• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Тлумачний словник
Авто
Автоматизація
Архітектура
Астрономія
Аудит
Біологія
Будівництво
Бухгалтерія
Винахідництво
Виробництво
Військова справа
Генетика
Географія
Геологія
Господарство
Держава
Дім
Екологія
Економетрика
Економіка
Електроніка
Журналістика та ЗМІ
Зв'язок
Іноземні мови
Інформатика
Історія
Комп'ютери
Креслення
Кулінарія
Культура
Лексикологія
Література
Логіка
Маркетинг
Математика
Машинобудування
Медицина
Менеджмент
Метали і Зварювання
Механіка
Мистецтво
Музика
Населення
Освіта
Охорона безпеки життя
Охорона Праці
Педагогіка
Політика
Право
Програмування
Промисловість
Психологія
Радіо
Регилия
Соціологія
Спорт
Стандартизація
Технології
Торгівля
Туризм
Фізика
Фізіологія
Філософія
Фінанси
Хімія
Юриспунденкция

Кислоти

Основи

Подібна послідовність вимови і запису назв хімічних елементів у формулі стосується й інших сполук: основ, солей, солеподібних бінарних сполук, галоген- і тіоангідридів, металоїдів. У більшій частині літератури, крім сучасної, подібні назви не використовуються, а тому не слід вважати це за помилку.

Сучасні вимоги до вимови і запису назви хімічної сполуки такі: вимова і запис назв хімічних елементів будь-якої сполуки здійснюється у тому порядку, в якому вони розміщені у формулі. Н а п р и к л а д, FеО — феруму(II) оксид, СuО — купрум(ІІ) оксид, Сu2O — купрум(І) оксид тощо.

Оксиди

Оксидами називаються бінарні оксигеновмісні сполуки, в яких Оксиген виявляє негативний ступінь окиснення. Отже, до оксидів належать майже всі бінарні сполуки елементів з Оксигеном, крім сполуки Оксигену з Флуором — ОF₂. Цю сполуку слід віднести до фторидів, а не до оксидів, оскільки Оксиген в ній має ступінь окиснення +2 (електронегативність Флуору (4) вища за електронегативність Оксигену (3,5)).

За хімічними властивостями оксиди поділяють на солетворні і несолетворні.

Солетворні — це такі оксиди, які в разі перебігу певних хімічних реакцій здатні утворювати солі. Н а п р и к л а д:

СO₂ + Са(ОН)₂ = СаСО₃ + Н₂O;

СаО + 2НСl = СаСl₂ + Н₂O.

Несолетворні — це такі оксиди, які не здатні утворювати солі. Н а п р и к л а д: NO, СО, SіО тощо (таких оксидів відомо мало). Однак несолетворні оксиди беруть участь в інших реакціях, н а п р и к л а д:

2NO + O₂ = 2NO₂.

Солетворні оксиди, в свою чергу, поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основними оксидами називаються оксиди, гідрати яких є основами. До основних оксидів, як правило, належать оксиди металів (не всі): Lі₂O, Na₂O, К₂O, МgO, МnО, Мn₂O₃, СrO, Lа₂O₃, ВаО, СаО тощо. Основні оксиди здатні реагувати з ангідридами кислот та кислотами і не реагують з основними оксидами та основами. Більшість основних оксидів не вступає у взаємодію з водою, з нею реагують тільки оксиди лужних та лужно-земельних металів і оксид талію(І) з утворенням лугів. Н а п р и к л а д, оксид кальцію СаО реагує за рівнянням

СаО + Н₂O = Са(ОН)₂.

За агрегатним станом основні оксиди – це тверді тіла.

Кислотними оксидами називаються оксиди, які з водою утворюють кислоти. Тому кислотні оксиди часто називають ангідридами кислот. До кислотних оксидів належать: N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SO₃, СгO₃, V₂O₅ тощо.

Оксиди типових неметалів мають кислотний характер. До кислотних належать також оксиди деяких металів, що мають ступінь окиснення п’ять і більше (V₂O₅, СrO₃, МnO₃, Мn₂O₇ тощо). Кислотні оксиди не взаємодіють між собою і з кислотами, вступають у реакції з основними оксидами та основами. Н а п р и к л а д:

Са(ОН)₂ + N₂O₃ = Са(NO₂)₂ + Н₂O;

SО₃ + СаО = СаSO₄.

В результаті таких реакцій утворюються солі.

Більшість кислотних оксидів реагує з водою безпосередньо. Н а п р и к л а д:

SО₃ + Н₂O = Н₂SO₄.

Кислотні оксиди бувають переважно в газоподібному і рідкому, а іноді — в твердому стані.

Амфотерні оксиди одночасно виявляють властивості кислотних і основних оксидів: у разі дії на них кислот або ангідридів вони ведуть себе як основні, а в разі дії основних оксидів або основ — як кислотні. Н а п р и к л а д, амфотерний оксид цинку ZnO з натрій гідроксидом і сульфатною кислотою реагує за рівняннями реакцій

ZnО + 2NaОН = Na₂ZnО₂ + Н₂O;

ZnО + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂SO₄.

До амфотерних оксидів належать: Аl₂O₃, ZnO, Сг₂O₃, ВеО, SnО, SnO₂, РbО, РbO₂, МnO₂, UO₃ тощо. Амфотерні оксиди утворюють переважно метали. Вони, як і основні оксиди, за звичайних умов перебувають у твердому стані. Амфотерні оксиди у воді не розчиняються.

Слід пам’ятати, що деякі амфотерні оксиди (Сг₂О₃, Аl₂O₃, ТіO₂ тощо) дуже стійкі проти різних впливів: вони не розчиняються ні у водних розчинах лугів, ні в кислотах. Перевести їх у розчини можна лише сплавлянням з твердими лугами, карбонатами, гідрогенсульфатами (або К₂S₂O₇). Реакції відбуваються за такими рівняннями:

Аl₂O₃ + 6КНSO₄ = 3К₂SO₄ + Аl₂(SO₄)₃ + 3Н₂О↑;

Аl₂O₃ + 3Na₂СO₃ = 2Na₃АlO₃ + 3СO₂↑;

Аl₂O₃ + СаСO₃ = Са(АlO₂)₂ + СO₂↑.

Якщо метал утворює декілька оксидів, то основними, як правило, бувають ті, що виявляють нижчий ступінь окиснення металу. Оксиди з проміжними ступенями окиснення металів здебільшого амфотерні, а оксиди металів із ступенями окиснення 5, 6, 7 майже завжди кислотні. Так, Манган утворює оксиди МnО, Мn₂O₃, МnO₂, (МnO₃) і Мn₂O₇. Перші два з них — основні, МnO₂ — амфотерний, а два останніх — кислотні.

Найчастіше оксиди добувають безпосереднім окисненням елементів киснем, термічним розкладанням основ, кислот і солей, які містять Оксиген. П р и к л а д а м и можуть бути такі реакції:

S + O₂ = SO₂;

Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂O;

Н₂SO₄ = SO₃ + Н₂O;

СаСO₃ = СаО + СO₂↑.

Оксиген здатний утворювати сполуки, які називаються пероксидами.

Ступінь окиснення Оксигену в пероксидах може бути – 1, а в супероксидах – 1/2 (Na₂O₂^-1, КО₂^-1/2). Деякі пероксиди за походженням можна віднести до класу солей (від кислоти — пероксиду гідрогену Н₂O₂). Зокрема, пероксиди Na₂O₂, СаO₂ виявляють властивості солей пероксиду гідрогену Н₂O₂.

Існує декілька номенклатурних правил оксидів.

Якщо елемент утворює кілька оксидів, то в їхніх назвах, згідно з номенклатурними правилами ІЮПАК, зазначають ступінь окиснення електропозитивного елемента римською цифрою в дужках після назви сполуки. Н а п р и к ­л а д, FеО — оксид феруму(II), Fе₂O₃ — оксид феруму(ІІІ), СuО — оксид купруму(ІІ). Сu₂O — оксид купруму(І) тощо.

Крім того, розрізняють оксиди за допомогою грецьких числівників, які вказують на кількість атомів Оксигену, що припадає на один атом элемента (гемі-, моно-, сескві-, ді- (ди-), геміпента-, три-, гемігепта-, тетра- тощо). Якщо елемент утворює лише один оксид, його називають просто оксидом, не зазначаючи ступеня окиснення елемента. У назвах пероксидів вживають префікси пер- і супер-. Н а п р и к л а д, ВаO₂ — пероксид барію, КO₂ — супероксид калію.

Основами називаються сполуки, до складу яких входять атом металу і гідроксильні групи — ОН. Число гідроксильних груп у молекулі основи відповідає валентності металу і визначає кислотність основи. Н а п р и к л а д, NaОН — однокислотна основа, Са(ОН)₂ — двокислотна і т. д.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації основи — це електроліти, що дисоціюють у розчині з утворенням гідроксид-іонів ОНˉ:

NaОН = Na⁺ + ОНˉ.

З хімічної точки зору для основ характерна взаємодія із сполуками кислот­ної природи.

Завдяки наявності у складі основ гідроксид-іонів — активних донорів електронів, ці сполуки відповідають також визначенню поняття «основи» за Бренстедом. Згідно з теорією Бренстеда, основам властиве зв’язування йонів Гідрогену.

За розчинністю у воді основи поділяються на розчинні і нерозчинні. Розчинні у воді основи називаються лугами.

За силою основи поділяються на сильні (NaОН, КОН, Ва(ОН)₂, СsОН), середні (Мg(ОН)₂, ТlОН, Са(ОН)₂) і слабкі (Тl(ОН)₃, Ві(ОН)₃).

Слабкі основи і більшість середніх погано розчиняються у воді. Розчинними є основи, утворені лужними і лужноземельними металами, амонієм, талієм і комплексними катіонами типу [Сu(NН₃)₄]²⁺, [Zn(NН₃)₄]²⁺ тощо.

Добувають основи декількома методами.

Розчинні основи (луги) у виробництві добувають електролізом водних розчинів їхніх солей (NaСl, КСl тощо), а також дією на розчини їхніх карбонатів гашеним вапном. Н а п р и к л а д:

Na₂СO₃ + Са(ОН)₂ = 2NaОН + СаСO₃↓.

У лабораторних умовах луги можна добути також дією на воду лужними і лужноземельними металами або їхніми оксидами. Н а п р и к л а д, під час взаємодії металічного кальцію або його оксиду з водою відбуваються реакції, що описуються рівняннями

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑;

СаО + Н₂O = Са(ОН)₂.

Нерозчинні основи добувають дією розчинних основ на солі того металу, основу якого потрібно добути. Н а п р и к л а д, під час взаємодії розчину сульфату купруму(II) з розчином гідроксиду натрію утворюється нерозчинна основа — гідроксид купруму(ІІ) за рівнянням реакції

СuSO₄ + 2NaОН = Na₂SO₄ + Сu(ОН)₂↓.

Основи характеризуються різною стійкістю проти нагрівання, що зумовлено різною міцністю зв’язку атомів Оксигену з атомами металу та атомами Гідрогену в молекулі основи. Н а п р и к л а д, такі гідроксиди, як АgОН, Сu(ОН)₂ і Са(ОН)₂, розкладаються на відповідні оксиди і воду за кімнатної температури, температури, вищої за 85° С, і за температури 580° С відповідно. Гідроксиди лужних металів киплять і переганяються без розкладання.

Основи взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей:

Са(ОН)₂ + 2НСl = СаСl₂ + 2Н₂O;

Са(ОН)₂ + SO₃ = СаSO₄ + 2Н₂О.

За номенклатурними правилами ІЮПАК речовини, які містять ОН-групи, називаються гідроксидами. Якщо елемент утворює декілька гідроксидів, то в його назві позначають ступінь окиснення металу римською цифрою в дужках після назви гідроксиду. Н а п р и к л а д: Сu(ОН)₂ — гідроксид купруму(ІІ); Fе(ОН)₂ — гідроксид феруму(ІІ); Fе(ОН)₃ — гідроксид феруму(ІІІ) тощо.

За іншою поширеною номенклатурою гідроксиди, утворені одним металом, розрізняють за допомогою префікса, що означає грецьку назву відповідного числа. Н а п р и к л а д, Fе(ОН)₂ — дигідроксид феруму; Fе(ОН)₃ — тригідроксид феруму тощо.

Кислотами називаються сполуки, що містять у молекулах атоми Гідрогену, здатні заміщуватися на атоми металу з утворенням солей.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти — це сполуки, які під час дисоціації здатні відщеплювати катіони лише одного типу — йони Гідрогену. Це визначення узгоджується з теорією Бренстеда, згідно з якою кислоти є донорами йонів Гідрогену.

Кількістю атомів Гідрогену у кислоті, здатних заміщуватися на метал, визначається основність кислоти. Н а п р и к л а д, НСl — одноосновна кислота, Н₂SO₄ — двохосновна, Н₃РO₄ — трьохосновна і т. д.

У деяких кислотах не всі атоми Гідрогену здатні заміщуватись на метал. Н а п р и к л а д, Н₃РO₂ — одноосновна кислота, Н₃РO₃ — двохосновна.

За силою кислоти поділяються на три групи: сильні (НNO₃, Н₂SO₄, НСlO₄, НІ, НВг, НСl тощо), середні (Н₃РO₄, Н₂SO₃, НSСN тощо) і слабкі (Н₃ВO₃, Н₂СО₃, НСN, НNO₂, Н₂S тощо).

Часто кислоти поділяються за їхньою окиснювальною здатністю на кислоти-окисники (НNO₃, НClO₃, НСlO₂, НСlO, НNO₂, концентрована Н₂SO₄, концентрована НСlO₄ тощо) та кислоти-неокисники (НСl, НВг, НІ, Н₃РO₄, розбавлена Н₂SO₄, розбавлена НСlO₄ тощо).

За складом кислоти поділяються на безоксигенні (НСl, Н₂S, НСN), оксигеновмісні прості (НNO₃, Н₂SO₄, Н₃РO₄ тощо), ізополікислоти (Н₂S₂O₇, Н₂В₄O₇ тощо) та гетерополікислоти (Н₃[Р(Мо₃О₁₀)₄], Н₄[Sі(W₃О₁₀)₄]).

Частина молекули кислоти після відщеплення від неї йона Гідрогену називається кислотним залишком. Його валентність дорівнює числу атомів Гідрогену у молекулі кислоти. Н а п р и к л а д, для кислот НNO₃, Н₂СO₃ і Н₃РO₄ відпо­відно кислотними залишками будуть: одновалентний нітрат-іон NO₂ˉ, двовалентний карбонат-іон СО₃²ˉ і тривалентний фосфат-іон РО₄³ˉ.

Водень з кислот витискується багатьма металами. Під час перебігу цієї реакції виділяється вільний водень і утворюються відповідні солі:

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂↑.

Кислоти здатні взаємодіяти з основними оксидами, основами і солями з утворенням солей, наприклад:

2НNO₃ + СаО = Са(NO₃)₂ + Н₂O;

2НСl + Ва(ОН)₂ = ВаСl₂ + 2Н₂O;

Н₂SO₄ + ВаСl₂ = ВаSO₄↓ + 2НСl.

Кислоти добувають декількома методами. Більшість оксигеновмісних кислот утворюється під час взаємодії їхніх ангідридів з водою

SO₃ + Н₂O = Н₂SO₄.

Деякі кислоти добувають, діючи на їхні солі сильнішими кислотами:

2NaСl + Н₂SO₄ = Nа₂SO₄ + 2НСl.

Хлороводень НС1 у техніці добувають синтезом з водню і хлору:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl.

Деякі кислоти добувають специфічними методами, наприклад шляхом гідролізу РІ₃:

РІ₃ + 3Н₂O = 3НІ + Н₃РO₃.

Кислоти, як і основи, по-різному ведуть себе під час нагрівання. Н а п р и к л а д, кислоти Н₂СO₃, Н₂SO₃ та інші настільки нестійкі, що у вільному стані не добуті — відомі тільки їхні водні розчини, а для розкладання Н₂SO₄, НСl, Н₂S тощо їх слід нагріти до досить високої температури, (НРO₃)_n кипить і переганяється без розкладання.

У науковій та навчальній літературі кислоти називають за міжнародними номенклатурними правилами: назви оксигеновмісних кислот утворюють від кореня латинської назви кислотоутворювального елемента, суфіксів -ат- (ви­щий ступінь окиснення) або -ит- (нижчий ступінь окиснення), закінчення -на та слова «кислота». Якщо елемент може виявляти більш ніж два ступені окиснення в оксигеновмісних кислотах, то вживають префікси гіпо- (най­нижчий ступінь окиснення) і пер- (найвищий). У полікислотах число атомів кислотоутворювального елемента позначається грецьким префіксом. Назви безоксигенних кислот містять суфікс -ид-.

Якщо елемент з певним ступенем окиснення здатний утворювати кілька кислот, що відрізняються між собою за числом молекул води, то їх розріз­няють за префіксами в назві кислоти: до назви найбагатшої на воду кислоти додають префікс орто-, до назви найбіднішої — мета-. Н а п р и к л а д, НРO₃ — метафосфатна кислота, Н₃РO₄ — ортофосфатна.

Деякі кислоти мають поширені побутові (тривіальні) назви, наприклад НСl — соляна кислота, НNO₃ — азотна, Н₂SO₄ — сірчана, Н₂СO₃ — вугільна.

Наведемо номенклатурні назви деяких кислот:

Читайте також:

1. Білки – це високомолекулярні органічні біополімери, мономерами яких є амінокислоти.
2. Двохосновні карбонові кислоти
3. ДИНАМІКА АСКОРБІНОВОЇ КИСЛОТИ В ПЛОДАХ І ОВОЧАХ.
4. Дія кислоти
5. КАРБОНОВІ КИСЛОТИ ТА ЇХ СОЛІ
6. Лекція №2. Білки, амінокислоти: будова, властивості, біологічна роль. Класифікація.
7. Лекція №7. нУКЛЕІНОВІ КИСЛОТИ. БУДОВА, БІОЛОГІЧНА РОЛЬ. БІОСИНТЕЗ БІЛКА
8. Ненасичені одноосновні кислоти
9. Нуклеїнові кислоти – ДНК і РНК.
10. Нуклеїнові кислоти, їх будова, властивості, роль в життєдіяльності організмів.
11. Поліпептиди і амінокислоти

Переглядів: 1751