• 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

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: 1840