бренстед. (Изображение отсюда.)

Чуть более восхитительный Томас Лоури. (Изображение отсюда.)

Согласно Бренстеду и Лоури, кислота — это молекула, которая может переносить протон (H + ) на другую молекулу, а основание — это молекула, которая может принимать протон из другая молекула. Короче говоря, кислота Br ø нстед-Лоури отдает протон, а основание Br ø нстед-Лоури принимает протон.Любая химическая реакция, включающая перенос протонов, представляет собой кислотно-щелочную реакцию .

Один из способов запомнить это — думать о бейсбольном питчере как о кислоте. Питчер переносит бейсбольный мяч на домашнюю базу так же, как кислота переносит протон. Если продолжить аналогию с бейсболом, это будет означать, что кэтчер аналогичен базе, поскольку он принимает бейсбольный мяч. Улавливатель сидит дома , база тоже. Это один из способов запомнить, что бейсбольный кэтчер действует как база Бронстеда-Лоури.Пожалуйста.

Время химического уравнения:

В этом общем химическом уравнении HA действует как кислота Бренстеда-Лоури, передавая свой протон молекуле B. В результате молекула B действует как основание Бренстеда-Лоури (или ловушка), принимая протон от НА.

Есть два различия между этим определением и определением Аррениуса:

  1. Во-первых, реакция Бренстеда-Лоури не обязательно должна происходить в чистой воде.Это важно для химиков-органиков, которым часто необходимо предсказать поведение кислотно-основных реакций в других распространенных растворителях, таких как этанол или бензол.
  2. В уравнении Бренстеда-Лоури протон всегда переносится на другую молекулу. Протон не заканчивается из-за одиночества. Молекулы — очень социальные существа, и оказывается, что одинокий протон, вероятно, не существует на практике. Получите еще один балл за определение кислотно-основного состава Бренстеда-Лоури.

Теперь мы можем вернуться к надоедливой молекуле NH 3 .Когда-то химики подозревали, что эта молекула действует как основание в обычных условиях. Поскольку у NH 3 не было OH , они не могли понять, что происходит. Определение Бренстеда-Лоури позволило увидеть, как NH 3 может выступать в качестве основы. Вот химическое уравнение для NH 3 , являющегося основанием, с H 2 O в качестве кислоты:

Presto. В этом уравнении, если читать слева направо, NH 3 является основанием Бренстеда-Лоури, потому что оно принимает протон из H 2 O.Что, если бы уравнение читалось справа налево? В конце концов, двойные стрелки означают, что эта реакция может идти в обе стороны.

Перемещая наш мозг в правую часть уравнения, мы видим, что продукты также являются кислотами и основаниями. OH действует как основание, потому что он принимает протон для производства H 2 O. NH 4 + действует как кислота, потому что переносит протон с образованием NH 3 . Молекулы на каждой стороне уравнения, которые отличаются только одним протоном, называются сопряженными парами кислоты и основания.В следующем примере одна пара — это NH 3 и Nh5 +, а другая пара — H 2 O и OH :

Это химическое уравнение содержит небольшое удобное кислотно-основное семейство. Не для того, чтобы на тебя напал весь Барни. Отношения между молекулами, отличающимися одним протоном, определяют сопряженную кислотно-основную пару . Для данной пары конъюгата кислота-основание говорят, что молекула, помеченная как кислота, имеет конъюгированное основание на другой стороне уравнения.Точно так же молекула, помеченная как основание, имеет конъюгированную кислоту на другой стороне уравнения.

Например, предположим, что вы использовали базу NH 3 в приведенном выше уравнении. Вы бы описали остальных членов своей семьи так: Nh5 + — это ваша сопряженная кислота, H 2 O — это кислота, от которой вы принимаете протон, и OH — конъюгированное основание кислоты H 2 O. В качестве альтернативы, если вы больше воспринимаете себя как основание OH , тогда H 2 O — это ваша сопряженная кислота, Nh5 + — это кислота, от которой вы принимаете протон, а NH 3 — сопряженное основание кислоты Nh5 +.

Кислотно-щелочные зомби против людей с кислотно-щелочными свойствами

Теперь, когда у нас есть представление о том, как определяются кислоты и основания, мы обратимся к силе кислоты и основания. То есть, насколько вероятно, что данная кислота перенесет свой протон или что данное основание примет протон? Ознакомьтесь с общим химическим уравнением для кислоты Бренстеда-Лоури в воде:

В этом уравнении есть симметрия. Хорошо, возможно, не такая большая симметрия, как у снежинки, но тем не менее симметрия у нее есть.Обратите внимание на кислоту с обеих сторон уравнения и на основание с обеих сторон уравнения. В результате возникает конкуренция между кислотой, которая передает свой протон, и тем, какое основание принимает протон. Протонный бой! Результат этого соревнования зависит всего от двух факторов:

  1. Насколько сильна данная кислота или основание, и
  2. Концентрации кислоты и основания в реакции относительно друг друга

А пока предположим, что реагенты равны в равных концентрациях.Мы можем предсказать результат конкуренции за протон, потому что протон всегда будет стремиться перейти к более сильному основанию (акцептору протона).

Одна из самых стойких кислот — это наш старый друг HCl. Если бы мы добавили немного HCl к H 2 O, химическое уравнение, описывающее реакцию, выглядело бы как следующее химическое уравнение. Приведенное ниже уравнение показывает, что реакция сильно отдает предпочтение правой стороне (посмотрите на большую верхнюю стрелку, указывающую вправо):

HCl приближается к полной диссоциации в сочетании с H 2 O.Это связано с тем, что HCl является гораздо более сильной кислотой, чем H 3 O + , и аналогично H 2 O является гораздо более сильным основанием по сравнению с Cl . Следовательно, протон хочет быть перенесен из более сильной кислоты (HCl), чтобы быть принят более сильным основанием (H 2 O), что привело бы к благоприятному образованию H 3 O + и Cl .

Сила кислоты относительна. Это зависит от того, какая другая кислота находится в кольце, борясь с ней над протоном.По соглашению, кислоты считаются сильными кислотами , если они намного сильнее, чем кислота H 3 O + , которая является довольно слабой кислотой по сравнению с HCl. Сильная кислота (например, HCl) почти полностью диссоциирует, когда H 2 O действует как акцептор протонов.

С другой стороны, слабые кислоты только частично диссоциируют в H 2 O. Когда слабая кислота вводится в известное боевое кольцо с H 2 O, значительная часть протонов просто оставайтесь на слабой кислоте.У слабых кислот по определению есть сильные конъюгированные основания. Партнер с сильным сопряженным основанием на другой стороне уравнения прекрасно обходится без протона. В результате переносится очень небольшой процент протонов слабых кислот. Эта обратная зависимость между кислотой и ее сопряженным основанием проиллюстрирована в таблице ниже.

Brain Snack

Узнайте о химическом составе вашего желудка и о том, как здесь используются основания для нейтрализации избыточных кислот.

Луи Луи О, нет, нам нужно идти

Познакомьтесь с новыми детьми в квартале (нет, не с этими новыми детьми).Мы говорим о кислоте Льюиса и базе Льюиса.

«Льюисовская» концепция кислоты или основания, названная в честь Гилберта Льюиса, даже более общая, чем определение Бренстеда-Лоури, о котором мы говорили ранее. Следует помнить, что все кислоты Льюиса также являются кислотами Бренстеда-Лоури, и все основания Льюиса также являются основаниями Бренстеда-Лоури. Определение Льюиса — это просто еще один способ взглянуть на одно и то же свойство в целом. Это все равно что сказать, что есть несколько способов очистить банан от кожуры. Так чем же отличается определение Льюиса?

Вместо того, чтобы сосредоточиться на протонах, Гилберт Льюис сосредоточился на электронах.Он специально рассматривал неподеленные пары электронов. Вот определения Гилберта Льюиса.

Кислота Льюиса: акцептор электронной пары
Основание Льюиса: донор электронной пары

В мире кислот Льюиса и оснований Льюиса король электронов.

Давайте посмотрим на типичное основание Бренстеда-Лоури, чтобы увидеть, почему оно также является основанием Льюиса:

  1. NH 3 имеет неподеленную пару электронов на атоме азота. (Помните точечную структуру Льюиса? Эти структуры также были названы в честь знаменитого химика Гилберта Льюиса.)
  2. Когда появляется протон, одинокие электроны умоляют протон присоединиться к ним.
  3. NH 3 отдает свою пару электронов протону.
  4. Протон всасывается из раствора. Электроны болтаются с протоном, и все счастливы.

NH 3 пожертвовал свою электронную пару и действует как база Льюиса. Протон принял электроны и действует как кислота Льюиса.

Хотя все основания Бренстеда-Лоури также являются основаниями Льюиса, не все кислоты Льюиса являются кислотами Бренстеда-Лоури.(Это похоже на то, как все квадраты являются прямоугольниками, но не все прямоугольники являются квадратами.) Al 3+ является примером кислоты Льюиса, которая не является кислотой Бренстеда-Лоури. В конце концов, Al 3+ не имеет протонов для переноса, как того требует определение Бренстеда-Лоури. Однако Al 3+ принимает пары электронов из воды с образованием скоординированного комплекса Al (H 2 O) 6 3+ . В этом случае Al 3+ действует как кислота Льюиса, а H 2 O действует как основание Льюиса.

Концепция кислот и оснований Льюиса может быть очень полезной, особенно когда речь идет о молекулах с кислотными или основными свойствами, которые не соответствуют определениям Бренстеда-Лоури. Однако для большинства химиков определение Бренстеда-Лоури достаточно. С этого момента мы не будем говорить о кислотах и ​​основаниях в смысле «Льюиса», а будем использовать хорошее старое определение Бренстеда-Лоури.

Brain Snack

Хотите еще более интересных определений кислот и оснований, чтобы произвести впечатление на своих друзей? С такими именами, как Люкс-Флад и Усанович, как вы могли устоять?

CHEM 101 — Слабое кислотное и слабое основное равновесие

ОБЩИЕ ТЕМЫ ХИМИИ

Кислотно-основное равновесие

Слабые кислоты и основания.Уравнение диссоциации кислоты и общее слабое кислотное равновесие.
Уравнение гидролиза оснований и общее слабое равновесие оснований.


Уравнение диссоциации кислоты и

K a

Уравнение кислотной диссоциации для общей кислотной ГА

HA = H + + A

является определяющим для константы диссоциации кислоты, K a :

K a = [H + ] [A ]
/ [HA]

K a позволяет количественно измерить силу кислоты.Для сильных кислот K a очень велико.
Соляная кислота, например, имеет K a ≈ 10 6 ,
это означает, что HCl ( водн., ) практически полностью диссоциирован.
Это типично для сильных кислот, и они классифицируются (как растворимые ионные
соединения) сильные электролиты.

Для слабой кислоты, такой как уксусная кислота ,
HC 2 H 3 O 2
,
K a примерно 1.8 × 10 −5 ,
значение, которое указывает на то, что уксусная кислота в воде остается в основном неионизированной.
Это показывает тест проводимости с 5% раствором уксусной кислоты,
который показывает, что раствор может проводить некоторое количество тока, но намного меньший ток, чем раствор
хлорид натрия в аналогичной концентрации.
Уравнение кислотной диссоциации уксусной кислоты показано справа.

Представляя гидроксоний как H + ( водн. ),
ионное уравнение для уксусной кислоты в воде формально сбалансировано
без включения молекулы воды в качестве реагента, что подразумевается в приведенном выше уравнении.

Общее слабое кислотное равновесие: количественная обработка

Для расчета равновесия слабой кислоты чрезвычайно полезна таблица «ICE».
Такая таблица помогает определить уравнение, необходимое для решения общей проблемы.
Мы примем условное обозначение начального
концентрация кислоты по F (или «формальная» концентрация).

HA = H + + А

начальная концентрация F 0 * 0
изменение концентрации
конечная концентрация F — x х * x

Звездочка рядом с концентрациями
H + означает, что изначально он, строго говоря, не равен нулю,
или полученный исключительно в результате диссоциации HA, но небольшое количество
(~ 10 −7 M) происходит за счет автодиссоциации воды.По большей части мы будем решать проблемы только там, где это может
можно безопасно пренебречь, но мы должны помнить о необходимости проверки
что это предположение верно.

Следующим шагом в этой проблеме будет замена
величины в строке конечных концентраций в выражение
для K a и решите полученное уравнение
для x , вставка номеров для F и K a .

K a = [H + ] [A ]
/ [HA] = x 2 / F — x

Решение вышеуказанного для x дает квадратное уравнение:

x 2 + K a x K a F ​​= 0

Мы сохранили уравнение в общем виде, и мы можем записать
общий вид решения этого типа задач с использованием квадратичной
формула.Решение («корни») уравнения

ось 2 + bx + c = 0

имеет формулу

x = {- b ± ( b 2 — 4 ac ) 1/2 }
/ 2 а .

Таким образом, при a = 1, b = K a ,
и c = — K a F, мы можем написать
общая формула для решения как

x = {- K a ± ( K a 2 +
4 K a F) 1/2 } / 2.

Расчет pH для слабой кислоты

Решение этой проблемы обычно получается как положительный корень квадратного уравнения,
обозначенный выше как x , определяется значениями параметров
F (формальная концентрация) и K a .
Затем значение x присваивается равновесным концентрациям.
[H + ] и [A ] для случая диссоциации слабой кислоты HA.

Пример задачи .
Для уксусной кислоты с K a = 1,8 × 10 −5 ,
рассчитать pH 0,10 М раствора.

Решение: Это расчет слабой кислоты. Используя данные значения
из F (0,10) и K a формула для положительного корня из
квадратное уравнение выше дает x = 1,3327 × 10 −3 .
Установив x = [H + ] и вычислив −log x ,
pH (с точностью до сотых) равен 2.88.

Однако мы часто используем приближение этого решения:

x ≈ (F K a ) 1/2

Как это возникает и при каких обстоятельствах допустимо использовать вместо точного
решение квадратного уравнения?
Достоверность этого метода зависит от того, можно ли пренебречь x по сравнению с F .
Если да, то мы можем написать

К a = x 2 /
( F x ) ≈ x 2 / F

где мы читаем «≈», чтобы означать «примерно (приблизительно) равно».Преобразование как x 2 ≈ F K a
и извлечение квадратного корня из обеих частей дает приближение, указанное выше.

В таблице ниже сравниваются точные и приблизительные решения для нескольких поучительных случаев.

Расчет pH слабой кислоты: точное

против приблизительного раствора

формальный
концентрация (F)

К a

фракция
диссоциированная (α)

pH точно pH приблизительно

0.1 м

10 −4

0,0311

2,507

2.500

0,1 млн

10 −5

0,00995 (≈ 0,01)

3.002

3.000

0,1 млн

2,63 × 10 −4

0,05

2.301

2.290

0.01 М

10 −6

0,00995 (≈ 0,01)

4.002

4.000

Оценка того, является ли приблизительное значение pH адекватной заменой точного значения
зависит от контекста.Если можно автоматически решить квадратное уравнение (с помощью электронной таблицы Excel или программного калькулятора),
тогда, конечно, обычно будет использоваться точное решение, поскольку оно может быть получено с минимальными усилиями.
Но если нас заставляют рассчитывать pH вручную, использование приблизительного значения дает значительную экономию труда.
формула. Мы можем оценить внесенную ошибку и решить, какая дробная или абсолютная разница между
Мы готовы терпеть pH приблизительно и pH точное значение .Также имейте в виду, что даже точно рассчитанный pH может отличаться от того, что мы можем измерить на самом деле.
экспериментально по разным причинам (которые нам придется отложить как дополнительную тему).
В нашем тексте

(Ссылка 1), если значение
α = x / F <0,05, приближение считается адекватным. Строка 3 в приведенной выше таблице показывает, что для α = 0,05 погрешность pH все еще составляет всего лишь порядка 0,01 единицы pH. В данном конкретном случае ( K F) 1/2 = {(0.10) (1,8 × 10 −5 )} 1/2
= 1,342 × 10 -3 и pH = 2,87.

Уравнение гидролиза основания и определение

K b

K b известна как основная константа гидролиза или просто «основная константа».
Он определяется химическим уравнением отрыва основанием протона от воды,
называется уравнением гидролиза основания .

Обратите внимание, что уравнение основного гидролиза представляет собой полную кислотно-щелочную реакцию Бренстеда-Лоури,
с водой в качестве реагирующей кислоты.Выражение для базовой константы получается следующим образом:
обычный
правила
для записи константы равновесия химической реакции,
с дополнительной особенностью, заключающейся в том, что из выражения опускается концентрация воды.
Это связано с тем, что в разбавленном водном растворе концентрация воды остается практически постоянной.

Простое молекулярное соединение аммиак (NH 3 )
действует как нейтральное слабое основание в соответствии с уравнением гидролиза основания,

показано как благоприятное для реагентов равновесие.Выражение для аммиака K b имеет вид
[NH 4 + ] [OH ] / [NH 3 ]
и экспериментальное значение для него составляет примерно 1,8 × 10 −5 .

Пример задачи .
Для аммиака с K b = 1,8 × 10 −5 ,
рассчитать pH 0,050 М раствора.

Решение: Это слабое базовое вычисление, и мы будем использовать формулу для
приближенное решение для положительного корня квадратного уравнения, которое получается из
записи таблицы ICE для равновесных концентраций
подставлено в выражение для K b .Отметим, что эти выражения имеют тот же вид, что и для случая слабой кислоты.
равновесие диссоциации, с x = [OH ] и K b
вместо K a .
Используя данные значения F (0,050) и K b ,
( K F) 1/2 = {(0,050) (1,8 × 10 −5 )} 1/2
= 9,487 × 10 -4 и pOH = 3,02. Используя формулу pH = 14.00 — pOH,
pH (с точностью до сотых) составляет 10,98 (точное решение в этом случае дает pH = 10,97).

[OH ] = x ≈ (F K b ) 1/2
pH = 14,00 — pOH ≈ 14,00 + log x

Кислотно-основное равновесие

: расчет Ka или Kb раствора — стенограмма видео и урока

Введение в Ka и Kb

Мы используем константу диссоциации , чтобы измерить, насколько хорошо диссоциирует кислота или основание.Для кислот эти значения представлены Ka; для баз, Кб. Эти константы не имеют единиц измерения.

Все химические реакции продолжаются до тех пор, пока они не достигнут химического равновесия, точки, в которой скорости прямой и обратной реакции равны. Мы используем константу равновесия Kc для реакции, чтобы продемонстрировать, благоприятствует ли реакция продуктам (прямая реакция доминирует) или реагентам (обратная реакция доминирует). Высокие значения Kc означают, что реакция является предпочтительной для продукта, в то время как низкие значения Kc означают, что реакция является предпочтительной для реагента.

Для кислотной и основной диссоциации применяются те же концепции, за исключением того, что мы используем Ka или Kb вместо Kc. Высокие значения Ka означают, что кислота хорошо диссоциирует и является сильной кислотой. Низкие значения Ka означают, что кислота плохо диссоциирует и что это слабая кислота. Та же логика применима и к базам.

Существует взаимосвязь между концентрацией продуктов и реагентов и константой диссоциации (Ka или Kb). Для кислот это соотношение показано выражением: Ka = [h4O +] [A-] / [HA].

Продукты диссоциации (конъюгированная кислота h4O + и конъюгат основания A-) находятся вверху, а исходная кислота HA находится внизу. Обратите внимание, что в этом выражении нет воды. Мы игнорируем воду, потому что это жидкость, и мы не можем выразить ее концентрацию.

Для баз это соотношение показано уравнением Kb = [BH +] [OH-] / [B]. Продукты (сопряженная кислота и сопряженное основание) находятся сверху, а исходное основание — снизу. Еще раз, воды нет.-3 М. Что такое Ка у уксусной кислоты? Это сильная или слабая кислота?

Чтобы решить эту проблему, нам понадобится несколько вещей: уравнение диссоциации кислоты, выражение Ка и наши навыки алгебры.

Уравнение диссоциации кислоты: HC2h4O2 + h3O <==> h4O + + C2h4O2-.

Выражение Ka имеет вид Ka = [h4O +] [C2h4O2-] / [HC2h4O2].

Задача предоставила нам немного информации: концентрация уксусной кислоты составляет 0,9 M, а концентрация ее ионов гидроксония составляет 4 * 10 ^ -3 M.-4.

Поначалу это назначение звучит пугающе, но мы должны помнить, что на самом деле pH — это просто измерение концентрации ионов гидроксония. Мы можем найти pH, взяв отрицательный логарифм концентрации иона гидроксония, используя выражение pH = -log [h4O +].

Как и в предыдущей практической задаче, мы можем использовать то, что мы знаем (значение Ka и концентрацию исходной кислоты), чтобы вычислить концентрацию конъюгированной кислоты (h4O +). Начнем с написания уравнения диссоциации и выражения Ка для кислоты.2 / 0,010 M

x = 0,0026, поэтому наша концентрация иона гидроксония равна 0,0026 М. Чтобы найти pH, я беру отрицательный логарифм этого значения.

pH = -log [0,0026]

pH = 2,6

Оказывается, зонд pH нам не понадобился.

Краткое содержание урока

Сильные кислоты и основания хорошо (примерно на 100%) диссоциируют в водных (или на водной основе) растворах. Слабые кислоты и основания плохо диссоциируют (намного, намного меньше 100%) в водных растворах.Общая диссоциация кислоты в воде представлена ​​уравнением HA + h3O -> h4O + + A-. Общая диссоциация основания в воде представлена ​​уравнением B + h3O -> BH + + OH-.

Значения

Ka и Kb определяют, насколько хорошо диссоциирует кислота или основание. Более высокие значения Ka или Kb означают более высокую прочность. Общие выражения Ka имеют вид Ka = [h4O +] [A-] / [HA]. Общие выражения Kb имеют вид Kb = [BH +] [OH-] / [B].

При использовании выражений Ka или Kb для решения неизвестного, не забудьте сначала записать уравнение диссоциации или выражение диссоциации.Используйте выражение диссоциации, чтобы найти неизвестное, заполнив выражение известной информацией.

Результаты обучения

После этого урока вы должны уметь:

  • Определить сильные и слабые кислоты и основания
  • Объясните, что измеряют значения Ka и Kb
  • Определите общие выражения Ka и Kb
  • Вспомните, как использовать выражения Ka и Kb для решения неизвестного

Равновесие и кислотная основа Сара Вегверт

Во многих отношениях органическая химия сильно отличается от общей химии.Однако есть вещи, которые вы узнали в общей химии, которые необходимы для понимания концепций органической химии. В частности, мы рассмотрим равновесие и его применимость к кислотно-основным реакциям.

Часто эти концепции рассматриваются в течение первого семестра по органической химии и широко используются во втором семестре. Если вы чувствуете, что можете использовать быстрый обзор , продолжайте читать.

Тема этого поста: Низкая энергия благоприятна.

НОВИНКА! Супер короткая версия 🙂

Равновесие

В равновесии скорость прямой и обратной реакции равна

Общая равновесная реакция

Значение…

1 — реагенты переходят в продукты И продукты собираются в реагенты одновременно коэффициент

2 — концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными

Это НЕ означает, что концентрация реагентов = концентрация продуктов

Концентрации используются для расчета константы равновесия ( Keq)

Помните наша тема: низкая энергия благоприятна.При равновесии предпочтение отдается стороне с более низкой энергией. Под «благоприятным» мы подразумеваем более высокую концентрацию.

Это означает…

Кислотно-основная химия

Кислотно-основные реакции обратимы и, следовательно, являются равновесными.

В кислотно-основных реакциях мы сосредотачиваемся на степени, в которой КИСЛОТА (реагент) депротонируется до конъюгированной кислоты (продукта). Следовательно, как эквивалент константы равновесия, мы смотрим на Ka.

Чтобы исключить необходимость в экспоненциальном представлении, мы затем преобразуем Ka в pKa.

Из-за функции -log теперь, чем меньше значение pKa, тем больше предпочтение отдается продуктам.Это означает, что чем сильнее кислота, тем меньше значение pKa.

Короче говоря,

· Чем меньше pKa, тем сильнее кислота

· Кислотно-щелочные равновесия благоприятствуют стороне с кислотой с большим pKa

TL; Версия DR (исходная)

Равновесие:

Все реакции обратимы. (В некоторых реакциях продукт настолько предпочтителен, что мы говорим, что реакция необратима и идет до завершения.) Это означает, что реакция может идти от исходных материалов к продукту и наоборот. Фактически, механизм перехода от продуктов к исходным материалам прямо противоположен механизму прямой реакции. Например, механизм защиты кетона в альдегиде и кетоне 14 меняется на противоположный, чтобы выполнить снятие защиты в альдегиде и кетоне 16.

Давайте рассмотрим эту обратимую природу реакций далее, используя простую общую реакцию

И прямую, и обратную реакции никогда не прекращаются, но в какой-то момент больше не наблюдается заметного изменения концентрации реагентов и продуктов.Когда это происходит, мы говорим, что реакция достигла состояния равновесия.

Степень превращения исходного материала в продукт определяется термодинамикой (изменениями энергии). Помните, что для системы благоприятно перейти от высокой энергии к низкой. Следовательно, сторона с более низкой энергией имеет преимущество при равновесии.

Количественно мы используем константу равновесия (Keq) для описания реакции при равновесии. Используя концентрации в состоянии равновесия, мы можем рассчитать Keq по следующему уравнению:

На основании этого уравнения мы можем сделать вывод, что в состоянии равновесия:

Если Keq> 1 , то [C] [D] > [A] [B]

Если Keq <1 , то [C] [D] <[A] [B]

Если Keq = 1 т курица [C] [D] = [A] [B]

Давайте сделаем еще один шаг, поскольку степень преобразования является функцией относительных энергий, мы можем переформулировать первые два приведенных выше утверждения следующим образом:

Чем больше значение Keq, чем меньше энергии продукты по сравнению с исходными материалами.

Чем меньше значение Keq, тем выше энергия продуктов относительно исходного материала

Я из Миннесоты, и одно из моих любимых занятий зимой — катание на санях. Мы можем использовать аналогию с катанием на санях и подъемом на холм, чтобы визуализировать равновесие и связанные с ним энергетические изменения.

Когда Keq> 1 (символ больше чем указывает вправо в сторону, или продуктов) энергетически реакция скатывается вниз по склону, чтобы добраться до продуктов.

Когда Keq <1 (символ «меньше» указывает налево или в сторону исходных материалов) энергетически, реакция поднимается в гору, чтобы добраться до продуктов.

Несомненно, спуск с горы намного выгоднее !!!

Независимо от того, как вы думаете об этом, знание того, какая сторона равновесия предпочтительна, проинформирует вас о том, являются ли исходные материалы или продукты энергетически выгодными. Когда это полезно? Хороший пример можно увидеть, посмотрев на кислотно-щелочной химический состав.

Кислотно-щелочная химия

Сила кислоты и основания измеряется с помощью констант равновесия . Давайте рассмотрим это, используя типичную кислотно-щелочную реакцию:

Отсюда мы можем определить константу равновесия:

Как правило, мы можем предположить, что концентрация воды почти постоянна, поскольку кислотно-основные реакции обычно проводятся в разбавленных водных растворах. В результате мы можем использовать новый термин Ka, в котором концентрация воды была удалена из выражения путем умножения обеих частей приведенного выше уравнения на [h3O].Результат:

Подобно константам равновесия, Ka измеряет степень образования продуктов. В этом случае мы измеряем степень диссоциации кислоты. Чем сильнее кислота, тем сильнее она диссоциирует. Следовательно, чем больше значение Ka, тем сильнее кислота. Значение Ka обычно очень велико или очень мало, что требует использования научных обозначений. Поэтому химики предпочитают использовать вместо этого значения pKa. Помните, что pKa связано с Ka с помощью следующего уравнения:

Если хотите, вы можете просмотреть логарифмические математические функции в другом месте, , но главное, что нужно помнить, — это то, что чем меньше значение pKa, тем сильнее кислота. Это обратная тенденция, которую мы наблюдали для Ka, потому что мы смотрим на -log. Также имейте в виду, что изменение единицы pKa соответствует изменению Ka на порядка величины .

Теперь, когда у нас есть лучшее представление о равновесии и pKa, давайте посмотрим, как мы можем использовать значения pKa, чтобы предсказать, какая сторона равновесия будет предпочтительнее в кислотно-основных реакциях.

Давайте возьмем кислотное основание 4 в качестве примера

Помните, что продуктами кислотно-основной реакции являются сопряженная кислота и сопряженное основание.Следовательно, мы можем сравнить значения pKa кислоты и конъюгированной кислоты, чтобы определить, какая сторона равновесия предпочтительна. В этом примере pKa слева приблизительно равно 4, а справа — 15,7. Поскольку кислоты и основания образуют пары в виде конъюгатов, более сильная кислота находится на той же стороне, что и более сильное основание, поэтому энергетически выгодная реакция — это реакция, где сильнее / сильнее → слабее / слабее.

Ключевые моменты, которые следует помнить при кислотно-основных реакциях:

  • Чем сильнее кислота, тем ниже значение pKa
  • Равновесие благоприятствует стороне более слабой кислоты

Следовательно, значения pKa можно использовать для определения, на какой стороне будет благоприятствовать равновесие.

Полезно получить хорошее представление об относительном pKa обычных кислот и / или функциональных групп. Ваш инструктор и ваш учебник выделят те, которые вам нужно знать.

Помните: кислотность увеличивается по мере увеличения стабильности сопряженного основания. Чтобы узнать, как резонанс и индуктивные эффекты могут повлиять на стабильность конъюгированного основания, посмотрите следующие видео из приложения. Механизмы:

Резонанс:

Индуктивные эффекты:

Можно практиковать определение того, какая сторона кислотно-щелочного равновесия является предпочтительной. найдено по этой ссылке.Прочтите ответы, чтобы узнать о примерах общего равновесия, с которыми вы, вероятно, столкнетесь во втором семестре по органической химии.

Молекулярная структура и кислотно-основная прочность

Мы видели, что сила кислот и оснований варьируется на многие порядки. В этом разделе мы исследуем некоторые структурные и электронные факторы, которые контролируют кислотность или основность молекулы.

Сила сцепления

В целом, чем прочнее связь A – H или B – H + , тем меньше вероятность разрыва связи с образованием ионов H + и, следовательно, тем менее кислотным является вещество.Этот эффект можно проиллюстрировать на примере галогенидов водорода:

Относительная кислотная сила HF < HCl < HBr < HI
Энергия связи H – X (кДж / моль) 570 432 366 298
p K a 3.20 −6,1 −8,9 −9,3

Тенденция в энергиях связи обусловлена ​​постоянным уменьшением перекрытия между 1 s орбиталью водорода и валентной орбиталью атома галогена по мере увеличения размера галогена. Чем крупнее атом, с которым связан H, тем слабее связь.Таким образом, связь между H и большим атомом в данном семействе, например I или Te, слабее, чем связь между H и меньшим атомом в том же семействе, например F или O. бинарные гидриды увеличиваются по мере того, как мы спускаемся вниз по столбцу периодической таблицы . Например, порядок кислотности для бинарных гидридов Группы 16 следующий, со значениями p K a в скобках: H 2 O (14,00 = p K w ) 2 S (7.05) 2 Se (3,89) 2 Te (2,6).

Стабильность основания конъюгата

Запишем ли мы кислотно-щелочную реакцию как AH⇌A− + H + или как BH + ⇌B + H +, сопряженное основание (A или B) содержит на одну неподеленную пару электронов больше, чем исходная кислота (AH или BH + ). Любой фактор, который стабилизирует неподеленную пару на основе конъюгата, способствует диссоциации H + и делает исходную кислоту более сильной кислотой. Давайте посмотрим, как это объясняет относительную кислотность бинарных гидридов элементов второй строки периодической таблицы.Наблюдаемый порядок увеличения кислотности следующий, со значениями p K a в скобках: CH 4 (~ 50) << NH 3 (~ 36) 2 O (14.00) < ВЧ (3.20). Рассмотрим, например, соединения на обоих концах этого ряда: метан и фтороводород. Сопряженное основание CH 4 — это CH 3 , а сопряженное основание HF — F . Поскольку фтор гораздо более электроотрицателен, чем углерод, фтор может лучше стабилизировать отрицательный заряд в ионе F , чем углерод может стабилизировать отрицательный заряд в ионе CH 3 .Следовательно, HF имеет большую тенденцию к диссоциации с образованием H + и F , чем метан с образованием H + и CH 3 , что делает HF гораздо более сильной кислотой, чем CH 4 .

Та же тенденция предсказывается путем анализа свойств конъюгированных кислот. Для ряда соединений общей формулы HE, когда электроотрицательность E увеличивается, связь E – H становится более полярной, способствуя диссоциации с образованием E и H + .Благодаря как возрастающей стабильности конъюгированного основания, так и возрастающей поляризации связи E – H в конъюгированной кислоте, кислотных сил бинарных гидридов увеличиваются по мере того, как мы идем слева направо через строку периодической таблицы .

Обратите внимание на узор

Сила кислоты бинарных гидридов увеличивается по мере продвижения на вниз, столбец или слева направо, через строку периодической таблицы.

Индуктивные эффекты

Атомы или группы атомов в молекуле, кроме тех, с которыми связан H, могут вызывать изменение в распределении электронов внутри молекулы.Это называется индуктивным эффектом , и, как и координация воды с ионом металла, он может иметь большое влияние на кислотность или основность молекулы. Например, все гипогалогеновые кислоты (общая формула HOX, где X представляет галоген) имеют атом водорода, связанный с атомом кислорода. В водном растворе все они образуют следующее равновесие:

Уравнение 16.37

HOX (водн.) ⇌H + (водн.) + OX− (водн.)

Кислотность этих кислот различается примерно на три порядка, однако из-за разницы в электроотрицательности атомов галогена:

HOX Электроотрицательность X p K a
HOCl 3.0 7,40
HOBr 2,8 8,55
HOI 2,5 10,5

По мере увеличения электроотрицательности X распределение электронной плотности внутри молекулы изменяется: электроны сильнее притягиваются к атому галогена и, в свою очередь, от H в связи O – H, тем самым ослабляя связь O – H. связь и диссоциация водорода как H + .

Кислотность оксокислот с общей формулой НОХО n ( n = 0-3) сильно зависит от количества концевых атомов кислорода, присоединенных к центральному атому X. Как показано на рисунке 16.14. между кислотной активностью оксокислот хлора и плотностью электронов на блоке O – H « K a значения оксокислот хлора увеличиваются примерно в 10 4 до 10 6 с каждый кислород добавляется в виде следующих друг за другом атомов кислорода.Увеличение силы кислоты с увеличением числа концевых атомов кислорода связано как с индуктивным эффектом, так и с повышенной стабилизацией конъюгированного основания.

Обратите внимание на узор

Любой индукционный эффект, который снижает электронную плотность связи O – H, увеличивает кислотность соединения.

Поскольку кислород является вторым по величине электроотрицательным элементом, добавление концевых атомов кислорода заставляет электроны отводиться от связи O – H, делая ее слабее и тем самым увеличивая силу кислоты.Цвета на рис. 16.14 «Взаимосвязь между кислотной активностью оксокислот хлора и плотностью электронов в блоке O – H» показывают, как электростатический потенциал, мера силы взаимодействия точечного заряда в любом месте на поверхность молекулы изменяется по мере увеличения числа концевых атомов кислорода. На рис. 16.14 «Взаимосвязь между кислотной активностью оксокислот хлора и плотностью электронов на блоке O – H» и на рис. 16.15 «Взаимосвязь между делокализацией отрицательного заряда в оксоанионах хлора и числом концевых атомов кислорода. «синий цвет соответствует низкой плотности электронов, а красный цвет соответствует высокой плотности электронов.Атом кислорода в блоке O – H становится все менее красным от HClO к HClO 4 (также обозначается как HOClO 3 ), в то время как атом H становится все более синим, указывая на то, что электронная плотность в блоке O – H уменьшается. по мере увеличения числа концевых атомов кислорода. Уменьшение электронной плотности в связи O – H ослабляет ее, облегчая потерю водорода в виде ионов H + , тем самым увеличивая силу кислоты.

Рис. 16.14 Взаимосвязь между кислотной активностью оксокислот хлора и плотностью электронов на установке O – H

Эти карты электростатического потенциала показывают, как электронная плотность на блоке O – H уменьшается по мере увеличения числа концевых атомов кислорода.Синий соответствует низкой плотности электронов, тогда как красный соответствует высокой плотности электронов.

Источник: оксокислоты хлора p K a значения из J. R. Bowser, Inorganic Chemistry (Pacific Grove, CA: Brooks-Cole, 1993).

Однако не менее важным является эффект делокализации отрицательного заряда в сопряженном основании. Как показано на рисунке 16.15 «Взаимосвязь между делокализацией отрицательного заряда в оксоанионах хлора и числом концевых атомов кислорода», количество резонансных структур, которые можно записать для оксоанионов хлора, увеличивается по мере увеличения количества концевых атомов кислорода. увеличивается, позволяя делокализовать единичный отрицательный заряд по все большему количеству атомов кислорода.Графики электростатического потенциала на рис. 16.15 «Взаимосвязь между делокализацией отрицательного заряда в оксоанионах хлора и числом концевых атомов кислорода» демонстрируют, что электронная плотность на концевых атомах кислорода неуклонно уменьшается по мере увеличения их количества. Атом кислорода в ClO красный, указывая на то, что он богат электронами, а цвет кислорода постепенно меняется на зеленый в ClO 4 , указывая на то, что атомы кислорода постепенно становятся менее богатыми электронами через ряд .Например, в перхлорат-ионе (ClO 4 ) единственный отрицательный заряд делокализован по всем четырем атомам кислорода, тогда как в гипохлорит-ионе (OCl ) отрицательный заряд в основном локализован на одном атом кислорода (рис. 16.15 «Взаимосвязь между делокализацией отрицательного заряда в оксоанионах хлора и числом концевых атомов кислорода»). В результате перхлорат-ион не имеет локализованного отрицательного заряда, с которым может связываться протон.Следовательно, перхлорат-анион имеет гораздо меньшее сродство к протону, чем гипохлорит-ион, а хлорная кислота является одной из самых сильных известных кислот.

Обратите внимание на узор

Делокализация электронов в конъюгированном основании увеличивает силу кислоты.

Рисунок 16.15 Связь между делокализацией отрицательного заряда в оксоанионах хлора и числом концевых атомов кислорода

По мере увеличения числа концевых атомов кислорода число резонансных структур, которые можно записать для оксоанионов хлора, также увеличивается, и единичный отрицательный заряд делокализуется по большему количеству атомов кислорода.Как показывают эти графики электростатического потенциала, электронная плотность на концевых атомах кислорода неуклонно уменьшается по мере увеличения их числа. По мере того, как электронная плотность на атомах кислорода уменьшается, уменьшается их сродство к протону, что делает анион менее основным. В результате исходная оксокислота более кислая.

Подобные индукционные эффекты также ответственны за тенденцию изменения кислотности оксокислот, которые имеют такое же количество атомов кислорода, как мы просматриваем строку периодической таблицы слева направо.Например, H 3 PO 4 — слабая кислота, H 2 SO 4 — сильная кислота, а HClO 4 — одна из самых сильных известных кислот. Число концевых атомов кислорода постоянно увеличивается в ряду, что соответствует наблюдаемому увеличению кислотности. Кроме того, электроотрицательность центрального атома неуклонно увеличивается от P до S и до Cl, что приводит к тому, что электроны притягиваются от кислорода к центральному атому, ослабляя связь O – H и увеличивая прочность оксокислоты.

Тщательный анализ данных в таблице 16.4 «Значения p» показывает две очевидные аномалии: угольная кислота и фосфористая кислота. Если бы угольная кислота (H 2 CO 3 ) была дискретной молекулой со структурой (HO) 2 C = O, она имела бы единственный концевой атом кислорода и была бы сопоставима по кислотной силе с фосфорной кислотой (H 3 ПО 4 ), для которых p K a1 = 2,16. Вместо этого табличное значение p K a1 для угольной кислоты равно 6.35, что делает его примерно в 10 000 раз слабее, чем ожидалось. Однако, как мы увидим в разделе 16.6 «Буферы», H 2 CO 3 является лишь второстепенным компонентом водных растворов CO 2 , которые называются угольной кислотой. Точно так же, если бы фосфористая кислота (H 3 PO 3 ) действительно имела структуру (HO) 3 P, она не имела бы концевых атомов кислорода, связанных с фосфором. Следовательно, можно ожидать, что она будет такой же сильной кислотой, как HOCl (p K a = 7.40). Фактически, p K a1 для фосфористой кислоты составляет 1,30, а структура фосфористой кислоты (HO) 2 P (= O) H с одним атомом H, непосредственно связанным с P, и одной связью P = O. . Таким образом, p K a1 для фосфористой кислоты аналогичен таковому для других оксокислот с одним концевым атомом кислорода, например H 3 PO 4 . К счастью, фосфористая кислота — единственная распространенная оксокислота, в которой атом водорода связан с центральным атомом, а не с кислородом.

Таблица 16.4 Значения p K a для выбранных полипротонных кислот и оснований

Полипротонные кислоты Формула с.
К

A1
с.
К

a2
с.
К

a3
угольная кислота * “H 2 CO 3 6.35 10,33
лимонная кислота HO 2 CCH 2 C (OH) (CO 2 H) CH 2 CO 2 H 3,13 4,76 6,40
малоновая кислота HO 2 CCH 2 CO 2 H 2.85 5,70
щавелевая кислота HO 2 CCO 2 H 1,25 3,81
фосфорная кислота H 3 PO 4 2.16 7,21 12,32
фосфорная кислота H 3 PO 3 1,3 6,70
янтарная кислота HO 2 CCH 2 CH 2 CO 2 H 4.21 5,64
серная кислота H 2 SO 4 −2,0 1,99
сернистая кислота * “H 2 SO 3 1.85 7,21
Полипротические основы Формула с.
К

b1
с.
К

b2
этилендиамин H 2 N (CH 2 ) 2 NH 2 4.08 7,14
пиперазин HN (канал 2 канал 2 ) 2 NH 4,27 8,67
пропилендиамин H 2 N (CH 2 ) 3 NH 2 3.45 5,12
* H 2 CO 3 и H 2 SO 3 являются в лучшем случае второстепенными компонентами водных растворов CO 2 (г) и SO 2 (г) соответственно, но такие растворы обычно называют содержащими угольную кислоту и сернистую кислоту соответственно.

Индуктивные эффекты наблюдаются также в органических молекулах, содержащих электроотрицательные заместители.Величина электроноакцепторного эффекта зависит как от природы, так и от количества галогеновых заместителей, как показано значениями p K a для нескольких производных уксусной кислоты:

pKaCh4CO2h5,76 Как и следовало ожидать, фтор, который является более электроотрицательным, чем хлор, вызывает больший эффект, чем хлор, а действие трех галогенов больше, чем действие двух или одного.Обратите внимание на эти данные, что индукционные эффекты могут быть довольно большими. Например, замена группы –CH 3 уксусной кислоты на группу –CF 3 приводит к увеличению кислотности примерно в 10 000 раз!

Пример 5

Расположите соединения каждой серии в порядке увеличения силы кислоты или основания.

  1. серная кислота [H 2 SO 4 или (HO) 2 SO 2 ], фторсульфоновая кислота (FSO 3 H или FSO 2 OH) и сернистая кислота [H 2 SO 3 , или (HO) 2 SO]
  2. аммиак (NH 3 ), трифторамин (NF 3 ) и гидроксиламин (NH 2 OH)

Здесь показаны структуры.

Дано: ряд соединений

Запрошено: относительная концентрация кислоты или основания

Стратегия:

Используйте относительную силу связи, стабильность основания конъюгата и индукционные эффекты, чтобы расположить соединения в порядке возрастания их склонности к ионизации в водном растворе.

Решение:

  1. Хотя и серная кислота, и сернистая кислота имеют две группы –ОН, атом серы в серной кислоте связан с двумя концевыми атомами кислорода, а не с одним в сернистой кислоте.Поскольку кислород очень электроотрицателен, серная кислота является более сильной кислотой, потому что отрицательный заряд на анионе стабилизируется дополнительным атомом кислорода. Сравнивая серную кислоту и фторсульфоновую кислоту, мы отмечаем, что фтор более электроотрицателен, чем кислород. Таким образом, замена –OH на –F удалит на больше электронной плотности из центрального атома S, что, в свою очередь, приведет к удалению электронной плотности из связи S – OH и связи O – H. Поскольку его связь O – H слабее, FSO 3 H является более сильной кислотой, чем серная кислота.Приведенный здесь прогнозируемый порядок концентраций кислот подтверждается измеренными значениями p K a для этих кислот:

    pKah3SO31,85

  2. Структура как трифторамина, так и гидроксиламина аналогична структуре аммиака. В трифторамине все атомы водорода в NH 3 заменены атомами фтора, тогда как в гидроксиламине один атом водорода заменен на ОН.Замена трех атомов водорода фтором приведет к уменьшению электронной плотности у N, что сделает неподеленную электронную пару на N менее доступной для связи с ионом H + . Таким образом, прогнозируется, что NF 3 будет гораздо более слабым основанием, чем NH 3 . Точно так же, поскольку кислород более электроотрицателен, чем водород, замена одного атома водорода в NH 3 на ОН сделает амин менее основным. Однако, поскольку кислород менее электроотрицателен, чем фтор, и заменяется только один атом водорода, эффект будет меньше.Показанный здесь прогнозируемый порядок увеличения прочности основания подтверждается измеренными значениями p K b :

    pKbNF3 — << Nh3OH8.06 Трифторамин — настолько слабое основание, что не вступает в реакцию с водными растворами сильных кислот. Следовательно, его базовая константа ионизации не измерялась.

Упражнение

Расположите соединения каждой серии в порядке

.

  1. уменьшение силы кислоты: H 3 PO 4 , CH 3 PO 3 H 2 и HClO 3 .
  2. , увеличивающая базовую прочность: CH 3 S , OH и CF 3 S .

Ответ:

  1. HClO 3 > CH 3 PO 3 H 2 > H 3 PO 4
  2. CF 3 S 3 S

Сводка

Кислотно-основная сила молекулы сильно зависит от ее структуры.Чем слабее связь A – H или B – H + , тем больше вероятность диссоциации с образованием иона H + . Кроме того, любой фактор, который стабилизирует неподеленную пару на основании конъюгата, способствует диссоциации H + , делая кислоту конъюгата более сильной кислотой. Атомы или группы атомов в другом месте молекулы также могут быть важны для определения силы кислоты или основания через индуктивный эффект , который может ослабить связь O – H и позволить водороду легче теряться в виде ионов H + .

Ключевые вынос

  • Индуктивные эффекты и делокализация заряда существенно влияют на кислотность или основность соединения.

Концептуальные проблемы

  1. Раздел 16.3 «Молекулярная структура и кислотно-основная сила» представил несколько факторов, которые влияют на относительную силу кислот и оснований. Для каждой пары определите наиболее важный фактор при определении того, какая кислота или основание сильнее в водном растворе.

    1. CH 3 CCl 2 CH 2 CO 2 H по сравнению с CH 3 CH 2 CH 2 CO 2 H
    2. CH 3 CO 2 H по сравнению с CH 3 CH 2 OH
    3. HClO по сравнению с HBrO
    4. CH 3 C (= O) NH 2 по сравнению с CH 3 CH 2 NH 2
    5. H 3 AsO 4 в сравнении с H 3 AsO 3
  2. Стабильность конъюгированного основания является важным фактором при определении силы кислоты.Какая кислота, по вашему мнению, будет более сильной в водном растворе — C 6 H 5 NH 3 + или NH 4 + ? Обоснуйте свои рассуждения.

  3. Объясните, почему H 2 Se является более слабой кислотой, чем HBr.

  4. Расположите следующее в порядке уменьшения силы кислоты в водном растворе: H 3 PO 4 , CH 3 PO 3 H 2 и HClO 3 .

  5. Расположите следующее в порядке увеличения прочности основания в водном растворе: CH 3 S , OH и CF 3 S .

  6. Расположите следующее в порядке увеличения силы кислоты в водном растворе: HClO 2 , HNO 2 и HNO 3 .

  7. Ожидаете ли вы, что H 2 SO 3 или H 2 SeO 3 будет более сильной кислотой? Почему?

  8. Дайте правдоподобное объяснение тому, почему CF 3 OH является более сильной кислотой, чем CH 3 OH в водном растворе. Ожидаете ли вы, что CHCl 2 CH 2 OH будет более сильной или более слабой кислотой, чем CH 3 OH? Почему?

  9. Ожидаете ли вы, что Cl 2 NH или NH 3 будет более сильным основанием в водном растворе? Почему?

ответов

  1. CF 3 S 3 S — (самое сильное основание)

  2. NH 3 ; Атомы Cl отбирают электронную плотность от N в Cl 2 NH.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *