От чего зависят кислотно-основные свойства
Содержание статьи
Что такое кислотно-основные свойства
Основные свойства проявляют металлы, их оксиды и гидроксиды. Кислотные свойства проявляются неметаллы, их соли, кислоты и ангидриды. Существуют также амфотерные элементы, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства. Цинк, алюминий и хром являются одними из представителей амфотерных элементов. Щелочные и щелочно-земельные металлы проявляют типичные основные свойства, а сера, хлор и азот кислотные.
Так, при реакции оксидов с водой, в зависимости от свойств основного элемента, получается либо основание или гидроксид, либо кислота.
Периодическая таблица Менделеева, как показатель кислотно-основных свойств
Таблица Менделеева может помочь в определении кислотно-основных свойств элементов. Если посмотреть на таблицу Менделеева, то можно увидеть такую закономерность, что по горизонтали слева-направо усиливаются неметаллические или кислотные свойства. Соответственно ближе к левому краю находятся металлы, по центру амфотерные элементы, а справа неметаллы. Если посмотреть на электроны и их притяжение к ядру, то заметно, что в левой части элементы имеют слабый заряд ядра, а электроны находятся на s-уровне. В результате таким элементам проще отдать электрон, нежели элементам, находящимся в правой части. Неметаллы имеют достаточно высокий заряд ядра. Тем самым усложняется отдача свободных электронов. Таким элементам проще присоединить к себе электроны, проявляя кислотные свойства.
Три теории для определения свойств
Существуют три подхода, определяющих какие свойства имеет соединение: протонная теория Бренстеда-Лоури, апротонная электронная теория Льюиса, теория Аррениуса.
Согласно протонной теории кислотными свойствами обладают соединения, способные отдавать свои протоны. Такие соединения были названы донорами. А основные свойства проявляются способностью акцептировать или присоединять протон.
Апротонный подход подразумевает то, что акцептирование и донорство протонов для определения кислотно-основных свойств необязательно. Кислотные свойства по данной теории проявляются возможностью принять электронную пару, а основные, наоборот, отдать эту пару.
Периодический закон
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.
Период, группа и электронная конфигурация
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Длина связи
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Основные и кислотные свойства
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Восстановительные и окислительные свойства
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Кислотно-основные свойства химических соединений
Любое вещество в определенных условиях может проявлять свойства кислоты и основания по отношению к какому-либо другому веществу, включая и растворитель.
Со времен Аррениуса, по определению которого кислоты в водных растворах диссоциирует на ионы водорода и анионы, а основания диссоциируют на гидроксид-ионы и катионы, круг веществ, участвующих в реакциях кислотно-основного равновесия, значительно расширился. Общепринятными считаются протонная теория Бренстеда–Лоури и электронная теория Льюиса.
Протонная теория Бренстеда–Лоури применима лишь к протонсодержащим или протонприсоединяющим веществам. Согласно этой теории кислотой называется вещество, способное быть донором протонов, а основанием – вещество, которое может присоединить (акцептировать) протон:
По определению, HAn – кислота, An– – основание, сопряженное с этой кислотой. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание.
Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар сопряженных кислот и оснований.
В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. Эти два понятия неразделимы, а потому правильнее говорить о кислотно-основных свойствах данного вещества.
В соответствии с законом действующих масс константы равновесия реакций протолиза сопряженных кислот и оснований в воде связаны между собой простым соотношением
Перемножив константы сопряженных кислот и оснований, получим
Заменив активности 
и 
на равновесные концентрации, получим
Произведения констант диссоциации сопряженных кислот и оснований в водных растворах равно ионному произведению воды. По известным Kk(Kосн) можно легко найти значения сопряженных KВ.
Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории, кислотой называется вещество, способное присоединять электронную пару, а основанием – вещество, способное отдавать электронную пару.
При взаимодействии донора электронной пары :NF3 (кислота) и акцептора электронной пары BF3 (основание) образуется более устойчивое электронное окружение (октет) за счет донорно-акцепторной (двухэлектронной двухцентровой) связи.
Ни кислота, ни основание протонов не содержат.
Эта концепция расширяет границы веществ, проявляющих кислотно-основные свойства, включая в себя протонотдающие и протонприсоединяющие системы.
В периоде сила кислородсодержащей кислоты растет с увеличением заряда и с уменьшением радиуса иона кислотообразующего элемента:
Для одного и того же элемента константа диссоциации различных кислот возрастает по мере увеличения степени окисления кислотообразующего элемента примерно на пять порядков каждый раз.
В пределах одной группы элементов сила кислоты уменьшается по мере увеличения радиуса кислотообразующего элемента:
Для многоосновных кислот способность к депротонизации уменьшается по мере увеличения отрицательного заряда аниона:
При этом константа диссоциации каждой последующей ступени уменьшается примерно на пять порядков:
На состояние динамического равновесия, в котором находится раствор слабого электролита, сильно влияет присутствие одноименного иона. Так, диссоциация уксусной кислоты протекает по схеме
и для этой реакции
Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли (CH3COONa → CH3COO– + Na+) резко увеличивает концентрацию ионов CH3COO– и смещает равновесие в сторону образования недиссоциированных молекул кислоты. Ее диссоциация теперь пренебрежимо мала, и концентрация недиссоциированных молекул почти равна концентрации кислоты, тогда при [CH3COOH] = [кислота], и [CH3COO–] = [соль] концентрация H+ равна
Следовательно, концентрация ионов H+ этого раствора будет определяться соотношением концентраций кислоты и соли, взятых для его приготовления.
Рассуждая аналогичным образом, можно вывести уравнения для раствора слабого основания и его соли (NH4OH и NH4Cl):
Из предыдущих уравнений видно, что концентрация ионов водорода при разбавлении сохраняется, ибо отношения [кислота]:[соль], [соль]:[основание] остаются постоянными. Добавление к такой смеси кислоты или щелочи приводит к связыванию избыточных ионов H+ анионами, а OH– – катионами. Это смещает равновесие диссоциации слабого электролита, в результате чего концентрация H+ практически не меняется. Растворы, содержащие смесь слабого электролита и его соли, сохраняющие характерные для него значения pH при разбавлении, добавлении сильных кислот или щелочей, называются буферными
Если к одному литру ацетатного буфера, содержащего по 0,1 моля уксусной кислоты (K = 1,86 · 10–5) и ее соли, имеющего [H+] = 1,86 ∙ 10–5, pH 4,73, добавить 10 мл HCl (0,01 моля), то в результате реакции
концентрация кислоты увеличится, а соли уменьшится на 0,01 моля; тогда
Добавление такого же количества щелочи приведет к увеличению [CH3COO–]:
Это можно бегло прочесть для подготовки к зачету и решению задач
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Химические элементы делятся на металлы и неметаллы, которые различаются по своим свойствам. Свойства сложных веществ, состоящих из металлов и неметаллов, также отличаются друг от друга. Соединения металлов обладают основными свойствами, а соединения неметаллов кислотными.
Таким образом, неорганические вещества делятся на классы по своим свойствам и по своему составу. Если простые вещества соединяются с кислородом (рис. 1), то получается класс веществ, который называется оксиды. Металлы образуют основные и амфотерные оксиды, а оксиды неметаллов обладают кислотными свойствами.
Если к оксидам присоединить воду, прямым или косвенным путём, то оксиды металлов образуют основания, а оксиды неметаллов образуют кислоты.
При взаимодействии веществ с основными свойствами и веществ с кислотными свойствами получаются соли.
Кислотно-основные свойства (Повторение 9 кл)
Описание презентации по отдельным слайдам:
Кислотно – основные свойства оксидов и гидроксидов
КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ Оксиды 1) несолеобразующие N2O, NO, CO 2) Солеобразующие Основные Амфотерные Кислотные CaO ZnO P2O5 ОСНОВАНИЯ КИСЛОТЫ Ca(OH)2 H3PO4 Zn(OH)2 H2ZnO2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ (О.О.) Химические свойства основных оксидов 1) О.О. + кислота =соль + вода (реакция обмена) CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O 2) О.О. + кислотный оксид = соль (реакция соединения) MgO + SiO2 = MgSiO3 3) О.О.(раств) + вода = основание (щелочь) (реакция соединения) Na2O + H2O → 2NaOH 4) О.О. + соль = реакция не идет
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ (О.О.) Химические свойства амфотерных оксидов А.О. + кислота =соль + вода (реакция обмена) ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O 2) А.О. + основание (р.) = соль + вода ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O ZnO + 2NaOH+ H2O = Na2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкат натрия 3) А.О. + вода = не реагирует to
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ (О.О.) Химические свойства амфотерных оксидов 4) А.О. + О.О. = соль BeO + СаО = CaBeO2 бериллат кальция 5) А.О. + К.О. = соль BeO + SiO2 = BeSiO3 А.О. + соль летучего кислотного оксида = новая соль + К.О. ↑ BeO + СаСO3 = CaBeO2 + CO2↑ to сплавление to to to to
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4], Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O. t0
При избытке многосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания – основная. HF +KOH = KF + H2O H3PO4 (изб) + NaOH = NaH2PO4 + H2O H2SO4 + Mg(OH)2 (изб) = (MgOH)2SO4 + 2H2O При избытке многосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке основного оксида, которому соответствует многокислотное основание – основная. H2SO4 +СuO = CuSO4 + H2O H2S (изб) + Na2O = 2NaHS + H2O HNO3 + MgO (изб) = MgOHNO3 Химические свойства кислот 1. 2. КИСЛОТА ОСНОВАНИЕ ВОДА СОЛЬ + = + КИСЛОТА ОСНОВНЫЙ ОКСИД ВОДА СОЛЬ + = +
Кислоты реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, которые в этом случае проявляют себя как основные. В таких реакцияхвозможно образование как средних, так и кислых или основных солей. 2HCl +BeO = BeCl2 + H2O HBr + Al(OH)3(изб) = Al(OH)2Br + H2O 2H2SO4 (изб) + ZnO = Mg(HSO4)2 + H2O Кислоты взаимодействую с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота. Есть исключения. HCl +AgNO3 = AgCl↓ + HNO3 HBr + KCN = HCN + KCl H2SO4 (изб) + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O + CO2↑ 3. 4. КИСЛОТА АМФ-НЫЙ ОКСИД/ГИДРОКСИД ВОДА СОЛЬ + = + КИСЛОТА
Курс повышения квалификации
Дистанционное обучение как современный формат преподавания
Курс повышения квалификации
Современные педтехнологии в деятельности учителя
Курс профессиональной переподготовки
Методическая работа в онлайн-образовании
Ищем педагогов в команду «Инфоурок»
Номер материала: ДБ-1294803
Международная дистанционная олимпиада Осень 2021
Не нашли то что искали?
Вам будут интересны эти курсы:
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.
Безлимитный доступ к занятиям с онлайн-репетиторами
Выгоднее, чем оплачивать каждое занятие отдельно
В проекте КоАП отказались от штрафов для школ
Время чтения: 2 минуты
В Минпросвещения предложили организовать телемосты для школьников России и Узбекистана
Время чтения: 1 минута
Путин попросил привлекать родителей к капремонту школ на всех этапах
Время чтения: 1 минута
Минпросвещения будет стремиться к унификации школьных учебников в России
Время чтения: 1 минута
Спортивные и творческие кружки должны появиться в каждой школе до 2024 года
Время чтения: 1 минута
Студентам вузов могут разрешить проходить практику у ИП
Время чтения: 1 минута
Подарочные сертификаты
Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.
Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.
