Hapete struktuurivalemid. Indikaatorite värvimuutus lahustes. Asukoht looduses

7. Happed. soola. Anorgaaniliste ainete klasside vaheline seos

7.1. happed

Happed on elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad positiivselt laetud ioonidena ainult vesiniku katioonid H + (täpsemalt hüdroniumioonid H 3 O +).

Teine määratlus: happed on kompleksained, mis koosnevad vesinikuaatomist ja happejääkidest (tabel 7.1).

Tabel 7.1

Mõnede hapete, happejääkide ja soolade valemid ja nimetused

Normaalsetes tingimustes võivad happed olla tahked (H 3 PO 4, H 3 BO 3, H 2 SiO 3) ja vedelikud (HNO 3, H 2 SO 4, CH 3 COOH). Need happed võivad esineda nii üksikute (100% kujul) kui ka lahjendatud ja kontsentreeritud lahuste kujul. Näiteks H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, CH 3 COOH on tuntud nii üksikult kui ka lahustena.

Paljud happed on tuntud ainult lahustes. Need on kõik vesinikhalogenid (HCl, HBr, HI), vesiniksulfiid H 2 S, vesiniktsüaniid (vesiniktsüaniid-HCN), kivisüsi H 2 CO 3, väävelhape H 2 SO 3 hape, mis on gaaside lahused vees. Näiteks vesinikkloriidhape on HCl ja H 2 O segu, kivisüsi on CO 2 ja H 2 O segu. On selge, et väljendi "vesinikkloriidhappe lahus" kasutamine on vale.

Enamik happeid lahustuvad vees, ränihape H 2 SiO 3 on lahustumatu. Enamikul hapetest on molekulaarne struktuur. Hapete struktuurivalemite näited:

Enamikus hapnikku sisaldavates happemolekulides on kõik vesinikuaatomid seotud hapnikuga. Kuid on ka erandeid:

Happed klassifitseeritakse mitme tunnuse järgi (tabel 7.2).

Tabel 7.2

Happe klassifikatsioon

Kõik hapete üldised keemilised omadused tulenevad vesiniku katioonide H + (H 3 O +) liiast nende vesilahustes.

1. H + ioonide liia tõttu muudavad hapete vesilahused violetse ja metüüloranži lakmuse värvi punaseks (fenoolftaleiin ei muuda värvi, jääb värvituks). Nõrga süsihappe vesilahuses ei ole lakmus punane, vaid roosa, lahus väga nõrga ränihappe sademe peal ei muuda indikaatorite värvi üldse.

2. Happed interakteeruvad aluseliste oksiidide, aluste ja amfoteersete hüdroksiididega, ammoniaakhüdraadiga (vt ptk 6).

Näide 7.1. Teisenduse BaO → BaSO 4 läbiviimiseks võite kasutada: a) SO 2; b) H2S04; c) Na2S04; d) SO3.

Lahendus. Teisenduse saab läbi viia H2SO4 abil:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na2SO4 ei reageeri BaO-ga ja BaO reaktsioonil SO2-ga tekib baariumsulfit:

BaO + SO 2 = BaSO 3

Vastus: 3).

3. Happed reageerivad ammoniaagi ja selle vesilahustega, moodustades ammooniumisoolasid:

HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl - ammooniumkloriid;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - ammooniumsulfaat.

4. Soola moodustumise ja vesiniku vabanemisega mitteoksüdeerivad happed reageerivad aktiivsusreas asuvate metallidega vesinikuks:

H 2 SO 4 (erinevus) + Fe = FeSO 4 + H 2

2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 \u003d H 2

Oksüdeerivate hapete (HNO 3, H 2 SO 4 (konts.)) interaktsioon metallidega on väga spetsiifiline ja seda arvestatakse elementide ja nende ühendite keemia uurimisel.

5. Happed interakteeruvad sooladega. Reaktsioonil on mitmeid funktsioone:

a) enamikul juhtudel, kui tugevam hape reageerib nõrgema happe soolaga, tekib nõrga happe sool ja nõrk hape või, nagu öeldakse, tugevam hape tõrjub välja nõrgema. Hapete tugevuse vähenemise seeria näeb välja järgmine:

Näited käimasolevatest reaktsioonidest:

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

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 \u003d 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2

3H2SO4 + 2K3PO4 = 3K2SO4 + 2H3PO4

Ärge interakteeruge üksteisega, näiteks KCl ja H 2 SO 4 (diff), NaNO 3 ja H 2 SO 4 (diff), K 2 SO 4 ja HCl (HNO 3, HBr, HI), K 3 PO 4 ja H2CO3, CH3COOK ja H2CO3;

b) mõnel juhul tõrjub nõrgem hape soolast välja tugevama:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (razb) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.

Sellised reaktsioonid on võimalikud, kui tekkivate soolade sade ei lahustu saadud lahjendatud tugevates hapetes (H2SO4 ja HNO3);

c) tugevates hapetes lahustumatute sademete tekkimisel on võimalik reaktsioon tugeva happe ja mõne teise tugeva happe poolt moodustatud soola vahel:

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

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Näide 7.2. Märkige seeria, milles on toodud H 2 SO 4 -ga reageerivate ainete valemid (erinevus).

1) Zn, A1203, KCl (p-p); 3) NaNO3 (p-p), Na2S, NaF 2) Cu(OH)2, K2CO3, Ag; 4) Na 2SO 3, Mg, Zn (OH) 2.

Lahendus. Kõik 4. seeria ained interakteeruvad H2SO4-ga (razb):

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

Mg + H2SO4 \u003d MgSO4 + H2

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Rea 1) reaktsioon KCl-ga (p-p) ei ole teostatav, reas 2) - Ag-ga, reas 3) - NaNO 3-ga (p-p).

Vastus: 4).

6. Kontsentreeritud väävelhape käitub reaktsioonides sooladega väga spetsiifiliselt. See on mittelenduv ja termiliselt stabiilne hape, seetõttu tõrjub see tahketest (!) sooladest välja kõik tugevad happed, kuna need on lenduvamad kui H 2 SO 4 (konts.):

KCl (tv) + H2SO4 (konts.) KHS04 + HCl

2KCl (tv) + H 2 SO 4 (konts.) K 2 SO 4 + 2HCl

Tugevate hapete (HBr, HI, HCl, HNO 3, HClO 4) moodustunud soolad reageerivad ainult kontsentreeritud väävelhappega ja ainult tahkes olekus

Näide 7.3. Erinevalt lahjendatud väävelhappest reageerib kontsentreeritud väävelhape:

3) KNO 3 (TV);

Lahendus. Mõlemad happed reageerivad KF, Na 2 CO 3 ja Na 3 PO 4-ga ning ainult H 2 SO 4 (konts.) reageerib KNO 3-ga (tv).

Vastus: 3).

Meetodid hapete saamiseks on väga mitmekesised.

Anoksiidhapped saada:

• vastavate gaaside lahustamisel vees:

HCl (g) + H2O (g) → HCl (p-p)

H2S (g) + H2O (g) → H2S (lahus)

• sooladest väljatõrjumisel tugevamate või vähem lenduvate hapetega:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H2S

KCl (tv) + H2SO4 (konts.) = KHS04 + HCl

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

hapnikurikkad happed saada:

• lahustades vastavad happeoksiidid vees, samal ajal kui hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniaste oksiidis ja happes jääb samaks (NO 2 on erand):

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3

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

P2O5 + 3H2O2H3PO4

• mittemetallide oksüdeerimine oksüdeerivate hapetega:

S + 6HNO3 (konts.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

• tugeva happe asendamisega teise tugeva happe soolalt (kui tekib sade, mis ei lahustu tekkivates hapetes):

Ba (NO 3) 2 + H 2 SO 4 (razb) \u003d BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

• lenduva happe väljatõrjumine selle sooladest vähem lenduva happega.

Sel eesmärgil kasutatakse kõige sagedamini mittelenduvat termiliselt stabiilset kontsentreeritud väävelhapet:

NaNO 3 (tv) + H 2 SO 4 (konts.) NaHSO 4 + HNO 3

KClO 4 (tv) + H 2 SO 4 (konts.) KHSO 4 + HClO 4

• asendades nõrgema happe selle sooladest tugevama happega:

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

NaNO 2 + HCl = NaCl + HNO 2

K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓

happed- elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad positiivsetest ioonidest ainult H + ioonid:

HNO3↔ H+ + NO3-;

CH 3 COOH ↔ H + +CH 3 COO -.

Kõik happed liigitatakse anorgaanilisteks ja orgaanilisteks (karboksüülhapeteks), millel on ka oma (sisemine) klassifikatsioon.

Normaaltingimustes eksisteerib märkimisväärne kogus anorgaanilisi happeid vedelas olekus, osa neist tahkes olekus (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Kuni 3 süsinikuaatomiga orgaanilised happed on kergesti liikuvad värvitud vedelikud, millel on iseloomulik terav lõhn; 4-9 süsinikuaatomiga happed on ebameeldiva lõhnaga õlised vedelikud ja suure süsinikuaatomite arvuga happed on vees lahustumatud tahked ained.

Hapete keemilised valemid

Mõelge hapete keemilistele valemitele mitme esindaja (nii anorgaanilise kui ka orgaanilise) näitel: vesinikkloriidhape - HCl, väävelhape - H 2 SO 4, fosforhape - H 3 PO 4, äädikhape - CH 3 COOH ja bensoehape - C6H5COOH. Keemiline valem näitab molekuli kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist (kui palju ja milliseid aatomeid konkreetses ühendis sisaldub) Keemilise valemi abil saate arvutada hapete molekulmassi (Ar (H) \u003d 1 amu, Ar ( Cl) \u003d 35,5 am.). m.u., Ar(P) = 31 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u., Ar(S) = 32 a.m.u., Ar(C) = 12 a.u.m.):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H2S04) = 2 x Ar(H) + Ar(S) + 4 x Ar(O);

Hr (H 2 SO 4) \u003d 2 × 1 + 32 + 4 × 16 = 2 + 32 + 64 \u003d 98.

Mr(H3PO4) = 3 × Ar (H) + Ar (P) + 4 × Ar (O);

Hr (H 3 PO 4) \u003d 3 × 1 + 31 + 4 × 16 \u003d 3 + 31 + 64 \u003d 98.

Mr(CH3COOH) = 3 × Ar (C) + 4 × Ar (H) + 2 × Ar (O);

Hr (CH 3 COOH) = 3x12 + 4x1 + 2x16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C6H5COOH) = 7 × Ar (C) + 6 × Ar (H) + 2 × Ar (O);

Hr(C6H5COOH) = 7x12 + 6x1 + 2x16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Hapete struktuursed (graafilised) valemid

Aine struktuurne (graafiline) valem on visuaalsem. See näitab, kuidas aatomid on molekulis üksteisega ühendatud. Näidakem kõigi ülaltoodud ühendite struktuurivalemid:

Riis. 1. Vesinikkloriidhappe struktuurivalem.

Riis. 2. Väävelhappe struktuurivalem.

Riis. 3. Fosforhappe struktuurivalem.

Riis. 4. Äädikhappe struktuurivalem.

Riis. 5. Bensoehappe struktuurivalem.

Ioonilised valemid

Kõik anorgaanilised happed on elektrolüüdid, st. on võimeline dissotsieeruma vesilahuses ioonideks:

HCl ↔ H + + Cl - ;

H 2SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-;

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3-.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

NÄIDE 2

Viinhape kuulub karboksüülhapete klassi. See aine sai oma nime tänu sellele, et selle tootmise peamine allikas on viinamarjamahl. Viimase kääritamisel eraldub hape halvasti lahustuva kaaliumsoola kujul. Selle aine peamine kasutusvaldkond on toiduainetööstuse toodete tootmine.

üldkirjeldus

Viinhape kuulub atsükliliste kahealuseliste vesinikhapete kategooriasse, mis sisaldavad nii hüdroksüül- kui ka karboksüülrühmi. Selliseid ühendeid peetakse ka karboksüülhapete hüdroksüülderivaatideks. Sellel ainel on ka teisi nimesid:

• dioksüsuktsiin;
• hambakivi;
• 2,3-dihüdroksübutaandihape.

Viinhappe keemiline valem on C4H6O6.

Seda ühendit iseloomustab stereoisomeetria, see võib esineda kolmel kujul. Viinhapete struktuurivalemid on toodud alloleval joonisel.

Kõige stabiilsem on kolmas vorm (mesoviinhape). D- ja L-happed on optiliselt aktiivsed, kuid nende isomeeride segu samaväärses koguses on optiliselt inaktiivne. Sellist hapet nimetatakse ka r- või i-viinhappeks (ratseemiline, viinamarja). Välimuselt on see aine värvitu kristallid või valge pulber.

Asukoht looduses

L-viinhapet (RR-viinhapet) ja viinhapet leidub suurtes kogustes viinamarjades, nende töödeldud toodetes, aga ka paljude puuviljade happelistes mahlades. Esimest korda eraldati see ühend hambakivist - settest, mis langeb veini valmistamise ajal. See on kaaliumtartraadi ja kaltsiumi segu.

Mesoviinhapet looduses ei leidu. Seda saab saada ainult kunstlikult - D- ja L-isomeeride keetmisel leeliselises, samuti maleiinhappe või fenooli oksüdeerimisel.

füüsilised omadused

Viinhappe peamised füüsikalised omadused on:

• Molekulmass - 150 a. sööma.
• Sulamistemperatuur: o D- või L-isomeer - 170 °C; o viinamarjahape - 260 ° C; o mesoviinhape - 140 °C.
• Tihedus - 1,66-1,76 g / cm3.
• Lahustuvus - 135 g veevaba ainet 100 g vee kohta (temperatuuril 20 ° C).
• Põlemissoojus on 1096,7 kJ/(g∙mol).
• Erisoojusvõimsus - 1,26 kJ / (mol ∙ ° С).
• Molaarne soojusmahtuvus - 0,189 kJ / (mol ∙ ° С).

Hape on vees hästi lahustuv, samas kui täheldatakse soojuse neeldumist ja lahuse temperatuuri langust.

Kristallisatsioon vesilahustest toimub hüdraadi kujul (2С4Н6О6) ∙ Н2О. Kristallid on rombiliste prismade kujul. Mesoviinhappes on need prismalised või ketendavad. Kuumutamisel üle 73 ° C kristalliseerub alkoholist veevaba vorm.

Keemilised omadused

Viinhappel, nagu ka teistel hüdroksühapetel, on kõik alkoholide ja hapete omadused. Funktsionaalsed rühmad -COOH ja -OH võivad reageerida teiste ühenditega nii iseseisvalt kui ka vastastikku üksteist mõjutada, mis määrab selle aine keemilised omadused:

• elektrolüütiline dissotsiatsioon. Viinhape on tugevam elektrolüüt kui lähtekarboksüülhapped. D- või L-isomeeride dissotsiatsiooniaste on kõrgeim ja mesoviinhappel madalaim.
• Happeliste ja keskmiste soolade (tartraatide) moodustumine. Neist levinumad on: hapu- ja kaaliumtartraat, kaltsiumtartraat.
• Kelaatkomplekside moodustamine erineva struktuuriga metallidega. Nende ühendite koostis sõltub söötme happesusest.
• Estrite moodustumine –OH asendamisel karboksüülrühmas.

L-viinhappe kuumutamisel 165 °C-ni on tootes ülekaalus mesoviinhape ja viinhape, vahemikus 165-175 °C - viinhape, üle 175 °C - metaviinhape, mis on kollaka värvusega vaigune aine. värvi.

Viinhape muutub 130 ° C-ni kuumutamisel segus vesinikkloriidhappega osaliselt mesoviinhappeks.

Soola omadused

Viinhappe soolade omaduste hulgas võib eristada järgmist:

• Happe kaaliumisool KHC4H4O6 (kaaliumvesiniktartraat, hambakivikoor): o vees ja alkoholis halvasti lahustuv; o sadestub pikaajalisel kokkupuutel; o on värvitute väikeste kristallide välimusega, mille kuju võib olla rombjas, ruudukujuline, kuusnurkne või ristkülikukujuline; o suhteline tihedus - 1,973.
• Kaltsiumtartraat CaC4H4O6: o välimus - rombilised kristallid; o vees halvasti lahustuv.
• Keskmine kaaliumisool K2C4H4∙0,5 H2O, happeline kaltsiumisool CaH2 (C4H4O6)2 - vees hästi lahustuv.

Süntees

Viinhappe tootmiseks on kahte tüüpi toorainet:

• viinlubi (jääkjääkide töötlemise saadus, settepärm, veinimaterjalidest konjakialkoholi tootmisjäätmed);
• kaaliumhüdrotartraat (moodustub noorveinis selle jahutamisel, samuti viinamarjamahla kontsentreerimisel).

Viinhappe kogunemine viinamarjadesse oleneb selle sordist ja kliimatingimustest, milles seda kasvatati (külmadel aastatel vähem).

Viinakivilubi puhastatakse esmalt lisanditest veega pesemise, filtreerimise, tsentrifuugimise teel. Kaaliumhüdrooraat purustatakse kuulveskis või purustites osakeste suuruseni 0,1–0,3 mm ja seejärel töödeldakse lubjaks vahetussadestamise reaktsioonis, kasutades kloriidi ja kaltsiumkarbonaati.

Viinhapet toodetakse reaktorites. Esmalt valatakse sinna peale kipsimuda pesemist vesi, seejärel laaditakse hambakivi kiirusega 80-90 kg/m3. Seda massi kuumutatakse temperatuurini 70–80 ° C, sellele lisatakse kaltsiumkloriid ja lubjapiim. Hambakivi lagunemine kestab 3-3,5 tundi, misjärel suspensioon filtreeritakse ja pestakse.

Hape eraldatakse viinlubjast H2SO4 lagundamisel happekindlas terasreaktoris. Mass kuumutatakse temperatuurini 85-90 °C. Protsessi lõpus liigne hape neutraliseeritakse kriidiga. Lahuse happesus ei tohiks olla suurem kui 1,5. Seejärel viinhappe lahus aurustatakse ja kristalliseeritakse. Lahustunud kips sadestub.

Kasutusvaldkonnad

Viinhappe kasutamist seostatakse peamiselt toiduainetööstusega. Selle kasutamine aitab suurendada söögiisu, suurendada mao ja kõhunäärme sekretoorset funktsiooni ning parandada seedimisprotsessi. Varem kasutati viinhapet laialdaselt hapendajana, kuid praegu on see asendatud sidrunhappega (sh veinivalmistamisel väga küpsete viinamarjade töötlemisel).

Diatsetüülviinhappe estrit kasutatakse leiva kvaliteedi parandamiseks. Selle kasutamine suurendab leivapuru poorsust ja mahtu, samuti säilivusaega.

Viinhappe peamised kasutusvaldkonnad tulenevad selle füüsikalis-keemilistest omadustest:

• hapestaja ja happesuse regulaator;
• antioksüdant;
• säilitusaine;
• katalüsaator lahusti lüüsiks veega orgaanilises sünteesis ja analüütilises keemias.

Toiduainetööstuses kasutatakse ainet E334 lisandina sellistes toiduainetes nagu:

• maiustused, küpsised;
• köögivilja- ja puuviljakonservid;
• tarretised ja moosid;
• karastusjoogid, limonaad.

Metaviinhapet kasutatakse stabilisaatorina, lisandina, mis hoiab ära veini, šampanja hägustumise ja hambakivi väljanägemise.

Veini valmistamine ja õlle valmistamine

Viinhapet lisatakse virdele, kui selle tase on punaste veinide puhul alla 0,65% ja valgete veinide puhul 0,7-0,8%. Reguleerimine toimub enne käärimise algust. Esiteks tehakse seda prototüübil, seejärel lisatakse aine väikeste portsjonitena virdele. Kui viinhapet on liiga palju, viiakse läbi külmstabiliseerimine. Vastasel juhul sadestuvad kristallid turustatava veini pudelitesse.

Õlle valmistamisel kasutatakse hapet kultuurpärmi pesemiseks metsikutest. Õlle saastumine viimasega on selle hägususe ja abiellumise põhjuseks. Isegi väikese koguse viinhappe (0,5-1,0%) lisamine neutraliseerib need mikroorganismid.

2. Alused reageerivad hapetega, moodustades soola ja vett (neutraliseerimisreaktsioon). Näiteks:

KOH + HC1 = KS1 + H20;

Fe (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 2 + 2H 2 O

3. Leelised interakteeruvad happeliste oksiididega, moodustades soola ja vett:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 2 + H 2 O.

4. Leeliselahused interakteeruvad soolalahustega, kui tulemuseks on lahustumatu alus või lahustumatu sool. Näiteks:

2NaOH + CuSO 4 \u003d Cu (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4;

Va (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4 ↓

5. Lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel aluseliseks oksiidiks ja veeks.

2Fe(OH)3Fe2O3 + ZH2O.

6. Leeliselahused interakteeruvad metallidega, millest moodustuvad amfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid (Zn, Al jt).

2AI + 2KOH + 6H2O = 2K + 3H 2.

Põhjenduse saamine

Kviitung lahustuvad alused:

a) leelis- ja leelismuldmetallide koostoime veega:

2Na + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2;

b) leelis- ja leelismuldmetallide oksiidide koostoime veega:

Na2O + H2O \u003d 2NaOH.

2. Kviitung lahustumatud alused leeliste toime lahustuvatele metallisooladele:

2NaOH + FeSO 4 \u003d Fe (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4.

happed - kompleksained, mille dissotsiatsioonil vees ei teki vesinikioonid H + ja muid katioone.

Keemilised omadused

Hapete üldised omadused vesilahustes on tingitud H + ioonide (õigemini H 3 O +) olemasolust, mis tekivad happemolekulide elektrolüütilise dissotsiatsiooni tulemusena:

1. Happed muudavad indikaatorite värvi samamoodi (tabel 6).

2. Happed interakteeruvad alustega.

Näiteks:

H 3RO 4 + 3NaOH \u003d Na 3 PO 4 + ZH 2 O;

H3PO4 + 2NaOH \u003d Na2HPO4 + 2H2O;

H 3 PO 4 + NaOH \u003d NaH 2 PO 4 + H 2 O;

3. Happed interakteeruvad aluseliste oksiididega:

2HCl + CaO \u003d CaC12 + H2O;

H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + ZN 2 O.

4. Happed interakteeruvad amfoteersete oksiididega:

2HNO 3 + ZnO \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O.

5. Happed interakteeruvad mõne keskmise soolaga, moodustades uue soola ja uue happe, reaktsioonid on võimalikud, kui tulemuseks on lahustumatu sool või algsest nõrgem (või lenduvam) hape. Näiteks:

2HC1 + Na 2CO 3 \u003d 2NaCl + H2O + CO 2;

2NaCl + H2SO4 \u003d 2HCl + Na2SO4.

6. Happed interakteeruvad metallidega. Nende reaktsioonide produktide olemus sõltub happe olemusest ja kontsentratsioonist ning metalli aktiivsusest. Näiteks lahjendatud väävelhape, vesinikkloriidhape ja teised mitteoksüdeerivad happed interakteeruvad metallidega, mis on standardses elektroodi potentsiaalireas (vt ptk 7.) vesinikust vasakul. Reaktsiooni tulemusena moodustub sool ja gaas vesinik:

H 2SO 4 (razb)) + Zn \u003d ZnSO 4 + H2;

2HC1 + Mg \u003d MgCl2 + H2.

Oksüdeerivad happed (kontsentreeritud väävelhape, mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhape HNO 3) interakteeruvad ka metallidega, mis on pärast vesinikku standardsete elektroodipotentsiaalide jadas, moodustades soola ja happe redutseerimisprodukti. Näiteks:

2H2SO4 (konts.) + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;

Hapete saamine

1. Anoksiidhappeid saadakse lihtainetest sünteesimisel ja toote järgneval lahustamisel vees.

S + H 2 \u003d H 2 S.

2. Oksohapped saadakse happeoksiidide interaktsioonil veega.

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

3. Enamikke happeid on võimalik saada soolade reageerimisel hapetega.

Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 SiO 3 + Na 2 SO 4.

Amfoteersed hüdroksiidid

1. Neutraalses keskkonnas (puhas vesi) amfoteersed hüdroksiidid praktiliselt ei lahustu ega dissotsieeru ioonideks. Need lahustuvad hapetes ja leelistes. Amfoteersete hüdroksiidide dissotsiatsiooni happelises ja leeliselises keskkonnas saab väljendada järgmiste võrranditega:

Zn+ OH - Zn(OH)H + + ZnO

A1 3+ + TSOON - Al(OH) 3 H + + AlO+ H 2 O

2. Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad nii hapete kui ka leelistega, moodustades soola ja vett.

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega:

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

Sn (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d SnSO 4 + 2H 2 O.

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime leelistega:

Zn(OH)2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaOH Na2;

Pb(OH)2 + 2NaOHNa2.

soolad - happemolekulis vesinikuaatomite asendamise saadused metalliaatomitega või hüdroksiidiooni asendamisel alusmolekulis happeliste jääkidega.

Soolade üldised keemilised omadused

1. Vesilahustes olevad soolad dissotsieeruvad ioonideks:

a) keskmised soolad dissotsieeruvad metallikatioonideks ja happejääkide anioonideks:

NaCN \u003d Na + + CN -;

6) happesoolad dissotsieeruvad metallikatioonideks ja kompleksanioonideks:

KHSO 3 \u003d K + + HSO 3 -;

c) aluselised soolad dissotsieeruvad happejääkide komplekskatioonideks ja anioonideks:

AlOH (CH 3 COO) 2 \u003d AlOH 2+ + 2CH 3 COO -.

2. Soolad interakteeruvad metallidega, moodustades uue soola ja uue metalli. See metall võib soolalahustest välja tõrjuda ainult neid metalle, mis asuvad elektrokeemilises pingereas temast paremal:

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu.

Lahustuvad soolad reageerivad leelistega, moodustades uue soola ja uue aluse. Reaktsioon on võimalik, kui tekkinud alus või sool sadestub.

Näiteks:

FeCl 3 + 3KOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3KS1;

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d BaCO 3 ↓ + 2KOH.

4. Soolad reageerivad hapetega, moodustades uue nõrgema happe või uue lahustumatu soola:

Na 2 CO 3 + 2HC1 \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O.

Kui sool reageerib selle soola moodustava happega, saadakse happesool (see on võimalik, kui soola moodustab mitmealuseline hape).

Näiteks:

Na2S + H2S \u003d 2NaHS;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.

5. Kui üks sooladest sadestub, võivad soolad üksteisega suhelda, moodustades uusi sooli:

AgNO 3 + KC1 = AgCl↓ + KNO 3 .

6. Paljud soolad lagunevad kuumutamisel:

MgCO3 MgO+CO2;

2NaNO3 2NaNO2 + O2.

7. Aluselised soolad interakteeruvad hapetega, moodustades keskmised soolad ja vesi:

Fe (OH) 2 NO 3 + HNO 3 \u003d FeOH (NO 3) 2 + H 2 O;

FeOH (NO 3) 2 + HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + H 2 O.

8. Happesoolad interakteeruvad leelistega, moodustades keskmised soolad ja vesi:

NaHS04 + NaOH = Na2SO3 + H2O;

KN 2 RO 4 + KOH \u003d K 2 HRO 4 + H 2 O.

Soolade saamine

Kõik soolade saamise meetodid põhinevad kõige olulisemate anorgaaniliste ühendite klasside keemilistel omadustel. Tabelis on toodud kümme klassikalist meetodit soolade saamiseks. 7.

Lisaks üldistele soolade saamise meetoditele on võimalikud ka mõned privaatsed meetodid:

1. Amfoteersete metallide, oksiidide ja hüdroksiidide koostoime leelistega.

2. Soolade liitmine mõne happelise oksiidiga.

K 2 CO 3 + SiO 2 K 2 SiO 3 + CO 2.

3. Leeliste koostoime halogeenidega:

2KOH + Cl2KCl + KClO + H2O.

4. Halogeniidide koostoime halogeenidega:

2KVg + Cl 2 = 2KS1 + Br 2.

Happed Happed on komplekssed ained, mis koosnevad vesinikuaatomitest, mida saab asendada metalliga, ja happejäägist. Hapete nomenklatuur Eristada süstemaatilisi ja traditsioonilisi hapete nimetusi. The traditional names of the most famous acids and their salts are given in Table 1. Table 1. Name of the acid Formula Name of the salts Хлороводородная (соляная) Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная HNO2 HNO3 HAlO2 H3BO3 HBr H4SiO4 H2SiO3 H2MnO4 HMnO4 HCNS H2SO4 H2S2O3 H2SO3 H2S HCOOH HCN H2CO3 CH3COOH H3PO4 HPO3 HF H2CrO4 H2Cr2O7 HCl HClO HClO2 HClO3 HClO4 Нитриты Нитраты Метаалюминаты Ортобораты Бромиды Ортосиликаты Метасиликаты Манганаты Перманганаты Роданиды Сульфаты Тиосульфаты Сульфиты Сульфиды Formates Cyanides Carbonates Acetates Orthophosphates Metaphosphates Fluorides Chromates Dichromates Chlorides Hypochlorites Chlorites Chlorates Perchlorates Happed ehitatakse vastavalt järgmisele reeglile: aniooni nimes märkige kõigepealt hapnikuaatomite arv, nende nimi on "okso-" ja seejärel hapet moodustav element, millele on lisatud järelliide -at, olenemata selle oksüdatsiooniaste. Näiteks: 1 H2SO4 - vesiniku tetraoksosulfaat (VI) H2SO3 - vesiniku trioksosulfaat (IV) H3PO4 - vesiniku tetraoksofosfaat (V) -, tri-, tetra- jne. Näiteks: H2S2O7 - diväävelhape H2Cr2O7 - dikroomhape H2B4O7 - tetraboorhape Hapnikuvabade hapete nimetused moodustatakse hapet moodustava elemendi nimest, lisades lõppu -vesinik. Näiteks: HCl - vesinikkloriidhape H2S - vesiniksulfiidhape Hapete klassifikatsioon Happeid klassifitseeritakse mitme kriteeriumi järgi. I. koostise järgi Koostise järgi jaotatakse happed hapnikku sisaldavateks ja anoksilisteks hapeteks ning nendes sisalduvate metalliga asendatavate vesinikuaatomite arvu järgi ühe-, kahe- ja kolmealuselisteks. Happed Hapnikuvaba HF, HCl, HBr, HJ, H2S, HCN, HCNS jt Hapnikku sisaldavad H2SO4, H2SO3, HNO3, H3PO4, H2SiO3 jt 2 II. aluselisuse järgi Hapete aluselisus on vesinikuaatomite arv, mida saab asendada metalliga. Happed Ühealuselised Kahealuselised Kolmealuselised HF, HBr, HJ, HNO2, HNO3, HAlO2, HCN jt H2SO4, H2SO3, H2S, H2CO3 jt H3PO4 III. tugevuse järgi Happed Tugevad HCl, HBr, HJ, H2SO4, HNO3, HMnO4, HClO4, HClO3, H2Cr2O7, H2S2O3 jt Nõrk HF, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H2S, H3BO3, H3BO3; kõik orgaanilised happed Hapete struktuurivalemid Hapnikuvabade hapete struktuurivalemite koostamisel tuleb arvestada, et nende hapete molekulides on vesinikuaatomid seotud mittemetalli aatomiga: H - Cl. Hapnikku sisaldavate hapete struktuurivalemite koostamisel tuleb meeles pidada, et vesinik on hapnikuaatomite kaudu seotud keskaatomiga. Kui on vaja koostada näiteks väävel- ja ortofosforhappe struktuurvalemid, siis toimi järgmiselt: 3 a) kirjuta üksteise alla antud happe vesinikuaatomid. Seejärel ühendatakse need hapnikuaatomite kaudu kriipsudega keskaatomiga: b) ülejäänud hapnikuaatomid kinnituvad keskaatomi külge (valentsi arvestades): Hapete saamise meetodid on toodud diagrammil. Füüsikalised omadused Paljud happed, nagu väävel-, lämmastik- ja vesinikkloriidhape, on värvitud vedelikud. Tuntud on ka tahked happed: ortofosfor-H3PO4, metafosfor-HPO3. Peaaegu kõik happed lahustuvad vees. Lahustumatu happe näide on ränihape H2SiO3. 4 Happelahused maitsevad hapukalt. Nii annavad näiteks paljud puuviljad neis sisalduvatele hapetele hapu maitse. Sellest ka hapete nimetus: õun, sidrun jne. Keemilised omadused Üldistatud kujul on hapete keemilisi omadusi käsitletud tabelis 2. Tabelis on toodud vahetusreaktsioonidega seotud reaktsioonivõrrandid. Tuleb märkida, et vahetusreaktsioonid lahustes kulgevad lõpuni kolmel järgmisel juhul: 1. kui reaktsiooni tulemusena tekib vesi, näiteks neutraliseerimisreaktsioonis; 2. kui üks reaktsioonisaadustest on lenduv aine, tõrjub väävelhape näiteks sooladest välja vesinikkloriidhappe, kuna see on lenduvam; 3. kui üks reaktsiooniproduktidest sadestub näiteks lahustumatute aluste saamise reaktsioonis. Tabel 2. Ained, millega happed reageerivad 1. Indikaatoritega 2. Metallidega. Kui metall on metallide aktiivsusreas vesinikust vasakul, siis eraldub vesinik ja moodustub sool. HNO3 ja kontsentreeritud H2SO4 välistamine 3. Aluseliste oksiididega. Tekivad sool ja vesi 4. Alustega - neutraliseerimisreaktsioon. Sool ja vesi tekivad 5. Sooladega. Vastavalt mitmetele hapetele (iga eelnev hape võib järgmise soolast välja tõrjuda: Näited Lakmus muutub punaseks Metüüloranž muutub roosaks Fenoolftaleen muutub värvituks Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 t CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O alus + hape → sool + vesi NaOH + HCl → NaCl + H2O Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 t ZnCl2 (cr) + H2SO4 (konts.) → ZnSO4 + 2HCl HNO3 H2SO4, HCl, H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3 * H2SiO3. Kuumutamisel osa H2SiO3 → H2O + SiO2 happeid laguneb. Reeglina moodustuvad happeoksiid ja vesi * See seeria on tingimuslik. Kuid enamasti toimuvad hapete ja soolade vahelised reaktsioonid selle seeria järgi. 5 Küsimused ja ülesanded 1. Milliseid aineid nimetatakse hapeteks? 2. Koostage järgmiste hapete struktuurivalemid: a) süsinik; b) vesinikbromiid; c) väävel; d) kloor HClO4 3. Kuidas saadakse happeid? 4. Millisel kahel viisil saate: a) fosforhapet; b) vesinikväävelhape? Kirjutage vastavate reaktsioonide võrrandid. 5. Joonistage allolev tabel. Kirjutage vastavatesse veergudesse kolm reaktsioonivõrrandit, milles osalevad ja tekivad happed. Vahetusasendusühendi lagunemisreaktsioonid 6. Too kolm näidet hapete keemilisi omadusi iseloomustavate keemiliste reaktsioonide võrrandist. Pange tähele, mis tüüpi reaktsioonid need on. 7. Millised ained, mille valemid on antud, reageerivad vesinikkloriidhappega: a) CuO; b) Cu; c) Cu(OH)2; d) Ag; e) Al(OH)3? Kirjutage reaktsioonivõrrandid, mis on teostatavad. 8. Antud on skeemid: Kirjutage reaktsioonivõrrandid, mis on teostatavad. 9. Milliseid happeid saab oksiidide P2O5, Cl2O, SO2, N2O3, SO3 reageerimisel veega? 10. Kirjutage hapete valemid ja nimetused, mis vastavad järgmistele happeoksiididele: CO2, P2O5, Mn2O7, CrO3, SiO2, V2O5, Cl2O7. 6