Hbr tugev või nõrk. Alused: klassifikatsioon ja keemilised omadused

Natuke teooriat

happed

happed on komplekssed ained, mille moodustavad vesinikuaatomid, mida on võimalik asendada metalliaatomitega, ja happelisedülejäägid.

happed- need on elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad ainult vesinikkatioonid ja happejääkide anioonid.

Happe klassifikatsioon

Hapete klassifitseerimine koostise järgi

Hapete klassifikatsioon vesinikuaatomite arvu järgi

Hapete klassifitseerimine tugevateks ja nõrkadeks hapeteks.

Hapete keemilised omadused

• Koostoime aluseliste oksiididega soola ja vee moodustumisel:

• Koostoime amfoteersete oksiididega soola ja vee moodustumisel:

• Koostoime leelistega, moodustades soola ja vee (neutraliseerimisreaktsioon):

• Koostoime sooladega sademete või gaasi eraldumise korral:

• Tugevad happed tõrjuvad oma sooladest välja nõrgemad:

(sel juhul tekib ebastabiilne süsihape, mis laguneb koheselt veeks ja süsinikdioksiidiks)

- lakmus muutub punaseks

Metüüloranž muutub punaseks.

Hapete saamine

1. vesinik + mittemetall
H 2 + S → H 2 S
2. happeoksiid + vesi
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Erand:
2NO 2 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O - ei reageeri
3. hape + sool
Reaktsiooniprodukt peaks moodustama sademe, gaasi või vee. Üldiselt tõrjuvad tugevamad happed sooladest välja nõrgemad happed. Kui sool on vees lahustumatu, reageerib see gaasi moodustumisel happega.
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Vundamendid

Vundamendid(aluselised hüdroksiidid) - komplekssed ained, mis koosnevad metalli- või ammooniumioonidest ja hüdroksorühmast (-OH). V vesilahus dissotsieeruvad katioonide ja anioonide moodustumisega OH–. Aluse nimi koosneb tavaliselt kahest sõnast: "metall/ammooniumhüdroksiid". Vees kergesti lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks.

Põhiklassifikatsioon

1. Vees lahustuvuse järgi.
Lahustuvad alused
(leelised): naatriumhüdroksiid NaOH, kaaliumhüdroksiid KOH, baariumhüdroksiid Ba(OH)2, strontsiumhüdroksiid Sr(OH)2, tseesiumhüdroksiid CsOH, rubiidiumhüdroksiid RbOH.
Praktiliselt lahustumatud alused
: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2
Lahustuvateks ja lahustumatuteks alusteks jagunemine langeb peaaegu täielikult kokku jagamisega tugevateks ja nõrkadeks alusteks ehk metallide ja siirdeelementide hüdroksiidideks.
2. Koguse järgi hüdroksüülrühmad molekulis.
- Üksikhape(naatriumhüdroksiid NaOH)
- Diacid(vask(II)hüdroksiid Cu(OH) 2 )
- Kolmhape(raud(III)hüdroksiid In(OH) 3 )
3. Volatiilsuse järgi.
- Muutuv: NH3
- mittelenduv: leelised, lahustumatud alused.
4. Stabiilsuse tagamiseks.
- Stabiilne: naatriumhüdroksiid NaOH, baariumhüdroksiid Ba(OH)2
- Ebastabiilne: ammooniumhüdroksiid NH3 H2O (ammooniumhüdraat).
5. kraadi järgi elektrolüütiline dissotsiatsioon.
- Tugev (α > 30%): leelised.

Nõrk (α< 3 %): нерастворимые основания.

Kviitung

• Tugevalt aluselise oksiidi interaktsioon veega tekitab tugeva aluse või leelise.

Nõrk põhi- ja amfoteersed oksiididnad ei reageeri veega, seega ei saa neile vastavaid hüdroksiide sel viisil kätte.

• Madala aktiivsusega metallide hüdroksiidid saadakse vastavate soolade lahustele leelise lisamisega. Kuna nõrgalt aluseliste hüdroksiidide lahustuvus vees on väga madal, sadestub hüdroksiid lahusest välja želatiinse massina.

• Samuti võib aluse saada leelis- või leelismuldmetalli reageerimisel veega.

• Leelismetallihüdroksiide toodetakse tööstuslikult soolade vesilahuste elektrolüüsil:

• Mõningaid aluseid saab saada vahetusreaktsioonide abil:

Keemilised omadused

• Vesilahustes dissotsieeruvad alused, mis muudab ioonide tasakaalu:

see muutus avaldub mõne värvides
happe-aluse indikaatorid:
lakmus muutub siniseks
metüüloranž - kollane,
fenoolftaleiinomandabfuksia.

• Happega suhtlemisel toimub neutraliseerimisreaktsioon ja moodustuvad sool ja vesi:

Märge:
Reaktsioon ei toimu, kui nii hape kui alus on nõrgad. .

• Happe või aluse liia korral ei lähe neutraliseerimisreaktsioon lõpuni ja moodustuvad vastavalt happelised või aluselised soolad:

• Lahustuvad alused võivad reageerida amfoteersed hüdroksiidid koos hüdroksokomplekside moodustumisega:

• Alused reageerivad happeliste või amfoteersete oksiididega, moodustades soolasid:

• Lahustuvad alused astuvad vahetusreaktsioonidesse lahustuvate sooladega:

Happed on keerulised ained, mille molekulid koosnevad vesinikuaatomitest (mida on võimalik asendada metalliaatomitega), mis on seotud happelise jäägiga. Happed on orgaanilised ja anorgaanilised, hapnikuvabad ja hapnikuvabad.

Hapete klassifikatsioon ja omadused

Happed on vedelad (näiteks H2SO4- väävelhape) ja tahkete (näiteks H3PO4-fosforhappe) segud. Enamik happeid lahustuvad vees hästi. Kuid on ka lahustumatuid, tüüpiline näide, H 2 SiO 3 - ränihape. Happed võivad nahka ja kudesid söövitada. Hapete füüsikalised omadused hõlmavad asjaolu, et nad muudavad indikaatorite värvi: lakmus - punaseks, metüüloranž - roosaks, fenoolftaleiin - värvituks.

Riis. 1. Tabel hapete värvimuutuste indikaatorid.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt on happed elektrolüüdid, mis võivad vesilahuses dissotsieeruda, moodustades katioonidena ainult vesinikuioonid. Seetõttu võib happeid nimetada protoliitideks, st aineteks, mis loovutavad prootonit.

Kasutades vesinikuaatomite arvu, mida saab asendada metalliga, määrab happe aluselisuse: ühealuselised happed - HBr, HClO2; kahealuseline - H2SO3, H2S; kolmealuseline - H 3 PO 4 (ortofosforhape) jne.

Riis. 2. Ortofosforhappe valem molekulaar-ioonsel kujul.

Happed jagunevad hapniku- ja anoksilisteks (esimese näide on HNO 3, teine ​​HCl).

Hapnikuvabade hapete nimetused on üles ehitatud järgmiselt: hapet moodustava mittemetalli venekeelse nimetuse juure lisatakse o-täht ja sõna "vesinik". Näiteks: HCl - vesinikkloriidhape, H 2 S - vesiniksulfiidhape.

Hapnikhapete nimi on moodustatud keskse elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud selle oksüdatsiooniastet iseloomustavad mitmesugused järelliited ja sõna "hape".

Sufiksid "n" või "ov" vastavad keskse elemendi oksüdatsiooni piiravale astmele. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited järgmises järjekorras: -ovat-, -ist-, -ovatist-. Näiteks: HClO 4 - perkloorhape, HClO 3 - kloorhape, HClO 2 - kloorhape, HClO - hüpokloorhape.

Riis. 3. hapnik ja anoksiidhapped.

Hapete keemilised omadused

Happed reageerivad aluseliste ja amfoteersete oksiididega, aluste ja sooladega:

H 2 SO 4 + CuO \u003d CuSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + ZnO \u003d ZnSO 4 + H 2 O

H 2 SO 4 + Ba(OH) 2 \u003d BaSO 4 + 2H 2 O

H 2 SO 4 + BaCl \u003d BaSO 4 + 2HCl

Metallid, mis on standardsete elektroodipotentsiaalide jadas vesinikust vasakul, tõrjuvad selle välja hapetest (välja arvatud HNO 3, kontsentreeritud H 2 SO 4), näiteks:

Zn + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2

Hapete keemiliste omaduste tabel

Hapnikhappeid saadakse kõige sagedamini vastavate oksiidide reageerimisel veega:

P4O10 +6H2O = 4H3PO4;

ja hapnikuvabad happed saadakse mittemetalli reageerimisel vesinikuga, millele järgneb saadud ühendi lahustamine vees: H 2 +Br 2 \u003d 2HBr

Mida me õppisime?

8. klassis antakse keemiat Üldine informatsioon hapetest üldiselt ja nende happe-aluseliste omaduste kohta Artiklis antakse lühidalt teavet hapete keemiliste omaduste kohta, samuti füüsikalised omadused need ained ja kuidas neid hankida. Uuritud keemilistel elementidel on mitmeid keemilisi omadusi, näiteks võivad nad suhelda soolade, oksiidide ja metallidega.

Teemaviktoriin

Aruande hindamine

Keskmine hinne: 4.2. Saadud hinnanguid kokku: 97.

MÄÄRATLUS

happed- elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad positiivsetest ioonidest ainult H + ioonid (H 3 O +):

HNO3↔ H+ + NO3-;

H 2 S ↔ H + + HS - ↔ 2H + + S 2-.

Hapetel on mitu klassifikatsiooni, seega jaotatakse vesilahuses soojenemisvõimeliste vesinikuaatomite arvu järgi ühealuselisteks (HF, HNO 2), kahealuselisteks (H 2 CO 3) ja kolmealuselisteks (H 3 PO 4) happed. ). Sõltuvalt hapnikuaatomite sisaldusest happe koostises jagatakse happed anoksilisteks (HCl, HF) ja hapnikku sisaldavateks (H 2 SO 4, H 2 SO 3).

Hapete keemilised omadused

Anorgaaniliste hapete keemilised omadused hõlmavad järgmist:

- võime muuta indikaatorite värvi, näiteks lakmus muutub happelahusesse sattudes punaseks (see on tingitud hapete dissotsiatsioonist);

- interaktsioon aktiivsete metallidega aktiivsusreas kuni vesinikuni

Fe + H 2SO 4 (p - p) \u003d FeSO 4 + H 2;

— koostoime aluseliste ja amfoteersete oksiididega

2HCl + FeO = FeCl2 + H2O;

6HNO3 + Al 2O 3 \u003d 2Al (NO 3) 3 + 3H 2O;

- interaktsioon alustega (hapete interaktsiooni korral leelistega toimub neutraliseerimisreaktsioon, mille käigus moodustuvad sool ja vesi, vees lahustumatute alustega reageerivad ainult vees lahustuvad happed)

H2SO4 + 2NaOH \u003d Na2SO4 + H2O;

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ = CuSO 4 + 2H 2 O;

- koostoime sooladega (ainult juhul, kui reaktsiooni käigus tekib kergelt või lahustumatu ühend, vesi või gaasilise aine eraldumine)

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

2HNO3 + Na2CO3 \u003d 2NaNO3 + CO2 + H2O;

- tugevad happed suudavad nõrgemaid oma soolade lahustest välja tõrjuda

K3PO4 + 3HCl \u003d 3KCl + H3PO4;

Na 2CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O;

- happe anioonide omadustega seotud redoksreaktsioonid:

H2SO3 + Cl2 + H2O \u003d H2SO4 + 2HCl;

Pb + 4HNO 3 (konts.) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Hapete füüsikalised omadused

Kell n.o. enamik anorgaanilisi happeid eksisteerib vedelas olekus, mõned - sisse tahkes olekus(H3PO4, H3BO3). Peaaegu kõik happed lahustuvad vees hästi, välja arvatud ränihape (H 2 SiO 3)

Hapete saamine

Peamised meetodid hapete saamiseks:

— happeoksiidide ja veega koostoime reaktsioonid

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4;

- mittemetallide ja vesiniku kombinatsiooni reaktsioonid (hapnikuvabad happed)

H2 + S ↔ H2S;

- vahetusreaktsioonid soolade ja teiste hapete vahel

K 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2KCl.

Hapete pealekandmine

Kõigist anorgaanilistest hapetest on vesinikkloriid-, väävel-, ortofosfor- ja lämmastikhape leidnud kõige laiema kasutusala. Neid kasutatakse toorainena mitmesuguste ainete saamiseks – muud happed, soolad, väetised, värvained, lõhkeained, lakid ja värvid jne. Meditsiinis kasutatakse lahjendatud vesinikkloriid-, ortofosfor- ja boorhapet. Samuti kasutatakse happeid laialdaselt igapäevaelus.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

NÄIDE 2

Harjutus	arvutage ränihappe mass (oletades, et selle koostis on H 2 SiO 3), mis saadakse vesinikkloriidhappe liia toimel 400 ml naatriumsilikaadi lahusega, mille soola massiosa on 20% (lahuse tihedus 1,1 g / ml).
Lahendus	Kirjutame ränihappe tootmise reaktsioonivõrrandi: 2HCl + Na 2 SiO 3 \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓. Leiame naatriumsilikaadi massi teades lahuse mahtu, tihedust ja põhiaine sisaldust lahuses (vt ülesande seisukorda): m (Na 2 SiO 3) \u003d V (Na 2 SiO 3) × ρ × ω / 100%; m (Na 2 SiO 3) = 400 × 1,1 × 20 / 100% \u003d 88 g. Seejärel on naatriumsilikaadi aine kogus: v (Na 2 SiO 3) \u003d m (Na 2 SiO 3) / M (Na 2 SiO 3); v (Na2SiO3) = 88/122 = 0,72 mol. Reaktsioonivõrrandi kohaselt on ränihappe aine kogus v (H 2 SiO 3) \u003d v (Na 2 SiO 3) \u003d 0,72 mol. Seetõttu on ränihappe mass võrdne: m(H2SiO3) = 0,72 × 78 = 56,2 g.
Vastus	Ränihappe mass on 56,2 g.

happed

Happed on komplekssed ained, mille molekulid koosnevad vesinikkatioonidest (prootonitest) ja happejääkide anioonidest.

Happed võivad olla anorgaanilised hapnikuvabad, anorgaanilist hapnikku sisaldavad, orgaanilised ja komplekssed. Näited:

HCl, HBr, H 2 S - anorgaaniline hapnikuvaba (hapnikuvaba);

HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, H 3 PO 4 - anorgaaniline hapnikku sisaldav;

orgaanilised happed;

komplekssed happed.

Happe klassifikatsioon

Happeid klassifitseeritakse paljude kriteeriumide järgi, eelkõige aluselisuse, happe tugevuse, puruneva vesiniksideme tüübi ja selle järgi, kas hape on orgaaniline või anorgaaniline.

Põhiline klassifikatsioon

Aluselisuse järgi jagunevad happed:

1) ühealuseline 2) kahealuseline 3) kolmealuseline 4) mitmeastmeline 5) mitmealuseline

Ühealuselised happed

Nende hulka kuuluvad eelkõige happed, mille molekulides on ainult üks vesinikuaatom, mis lõhustub vees või polaarsetes lahustites prootoni kujul ja mida saab asendada näiteks metalliaatomiga:

HJ, HBr, HCl, HNO 2, HNO 3, HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H - C ≡ N. Nende hapete nimetused vastavalt: vesinikjodiid-, vesinikbromiid-, vesinikkloriid- või vesinikkloriidhape, lämmastikhape, lämmastik, hüpokloro, kloriid, kloor, kloor, mangaan ja vesiniktsüaniid. Kõik nad eraldavad dissotsiatsiooni käigus ühe vesinikkatiooni:

HClO 2 H + + СlO 2ˉ; HNO 3 H + + NO 3 ˉ

Selliste ühealuseliste hapete kõrval on happeid, milles on mitu vesinikuaatomit, kuid ainult üks neist on võimeline dissotsieeruma või asendama metalli, näiteks fosfiinhapet:

Näiteks liiaga leelisega suhtlemisel asendatakse ainult see vesinikuaatom ja saadakse keskmine sool, milles teist vesinikuaatomit ei saa enam asendada:

Na (PH 2 O 2) - keskmine sool. Asendusvõimetud vesinikuaatomid asetatakse happejäägi keskse aatomi järele ja jääk ise on sulgudes.

Neid on ka palju orgaaniline aine, milles dissotsieerumisvõimeline on ainult üks vesinikuaatom, kuigi vesinikuaatomeid võib olla palju.

Näiteks propioon- ja bensoehapetel on kuus vesinikuaatomit, kuid ainult üks neist on võimeline dissotsieeruma või metalli asendama.

Kahealuselised happed

Kahealuselised happed hõlmavad peamiselt neid, mille molekulid sisaldavad kahte vesinikuaatomit ja mõlemad on võimelised dissotsieeruma, mis toimub etappidena:

H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 C 2 O 4, H 2 SO 3, H 2 SO 4, H 2 SiO 3, H 2 CO 3, H 2 CrO 4, H 2 Cr 2 O 7 . Nende hapete nimetused vastavalt: vesiniksulfiid, hüdroseleen, telluurvesinik, oksaal-, väävel-, väävel-, räni-, süsi-, kroom-, dikroomhape.

Näide kahealuselise happe dissotsiatsioonist:

H 2 S H + + HS - esimene etapp; HS - H + + S 2− teine ​​aste

Näited koostoimest leelisega

H 2 S + KOH → KHS + H 2 O H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

On ka happeid, milles on rohkem kui kaks vesinikuaatomit, kuid ainult kaks neist on võimelised dissotsieeruma, näiteks:

Maloon-, merevaik-, adipiin- ja ftaalhappes on nende molekulides esinevad vesinikuaatomid vesilahustes asendatud metalliga või dissotsieeruvad ainult kaks allajoonitud:

Kolmealuselised happed

Need on happed, mis sisaldavad kolme vesinikuaatomit, mis kõik on võimelised dissotsieeruma. Näiteks fosforhappes:

H 3 RO 4 H + + H 2 RO 4 − H 2 RO 4 − H + + HRO 4 2− HRO 4 2− H + + RO 4 3−

Kolm dissotsiatsioonietappi vastavad kahele happelisele ja ühele keskmine sool:

NaH 2 PO 4 - naatriumdihüdroortofosfaat - happesool;

Na 2 HPO 4 - naatriumvesinikortofosfaat - happesool;

Na 3 PO 4 - naatriumortofosfaat - keskmine sool.

Võrdluseks: Na 2 (PHO 3) - fosfoonhappe dinaatriumisool - keskmine sool.

Polüaluselised happed

Polüaluselised happed

Mitmealuselise happe näide on RNA molekul. Allpool on selle fragmendis esile tõstetud korduvalt korduv elementaarüksus - nukleotiidijääk, kus lämmastiku alusena saab kasutada ühte neljast jäägist: adeniin, guaniin, tsütosiin või uratsiil. Igas nukleotiidis on fosforhappe fragment, kuhu on alla joonitud vesinikuaatom, mis on võimeline dissotsieeruma ja metalli asendama (vt valemit lk 4).

Hapete klassifikatsioon tugevuse järgi

Hapete tugevuse järgi jaotatakse need tugevateks, keskmise tugevusega hapeteks, nõrkadeks hapeteks ning mõned autorid eristavad ka väga nõrku happeid. Hapete tugevuse mõõt on väärtus pKa.

pK valemi tuletamine a. Iga hape on võimeline dissotsieeruma HA H + + A − ioonideks. Mis tahes tasakaaluprotsessi jaoks saate kirjutada tasakaalukonstandi võrrandi:

Kui võtame selle avaldise logaritmi kümnendlogaritmide abil, saadakse võrrand (1):

Kui pöörame märgid ümber ja kasutame logaritmide omadusi, saame võrrandi (2):

On aktsepteeritud, et väärtust lgK a tähistatakse kui pK a ja väärtust - lg kui pH-d.

Selle tulemusena teisendatakse võrrand (2) võrrandiks (3):

Võrrandist (3) järeldub, et pKa = pH juhul, kui

ja see on omakorda võimalik, kui

Seega on pKa keskkonna pH väärtus, mille juures dissotsieerumata happe kontsentratsioon on võrdne selle aniooni kontsentratsiooniga ehk teisisõnu, kui hape on pooleldi dissotsieerunud. Iga happe jaoks saab määrata pKa väärtuse. Kui pKa väärtus on negatiivne, on hape tugev, kui pKa väärtus on positiivne, kuid alla 3,5, siis on hape keskmise tugevusega ja kui see on suurem kui 3,5, siis on hape nõrk.

Teades pKa-d, on lihtne ennustada, kas antud hape tõrjub oma soolast välja teise happe. Matemaatiline arvutus näitab, et hape, mille pKa on väiksem kui üks, tõrjub teise happe oma soolast välja 90% võrra, näiteks:

Kui asendava happe pKa on 2 või enama pH-ühiku võrra väiksem kui asendava happe pKa, siis hape tõrjutakse välja 99% või rohkem. Näiteks:

Iga tugev hape tõrjub nõrga happe oma soolast peaaegu täielikult välja.

Vastavalt katkenud sideme tüübile aatomiga "H"

Vastavalt seda tüüpi hape jaguneb element (E) - H, O - H, N - H, C - H ja S−H happed.

TO E-N Nende hulka kuuluvad näiteks HF, HCl, HBr, HI, H2Se, H2Te.

O-N - happed. V O-N Hapetes laguneb vesinik hapnikust dissotsieerumisel, kuigi valdavalt sisaldavad need happed ka muid aatomeid, näiteks:

Mõnes TEMA hapetel on vesinikuaatomid, mis ei ole hapnikuga seotud, kuid reeglina ei ole nad võimelised dissotsieeruma, näiteks:

Fosfiinhape on ühealuseline TEMA hape. Fosforiga seotud vesinikuaatomid ei ole võimelised dissotsieeruma ja neid ei asendata metalliga, isegi kui kontsentreeritud leelist on palju.

Fosfoonhape on kahealuseline TEMA hape ja fosforiga seotud vesinikuaatom ei ole samuti võimeline dissotsieeruma ja asendama metalliga.

N-H happed. Nende hulka kuuluvad ammoniaak, primaarsed ja sekundaarsed amiinid. Näiteks ammoniaagis saate lämmastikuga seotud vesinikuaatomi asendada naatriumiga:

Reageerib veelgi kergemini metallide atsetaniliidi või aniliidiga äädikhape:

2, 4, 6, 2', 4', 6' - heksanitrodifenüülamiin lihtsalt dissotsieerub vees, kuna selle pKa = 5,4 ja see on äädikhappest veidi nõrgem hape:

Samuti on hape, mis on mõlemad N-H ja S-H hape. See on tiotsüaanhape:

Selle happe sooli nimetatakse tiotsüanaatideks või tiotsüanaatideks: KNCS - kaaliumtiotsüanaat. Selle happe jäägid erinevates kompleksühendites on koordineeritud kesksete aatomitega kas nende lämmastiku- või väävliaatomi kaudu. Näiteks anioon - NCS kaaliumheksarodanoferraadis (III) - K 3 koordineeritakse lämmastikuaatomiga raua (III) katiooniga ja kaaliumtetrarodaanelavhõbedas (II) - K 2 väävliaatomiga elavhõbedaga (II) katioon:

S–H - happed

TO S-H- happed Termin "vesiniksulfiid" viitab vesiniksulfiidile, mis on kahealuseline S-H- hape:

H 2 S H + + SH - pKa = 7,00 SH - H + + S 2 - pK a = 12,60

TO S-H- happed kehtib tähtajatult suur number merkaptaanid - ühendid koos üldine valem R - S - H, kus R on süsivesinikradikaal, näiteks: etüülmerkaptaan, tiofenool (või fenüülmerkaptaan) ja 2-furüülmerkaptaan (2-merkaptofuraan).

Tiofenooli pKa = 9,43, mis on umbes 6 korda tugevam hape kui fenool (pKa = 10)

C - H - happed

TO KOOS - H- happed Termin "atsetüleen" viitab atsetüleenile, milles mõlemad vesinikuaatomid võivad olla asendatud leelismetalliga, näiteks naatriumiga. Atsetüleen on nõrk hape, selle pKa = 22.

See sisaldab ka lõpmatut arvu terminaalseid alküüne, milles kolmiksidemega süsinikuaatomiga ühendatud vesinikuaatomit saab asendada kas Na-ga või Tollensi reagendi toimel hõbedale:

CH 3 - C ≡ C - H + OH → CH 3 - C ≡ C - Ag↓ + H 2 O + 2 NH 3

Tugevaim teadaolev S-H hape on trinitrometaan, mis dissotsieerub vees peaaegu täielikult ioonideks, kuna selle pKa \u003d 0,16, see tähendab, et see on keskmise tugevusega hape, kuid tugevatele hapetele väga lähedane.

Meetodid hapete saamiseks

Mõningaid happeid saab saada lihtsate ainete otsesel koostoimel:

H 2 + F 2 → 2 HF vedel vesinikfluoriidhape (vesinikfluoriid)

H 2 + 2 C + N 2 --→ 2 HCN vesiniktsüaniidhape

Happeid, mis on happeliste gaaside lahused vees, saab saada kahes tehnoloogilises etapis:

1) vesiniku vastastikmõju lihtne aine;

2) selle happegaasi lahustamine vees, näiteks:

Samuti saan väävli ja süsihape:

S + O 2 → SO 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 C + O 2 → CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Paljusid happeid saab saada happeliste oksiidide reageerimisel veega. Mõned reaktsioonid on pöörduvad (CO 2 ja SO 2 -ga), teised ei ole pöörduvad: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4,

N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3, Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4.

Mõne happelise oksiidiga koostoimel veega, olenevalt reaktsioonitingimustest, mitmesugused happed, Näiteks:

Kui mõned happelised oksiidid reageerivad veega, tekib disproportsioonireaktsiooni tulemusena kaks erinevat hapet:

Happeid saab saada, asendades need sooladest tugevamate hapetega:

Tugevamate, kuid lenduvate hapete sooladest saab neid eraldada nõrgemate, kuid mitte lenduvate hapete toimel:

Kui hape toatemperatuuril ei ole lenduv, kuid sellel ei ole väga kõrget keemistemperatuuri, saab selle eraldada kuumutamise teel:

Happeid võib saada soolade elektrolüüsi tulemusena, milles katioon tühjendatakse katoodil ja aniooni ei saa tühjendada anoodil:

Happeid saab saada hapete vahetusreaktsioonides happeoksiididega:

4 HClO 4 + P 4 O 10 → 4 HPO 4 + 2 Cl 2 O 7 4 HNO 3 + P 4 O 10 → 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5

Samadesse reaktsioonidesse astuvad ka orgaanilised happed, moodustades anhüdriide karboksüülhapped:

Mõnda hapet saab saada teiste hapete täiendaval oksüdeerimisel atmosfäärihapnikuga:

2 H 2 SO 3 + O 2 → 2 H 2 SO 4 2 HNO 2 + O 2 → 2 HNO 3

Mõned oksiidide täiendava oksüdeerimisega vesilahuses atmosfäärihapnikuga, näiteks tööstuslikul saamise meetodil. lämmastikhape s:

4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 4 HNO 3

Mõned happed saadakse teiste hapete disproportsioonil:

Mõned happed, nagu väävel- ja fosforhape, võivad muutuda teisteks hapeteks koostoimel vastavate oksiididega:

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 (disser) H 2 S 2 O 7 + SO 3 → H 2 S 3 O 10 (triväävel)

H 2S 3 O 10 + SO 3 → H 2 S 4 O 13 (tetraväävelhape) 8 H 3 PO 4 + P 4 O 10 → 6 H 4 P 2 O 7 (pürofosforhape)

Mittemetallide oksüdeerimisel oksüdeerivate hapetega:

As + 5 HNO 3 → H 3 AsO 4 + 5 NO 2 + H 2 O

Kompleksseid happeid saab saada väärismetallide oksüdeerimisel "aqua regiaga":

3 Pt + 18 HCl konts. + 4 HNO 3 konts. → 3 H2 + 4 NO + 8 H2O

Au + HNO 3 konts. + 4 HCl konts. → H + NO + 2 H2O

Või räni oksüdeerimine vesinikfluoriid- ja lämmastikhappe seguga:

3 Si + 18 HF + 4 HNO 3 → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Orgaanilisi happeid võib saada oksüdeerimise teel paljudes klassides erinevates tingimustes orgaanilised ühendid eelkõige alkaanid, alkeenid, alkadieenid, alküünid, alküülareenid, primaarsed alkoholid, aldehüüdid, ketoonid, estrid. Monokarboksüülhappeid saab dikarboksüülhapetest nende dekarboksüülimise teel (materjal esitatakse orgaanilise keemia vastavates osades).

Sarnane teave.

				Vundamendid
	keskmise tugevusega
			Leelismetallide hüdroksiidid (KOH, NaOH, ZiOH), Ba(OH) 2 jne.		Na 4 OH ja vees lahustumatud alused (Ca (OH) 2, Zi (OH) 2, AL (OH) 3 jne.

Hüdrolüüsikonstant on võrdne hüdrolüüsiproduktide kontsentratsioonide korrutise suhtega hüdrolüüsimata soola kontsentratsiooniga.

Näide 1 Arvutage NH 4 Cl hüdrolüüsi aste.

Lahendus: Tabelist leiame Kd (NH 4 OH) \u003d 1,8 ∙ 10 -3, siit

Kγ \u003d Kv / Kd k \u003d \u003d 10 -14 / 1,8 10 -3 = 5,56 10 -10.

Näide 2 Arvutage ZnCl 2 hüdrolüüsi aste ühes etapis 0,5 M lahuses.

Lahendus: Ioonvõrrand Zn 2 + H 2 OZnOH + + H + hüdrolüüsi jaoks

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

Näide 3 Koostage soolade hüdrolüüsi ioon-molekulaarne ja molekulaarne võrrand: a) KCN; b) Na2C03; c) ZnS04. Määrake nende soolade keskmiste lahuste reaktsioon.

Lahendus: a) Kaaliumtsüaniid KCN on nõrga ühealuselise happe (vt lisa tabel I) HCN ja tugeva aluse KOH sool. Vees lahustatuna dissotsieeruvad KCN-i molekulid täielikult K+-katioonideks ja CN-anioonideks. K + katioonid ei saa siduda OH - vee ioone, kuna KOH on tugev elektrolüüt. Seevastu anioonid CN - seovad vee H + ioone, moodustades nõrga elektrolüüdi HCN molekulid. Sool hüdrolüüsib anioonil. Ioon-molekulaarse hüdrolüüsi võrrand

CN - + H2O HCN + OH -

või molekulaarsel kujul

KCN + H2O HCN + KOH

Hüdrolüüsi tulemusena tekib lahusesse teatud liig OH - ioone, mistõttu KCN lahuses on leeliseline reaktsioon(pH > 7).

b) Naatriumkarbonaat Na 2 CO 3 on nõrga mitmealuselise happe ja tugeva aluse sool. Sel juhul moodustavad vee vesinikioone siduvad CO 3 2- soola anioonid HCO - 3 happelise soola anioonid, mitte aga H 2 CO 3 molekulid, kuna HCO - 3 ioonid dissotsieeruvad palju raskemini kui H 2 CO 3 molekulid. V normaalsetes tingimustes hüdrolüüs on esimene samm. Sool hüdrolüüsib anioonil. Ioon-molekulaarse hüdrolüüsi võrrand

CO2-3 + H 2 OHCO - 3 + OH -

või molekulaarsel kujul

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

Lahusesse ilmub liig OH - ioone, mistõttu Na 2 CO 3 lahuses on leeliseline reaktsioon (pH> 7).

c) Tsinksulfaat ZnSO 4 on nõrga polühappealuse Zn (OH) 2 ja tugeva happe H 2 SO 4 sool. Sel juhul seovad Zn + katioonid vee hüdroksiidioone, moodustades aluselise soola ZnOH + katioone. Zn(OH) 2 molekulide teket ei toimu, kuna ZnOH + ioonid dissotsieeruvad palju raskemini kui Zn(OH) 2 molekulid. Normaaltingimustes toimub hüdrolüüs esimeses etapis. Sool hüdrolüüsitakse katioonis. Ioon-molekulaarse hüdrolüüsi võrrand

Zn 2+ + H 2 OZnOH + + H +

või molekulaarsel kujul

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Lahusesse ilmub liig vesinikioone, mistõttu ZnSO 4 lahuses toimub happeline reaktsioon (pH< 7).

Näide 4 Millised saadused tekivad A1(NO 3) 3 ja K 2 CO 3 lahuste segamisel? Koostage ioon-molekulaarne ja molekulaarreaktsiooni võrrand.

Lahendus. Sool A1 (NO 3) 3 hüdrolüüsitakse katiooniga ja K 2 CO 3 - aniooniga:

A1 3+ + H2O A1OH 2+ + H+

CO 2-3 + H2O HCO - s + OH -

Kui nende soolade lahused on ühes anumas, siis nende mõlema hüdrolüüs on vastastikku tõhustatud, kuna H + ja OH - ioonid moodustavad nõrga elektrolüüdi molekuli H 2 O. Sel juhul nihkub hüdrolüütiline tasakaal paremale ja iga võetud soola hüdrolüüs lõpeb A1 (OH) 3 ja CO 2 (H 2 CO 3) moodustumisega. Ioon-molekulaarne võrrand:

2A1 3+ + ZSO 2-3 + ZN2O \u003d 2A1 (OH)3 + ZSO 2

molekulaarvõrrand: ZSO 2 + 6KNO 3

2A1 (NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O \u003d 2A1 (OH) 3