trang chủ > Thực vật > 11 axit trong hóa học Axit. Bazơ, hydroxit lưỡng tính


11 axit trong hóa học Axit. Bazơ, hydroxit lưỡng tính




Đây là những chất có cấu trúc phân tử. Các nguyên tử trong phân tử axit được liên kết bằng liên kết cộng hóa trị có cực. Liên kết càng phân cực giữa nguyên tử hydro có khả năng bị loại bỏ và nguyên tử có độ âm điện (nguyên tử oxy, lưu huỳnh hoặc halogen) thì liên kết này càng có nhiều khả năng phân ly theo con đường dị thể. Điều này có nghĩa là càng có nhiều cation hydro trong dung dịch và môi trường sẽ càng có tính axit. Không chỉ độ phân cực mà độ phân cực của liên kết cũng rất quan trọng. Độ phân cực là khả năng phân cực của liên kết dưới tác động của một số thuốc thử nhất định. Ví dụ, các phân tử nước.

Phân loại axit

Phân loại axit theo hàm lượng nguyên tử oxy, theo số lượng nguyên tử hydro, theo độ hòa tan và các đặc tính khác. Xem bảng. 1.

Dấu hiệu phân loại

Nhóm axit

Ví dụ

Sự sẵn có của oxy

H2SO4, HNO3

Không có oxy

Tính cơ bản

(số nguyên tử hydro có thể được thay thế bằng kim loại)

Monobase

dibasic

H 2 S, H 2 CO 3

bộ lạc

độ hòa tan

hòa tan

H2SO4, HNO3

không hòa tan

Biến động

Không biến động

Mức độ phân ly điện phân

H2SO4, HNO3, HCl

H 2 S, H 2 CO 3

Sự ổn định

Ổn định

H3PO4, H2SO4, HCl

Không ổn định

H 2 CO 3, H 2 SO 3

Ví dụ về phản ứng giữa axit Lewis và bazơ.

AlCl3 + Cl - → Cl 4 -

Sự tương tác này làm cơ sở cho quá trình halogen hóa các hợp chất thơm.

Lý thuyết của Usanovich (Hình 7). Theo lý thuyết này, axit là một hạt có khả năng loại bỏ cation hoặc thêm anion. Theo đó, cơ sở thì ngược lại. Lý thuyết này rất hiếm khi được sử dụng vì nó quá chung chung. Theo đó, bất kỳ tương tác nào liên quan đến các ion đều có thể được giảm xuống thành tương tác axit-bazơ. Và điều này không thuận tiện lắm.

Bài tập về nhà

1. Số 2-4 (tr. 187) Gabrielyan O.S. Hoá học. Lớp 11. Một mức độ cơ bản của. Tái bản lần thứ 2, đã xóa. - M.: Bustard, 2007. - 220 tr.

2. Làm thế nào bạn có thể xác định sự hiện diện của axit trong thực phẩm?

3. Bạn nghĩ tên axit formic đến từ đâu?

Vị chua, ảnh hưởng đến các chất chỉ thị, độ dẫn điện, tương tác với kim loại, oxit bazơ và lưỡng tính, bazơ và muối, tạo thành este với rượu - những tính chất này thường có ở axit vô cơ và hữu cơ.

1. Trong nước, axit phân ly thành cation hydro và anion của dư lượng axit, ví dụ:

Dung dịch axit làm đổi màu các chất chỉ thị: quỳ tím chuyển sang màu đỏ, metyl cam chuyển sang màu hồng, màu của phenolphtalein không đổi.

2. Dung dịch axit phản ứng với các kim loại ở bên trái hydro trong dãy điện hóa, tuân theo một số điều kiện, trong đó quan trọng nhất là sự hình thành muối hòa tan do phản ứng. Xem xét tính chất này của axit vô cơ và hữu cơ, chúng tôi nhấn mạnh rằng sự tương tác của HNO 3 và H 2 SO 4 (kết hợp) với kim loại (Bảng 19) diễn ra khác nhau, nhưng những đặc điểm này của các axit này sẽ được giải thích sau.

Bảng 19
Sản phẩm tương tác
các chất đơn giản với axit nitric và axit sunfuric

3. Axit vô cơ và hữu cơ tương tác với oxit bazơ và oxit lưỡng tính với điều kiện tạo thành muối hòa tan:

4. Cả hai axit đều phản ứng với bazơ. Axit đa bazơ có thể tạo thành cả muối trung gian và muối axit (đây là những phản ứng trung hòa):

5. Phản ứng giữa axit và muối chỉ xảy ra khi tạo thành khí hoặc kết tủa:

Sự tương tác của axit photphoric H 2 PO 4 với đá vôi sẽ dừng lại do sự hình thành kết tủa canxi photphat Ca 3 (PO 4) 2 không hòa tan trên bề mặt đá vôi.

6. Este không chỉ tạo thành axit hữu cơ theo phương trình tổng quát:

mà còn cả các axit vô cơ, ví dụ như nitric và sulfuric:

Một phản ứng tương tự liên quan đến hai và ba nhóm hydroxyl của cellulose trong quá trình nitrat hóa dẫn đến tạo ra este: di- và trinitrocellulose - những chất cần thiết để sản xuất thuốc súng không khói.

Đồng thời, các đại diện riêng lẻ của axit khoáng và axit hữu cơ cũng có những đặc tính đặc biệt.

Điểm đặc biệt về tính chất của axit nitric HNO 3 và axit sunfuric H 2 SO 4 (conc.) đậm đặc là do khi chúng tương tác với các chất đơn giản (kim loại và phi kim loại) thì chất oxy hóa sẽ không phải là cation H+, nhưng các ion nitrat và sunfat. Thật hợp lý khi cho rằng kết quả của những phản ứng như vậy không phải là hydro H2 được hình thành mà là các chất khác thu được: nhất thiết là muối và nước, cũng như một trong những sản phẩm của quá trình khử các ion nitrat hoặc sunfat, tùy thuộc vào nồng độ của axit, vị trí của kim loại trong chuỗi điện áp và điều kiện phản ứng (nhiệt độ, mức độ mài kim loại, v.v.).

Cần lưu ý rằng sản phẩm thứ ba của phản ứng của kim loại với các axit này thường được tạo thành dưới dạng “bó hoa” - hỗn hợp với các sản phẩm khác, nhưng chúng tôi đã chỉ ra các sản phẩm chiếm ưu thế trong Bảng 19.

Những đặc điểm về tính chất hóa học của HNO 3 và H 2 SO 4 (phần tiếp theo) minh họa rõ ràng cho luận điểm của lý thuyết cấu trúc hóa học về sự ảnh hưởng lẫn nhau của các nguyên tử trong phân tử các chất. Nó cũng có thể được nhìn thấy trong các tính chất của axit hữu cơ, chẳng hạn như axit axetic và axit formic.

Axit axetic CH 3 COOH, giống như các axit cacboxylic khác, có chứa gốc hydrocarbon trong phân tử của nó. Trong đó có thể xảy ra phản ứng thay thế nguyên tử hydro bằng nguyên tử halogen:

Dưới tác dụng của các nguyên tử halogen trong phân tử axit, mức độ phân ly của nó tăng lên rất nhiều. Ví dụ, axit chloroacetic mạnh hơn axit axetic gần 100 lần (tại sao?).

Axit Formic HCOOH, không giống như axit axetic, không có gốc hydrocarbon trong phân tử của nó. Thay vào đó, nó chứa một nguyên tử hydro, và do đó là một chất có chức năng kép - một axit aldehyd và, không giống như các axit cacboxylic khác, tạo ra phản ứng “gương bạc”:

Axit carbonic H 2 CO 3 thu được sẽ phân hủy thành nước và carbon dioxide, lượng amoniac dư thừa sẽ biến thành amoni bicarbonate.

Đây là những chất có cấu trúc phân tử. Các nguyên tử trong phân tử axit được liên kết bằng liên kết cộng hóa trị có cực. Liên kết càng phân cực giữa nguyên tử hydro có khả năng bị loại bỏ và nguyên tử có độ âm điện (nguyên tử oxy, lưu huỳnh hoặc halogen) thì liên kết này càng có nhiều khả năng phân ly theo con đường dị thể. Điều này có nghĩa là càng có nhiều cation hydro trong dung dịch và môi trường sẽ càng có tính axit. Không chỉ độ phân cực mà độ phân cực của liên kết cũng rất quan trọng. Độ phân cực là khả năng phân cực của liên kết dưới tác động của một số thuốc thử nhất định. Ví dụ, các phân tử nước.

Phân loại axit

Phân loại axit theo hàm lượng nguyên tử oxy, theo số lượng nguyên tử hydro, theo độ hòa tan và các đặc tính khác. Xem bảng. 1.

Dấu hiệu phân loại

Nhóm axit

Ví dụ

Sự sẵn có của oxy

Không có oxy

Tính cơ bản

(số nguyên tử hydro có thể được thay thế bằng kim loại)

Monobase

dibasic

bộ lạc

độ hòa tan

hòa tan

không hòa tan

Biến động

Không biến động

Mức độ phân ly điện phân

Н2SO4, HNO3, HCl

Sự ổn định

Ổn định

H3PO4, Н2SO4, HCl

Không ổn định

1. Phản ứng với kim loại.

Các kim loại nằm trong chuỗi ứng suất kim loại (Hình 1.) trước khi hydro đẩy hydro ra khỏi axit.

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Với chất cô đặc nitơ Và lưu huỳnh phản ứng axit xảy ra do dư lượng anion. Hydro không được giải phóng. Cơm. 2.

Cu + 4HNO3(conc) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + H2O

Cu + 2H2SO4(conc) = CuSO4 + SO2 + H2O

2. Phản ứng với oxit bazơ và lưỡng tính với sự hình thành muối và nước.

K2O+ HNO3 = KNO3 + H2O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

3. Phản ứng với muối. Axit phản ứng với dung dịch muối nếu do phản ứng, một trong các sản phẩm kết tủa, do sự hình thành các hợp chất không hòa tan làm dịch chuyển trạng thái cân bằng sang phải và làm cho nó thực tế không thể đảo ngược.

Н2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ +2 HCl

H2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ +2 HCl

4. Phản ứng với bazơ và hiđroxit lưỡng tính.

KOH+ HNO3 = KNO3 + H2O

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O

5. Phát hiện axit bằng chất chỉ thị axit-bazơ.

Trong môi trường axit, quỳ chuyển sang màu đỏ. Màu cam metyl có màu đỏ, còn màu cam phenolphtalein không màu.

Các phương pháp cơ bản để sản xuất axit

1. Axit không có oxy có thể thu được từ các chất đơn giản.

2. Axit chứa oxy có thể thu được bằng cách hydrat hóa các oxit axit tương ứng.

N2O5 + H2O → 2HNO3

SO3 + H2O → H2SO4

3. Thu được axit bằng cách thay axit yếu bằng axit mạnh, thay axit dễ bay hơi bằng axit không bay hơi và thay axit hòa tan bằng axit không hòa tan. Ví dụ, axit clohydric mạnh đẩy axit axetic yếu ra khỏi dung dịch muối của chúng.

СH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

NaCl (rắn) + H2SO4= NaНSO4 + HCl

4. Axit có thể thu được bằng cách thủy phân một số muối hoặc halogenua.

Al2 S3 +6 H2O → 2Al(OH)3↓+ 3H2S

PCl5 + H2O → H3PO4 + 5HCl

Lý thuyết về axit và bazơ của Svante Arrhenius. Nó dựa trên lý thuyết về sự phân ly điện phân. Theo đó, axit là những chất tạo thành ion hydro ngậm nước và anion của dư lượng axit trong dung dịch nước. Và theo đó, bazơ là những chất phân ly trong dung dịch nước thành cation kim loại và anion nhóm hydroxo.

Lý thuyết của Bronsted và Lowry. Theo lý thuyết này, axit là các phân tử hoặc ion là chất cho proton trong một phản ứng nhất định và bazơ là các phân tử hoặc ion nhận proton, tức là chất nhận.

Trong hóa học hữu cơ có lý thuyết Lewis. Axit là một phân tử hoặc ion có quỹ đạo hóa trị trống, do đó chúng có thể nhận các cặp electron, ví dụ như ion hydro, ion kim loại, một số oxit và một số muối. Axit Lewis không chứa ion hydro được gọi là axit aprotic. Axit protic được coi là trường hợp đặc biệt của lớp axit.

Bazơ theo lý thuyết của Lewis là một phân tử hoặc ion có khả năng cho các cặp electron: tất cả các anion, amoniac, amin, nước, rượu, halogen.

Ví dụ về phản ứng giữa axit Lewis và bazơ.

AlCl3+ Cl- → Cl4-

Sự tương tác này làm cơ sở cho quá trình halogen hóa các hợp chất thơm.

Lý thuyết của Usanovich. Theo lý thuyết này, axit là một hạt có khả năng loại bỏ cation hoặc thêm anion. Theo đó, cơ sở thì ngược lại. Lý thuyết này rất hiếm khi được sử dụng vì nó quá chung chung. Theo đó, bất kỳ tương tác nào liên quan đến các ion đều có thể được giảm xuống thành tương tác axit-bazơ. Và điều này không thuận tiện lắm..

Để mô tả một cách định lượng cách một axit phân ly thành các ion, ngoài khái niệm về mức độ phân ly điện phân, người ta còn sử dụng khái niệm này. hằng số phân ly. Hằng số phân ly là một loại hằng số cân bằng thể hiện xu hướng của một số thực thể lớn (axit, muối hoặc hợp chất phức tạp) phân ly thuận nghịch để tạo thành các thực thể nhỏ hơn. Hằng số phân ly được định nghĩa là tích của nồng độ ion với lũy thừa của các hệ số cân bằng hóa học của chúng chia cho dạng không phân ly.

Trong trường hợp sự phân ly của một chất có các ion đa hóa trị, sự phân ly xảy ra theo từng bước. Mỗi bước có hằng số phân ly riêng.

Ví dụ về sự phân ly của axit boric bazơH3 B.O.3 .

Giai đoạn I: H3BO3 ↔ H+ + H2BO3-

Giai đoạn I: H2BO3- ↔ H+ + NBO32-

Giai đoạn I: NVO32- ↔ N+ + BO33-

Biểu thức của hằng số phân ly cho mỗi bước này sẽ như sau:

Từ các giá trị của hằng số phân ly ta kết luận rằng các chất đa bazơ chủ yếu phân ly ở bước đầu tiên.

Ba axit vô cơ đóng vai trò quan trọng trong cơ thể con người. Đó là axit photphoric, axit cacbonic và axit clohydric. Axit photphoric là một phần của hệ thống đệm máu. Dung dịch đệm là những dung dịch mà khi thêm một lượng nhỏ axit hoặc bazơ vào sẽ làm thay đổi giá trị pH của chúng. Những hệ thống này là cần thiết để duy trì độ axit trong máu trong một phạm vi nhất định và khá hẹp. Dư lượng axit photphoric được tìm thấy trong dư lượng của nhiều chất có hoạt tính sinh học, chẳng hạn như axit nucleic và nhiều enzyme. Xương của chúng ta được cấu tạo từ canxi photphat hydroxit Ca10(PO4)6(OH)2 hoặc canxi hydroxyapatite, và răng của chúng ta bao gồm canxi florapatite Ca10(PO4)6F2. Cơm. số 8.

Than axit cũng là một phần của hệ thống đệm máu. Do hoạt động của phổi, các hệ thống như vậy có thể được điều chỉnh nhanh chóng và dễ dàng và lượng carbon dioxide trong máu có thể thay đổi.

Solanaya axit được tìm thấy trong dịch dạ dày. Nó thúc đẩy sự biến tính và trương nở của protein, tạo điều kiện thuận lợi cho sự phân hủy tiếp theo của chúng bởi các enzyme. Nó tạo ra một môi trường axit cần thiết cho hoạt động của enzyme. Nó chịu trách nhiệm về môi trường kháng khuẩn của dịch dạ dày.

NGUỒN

nguồn video - https://www.youtube.com/watch?v=KqOwvPrN8W4

nguồn trình bày - http://ppt4web.ru/khimija/kisloty5.html

Bazơ, hydroxit lưỡng tính

Bazơ là những chất phức tạp gồm có các nguyên tử kim loại và một hoặc nhiều nhóm hydroxyl (-OH). Công thức chung là Me +y(OH)y, trong đó y là số nhóm hydroxo bằng trạng thái oxy hóa của kim loại Me. Bảng này cho thấy sự phân loại của các căn cứ.


Tính chất của kiềm, hydroxit của kim loại kiềm và kiềm thổ

1. Khi chạm vào dung dịch nước kiềm có mùi xà phòng và làm đổi màu các chất chỉ thị: quỳ tím - xanh, phenolphtalein - đỏ thẫm.

2. Dung dịch nước phân ly:

3. Tương tác với axit, tham gia phản ứng trao đổi:

Bazơ polyaxit có thể tạo ra muối trung bình và bazơ:

4. Phản ứng với oxit axit, tạo thành muối trung bình và muối axit tùy theo tính bazơ của axit tương ứng với oxit này:

5. Tương tác với các oxit, hydroxit lưỡng tính:

a) sự kết hợp:

b) trong giải pháp:

6. Tương tác với các muối tan trong nước nếu tạo thành kết tủa hoặc khí:

Các bazơ không hòa tan (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, v.v.) tương tác với axit và phân hủy khi đun nóng:

Hydroxit lưỡng tính

Các hợp chất lưỡng tính là các hợp chất, tùy theo điều kiện, có thể vừa là chất cho cation hydro, vừa có tính axit, vừa là chất nhận, tức là có tính chất bazơ.

Tính chất hóa học của hợp chất lưỡng tính

1. Tương tác với axit mạnh, chúng có tính chất bazơ:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Tương tác với chất kiềm - bazơ mạnh, chúng có tính axit:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( muối phức)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( muối phức)

Các hợp chất phức tạp là những hợp chất trong đó có ít nhất một liên kết cộng hóa trị được hình thành theo cơ chế cho-chấp.


Phương pháp chung để điều chế bazơ dựa trên các phản ứng trao đổi, nhờ đó có thể thu được cả bazơ không hòa tan và bazơ hòa tan.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Khi thu được các bazơ hòa tan bằng phương pháp này, một muối không hòa tan sẽ kết tủa.

Khi chuẩn bị các bazơ lưỡng tính không tan trong nước, cần tránh dư thừa kiềm vì có thể xảy ra sự hòa tan của bazơ lưỡng tính, ví dụ:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

Trong những trường hợp như vậy, amoni hydroxit được sử dụng để thu được hydroxit, trong đó hydroxit lưỡng tính không hòa tan:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Bạc và hydroxit thủy ngân phân hủy dễ dàng đến mức khi cố gắng thu được chúng bằng phản ứng trao đổi, thay vì hydroxit, các oxit sẽ kết tủa:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

Trong công nghiệp, chất kiềm thường thu được bằng cách điện phân dung dịch clorua.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Chất kiềm cũng có thể thu được bằng cách cho kim loại kiềm và kiềm thổ hoặc oxit của chúng phản ứng với nước.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2


Axit

Axit là những chất phức tạp có phân tử bao gồm các nguyên tử hydro có thể được thay thế bằng các nguyên tử kim loại và dư lượng axit. Trong điều kiện bình thường, axit có thể ở dạng rắn (phosphoric H 3 PO 4; silicon H 2 SiO 3) và dạng lỏng (ở dạng nguyên chất, axit sulfuric H 2 SO 4 sẽ là chất lỏng).

Các khí như hydro clorua HCl, hydro bromua HBr, hydro sunfua H 2 S tạo thành các axit tương ứng trong dung dịch nước. Số lượng ion hydro được hình thành bởi mỗi phân tử axit trong quá trình phân ly quyết định điện tích của dư lượng axit (anion) và tính bazơ của axit.

Dựa theo lý thuyết phân giải axit và bazơ,được đề xuất đồng thời bởi nhà hóa học người Đan Mạch Brønsted và nhà hóa học người Anh Lowry, axit là một chất Tách ra với phản ứng này proton, MỘT nền tảng- chất có thể nhận proton.

axit → bazơ + H +

Dựa trên những ý tưởng như vậy, rõ ràng tính chất cơ bản của amoniac, trong đó, do sự hiện diện của một cặp electron đơn độc ở nguyên tử nitơ, sẽ chấp nhận một proton một cách hiệu quả khi tương tác với axit, tạo thành ion amoni thông qua liên kết cho-chấp.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

axit bazơ axit bazơ

Định nghĩa tổng quát hơn về axit và bazơ do nhà hóa học người Mỹ G. Lewis đề xuất. Ông cho rằng các tương tác axit-bazơ hoàn toàn không nhất thiết xảy ra với sự chuyển proton. Trong phép xác định axit và bazơ của Lewis, vai trò chính trong các phản ứng hóa học được thực hiện bởi cặp electron

Các cation, anion hoặc phân tử trung tính có thể nhận một hoặc nhiều cặp electron được gọi là Axit Lewis.

Ví dụ, nhôm florua AlF 3 là một axit, vì nó có thể nhận một cặp electron khi tương tác với amoniac.

AlF3 + :NH 3 ⇆ :

Cation, anion hoặc phân tử trung tính có khả năng cho cặp electron được gọi là bazơ Lewis (amoniac là bazơ).

Định nghĩa của Lewis bao gồm tất cả các quá trình axit-bazơ đã được xem xét bởi các lý thuyết đề xuất trước đó. Bảng so sánh các định nghĩa về axit và bazơ hiện đang được sử dụng.

Danh pháp axit

Vì có nhiều định nghĩa khác nhau về axit nên việc phân loại và danh pháp của chúng khá tùy tiện.

Theo số lượng nguyên tử hydro có khả năng loại bỏ trong dung dịch nước, axit được chia thành đơn âm(ví dụ HF, HNO 2), lưỡng tính(H 2 CO 3, H 2 SO 4) và bộ lạc(H3PO4).

Theo thành phần của axit, chúng được chia thành không có oxy(HCl, H2S) và chứa oxy(HClO4, HNO3).

Thường xuyên tên các axit có chứa oxy bắt nguồn từ tên của phi kim có thêm đuôi -kai, -vaya, nếu trạng thái oxy hóa của phi kim bằng số nhóm. Khi trạng thái oxi hóa giảm dần thì các hậu tố thay đổi (theo thứ tự trạng thái oxi hóa giảm dần của kim loại): -đục, rỉ sét, -hình trứng:




Nếu chúng ta xem xét độ phân cực của liên kết hydro-phi kim trong một chu kỳ, chúng ta có thể dễ dàng liên hệ độ phân cực của liên kết này với vị trí của nguyên tố trong Bảng tuần hoàn. Từ các nguyên tử kim loại dễ mất electron hóa trị, nguyên tử hydro nhận các electron này, tạo thành lớp vỏ hai electron ổn định giống như vỏ nguyên tử helium và cho ra các hydrua kim loại ion.

Trong các hợp chất hydro của các nguyên tố thuộc nhóm III-IV của Bảng tuần hoàn, boron, nhôm, carbon và silicon tạo thành liên kết cộng hóa trị, phân cực yếu với các nguyên tử hydro không dễ bị phân ly. Đối với các nguyên tố thuộc nhóm V-VII của Bảng tuần hoàn, trong một chu kỳ, độ phân cực của liên kết phi kim-hydro tăng theo điện tích của nguyên tử, nhưng sự phân bố điện tích trong lưỡng cực thu được khác với trong hợp chất hydro của các nguyên tố đó. có xu hướng nhường electron. Các nguyên tử phi kim, cần nhiều electron để hoàn thành lớp vỏ electron, thu hút (phân cực) một cặp electron liên kết càng mạnh thì điện tích hạt nhân càng lớn. Do đó, trong dãy CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF hoặc SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, liên kết với các nguyên tử hydro, trong khi vẫn giữ nguyên cộng hóa trị, có bản chất phân cực hơn và nguyên tử hydro trong Lưỡng cực liên kết nguyên tố-hydro trở nên dương điện hơn. Nếu các phân tử phân cực tìm thấy trong dung môi phân cực thì quá trình phân ly điện phân có thể xảy ra.

Chúng ta hãy thảo luận về hành vi của axit chứa oxy trong dung dịch nước. Các axit này có liên kết H-O-E và đương nhiên độ phân cực của liên kết H-O bị ảnh hưởng bởi liên kết O-E. Do đó, các axit này thường phân ly dễ dàng hơn nước.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Hãy xem xét một vài ví dụ tính chất của axit chứa oxy,được hình thành bởi các nguyên tố có khả năng biểu hiện mức độ oxy hóa khác nhau. Người ta biết rằng axit hypoclorơ HClO rất yếu axit clorơ HClO 2 cũng yếu đuối, nhưng mạnh hơn hypochlorous, axit hypochlorous HClO 3 mạnh. Axit pecloric HClO 4 là một trong mạnh nhất axit vô cơ.


Đối với sự phân ly axit (với việc loại bỏ ion H), việc phân tách liên kết O-H là cần thiết. Làm thế nào có thể giải thích sự giảm độ bền của liên kết này trong dãy HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Trong chuỗi này, số lượng nguyên tử oxy liên kết với nguyên tử clo trung tâm tăng lên. Mỗi khi một liên kết oxy-clo mới được hình thành, mật độ electron được rút ra từ nguyên tử clo và do đó từ liên kết đơn O-Cl. Kết quả là mật độ electron một phần rời khỏi liên kết O-H, kết quả là liên kết này bị suy yếu.

Mẫu này - tăng cường tính chất axit với mức độ oxy hóa ngày càng tăng của nguyên tử trung tâm - đặc trưng không chỉ của clo mà còn của các nguyên tố khác. Ví dụ, axit nitric HNO 3, trong đó trạng thái oxy hóa của nitơ là +5, mạnh hơn axit nitơ HNO 2 (trạng thái oxy hóa của nitơ là +3); axit sunfuric H 2 SO 4 (S +6) mạnh hơn axit sunfuric H 2 SO 3 (S +4).

Thu được axit

1. Có thể thu được axit không chứa oxy bằng cách kết hợp trực tiếp phi kim loại với hydro.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Có thể thu được một số axit chứa oxy tương tác của oxit axit với nước.

3. Có thể thu được cả axit không chứa oxy và axit chứa oxy bằng phản ứng trao đổi chất giữa muối và các axit khác.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Một số axit có thể thu được bằng cách sử dụng phản ứng oxi hóa khử.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Vị chua, ảnh hưởng đến chất chỉ thị, độ dẫn điện, tương tác với kim loại, oxit bazơ và lưỡng tính, bazơ và muối, tạo thành este với rượu - những tính chất này thường có ở axit vô cơ và hữu cơ.

có thể chia thành hai loại phản ứng:

1) là phổ biến Vì axit phản ứng có liên quan đến sự hình thành ion hydronium H 3 O + trong dung dịch nước;

2) cụ thể(tức là đặc trưng) phản ứng axit cụ thể.

Ion hydro có thể đi vào oxi hóa khử phản ứng khử thành hydro và trong phản ứng tổng hợp với các hạt tích điện âm hoặc trung hòa có các cặp electron đơn độc, tức là trong phản ứng axit-bazơ.

Tính chất chung của axit bao gồm các phản ứng của axit với kim loại trong chuỗi điện thế đến hydro, ví dụ:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Phản ứng axit-bazơ bao gồm các phản ứng với các oxit và bazơ cơ bản, cũng như với các muối trung gian, bazơ và đôi khi có tính axit.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Lưu ý rằng các axit đa bazơ phân ly từng bước và ở mỗi bước tiếp theo, quá trình phân ly khó khăn hơn, do đó, khi dư thừa axit, muối axit thường được hình thành hơn là các muối trung bình.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Thoạt nhìn, sự hình thành muối axit có vẻ đáng ngạc nhiên đơn âm acid hydrofluoric. Tuy nhiên, thực tế này có thể được giải thích. Không giống như tất cả các axit hydrohalic khác, axit hydrofluoric trong dung dịch bị trùng hợp một phần (do sự hình thành liên kết hydro) và các hạt khác nhau (HF) X có thể có trong đó, cụ thể là H 2 F 2, H 3 F 3, v.v.

Một trường hợp đặc biệt của cân bằng axit-bazơ - phản ứng của axit, bazơ với chất chỉ thị thay đổi màu sắc tùy thuộc vào độ axit của dung dịch. Chất chỉ thị dùng trong phân tích định tính để phát hiện axit, bazơ trong các giải pháp.

Các chỉ số được sử dụng phổ biến nhất là quỳ tím(V trung lập môi trường màu tím, V. chua - màu đỏ, V. có tính kiềm - màu xanh), metyl da cam(V chua môi trường màu đỏ, V. trung lập - quả cam, V. có tính kiềm - màu vàng), phenolphtalein(V có tính kiềm cao môi trường màu đỏ mâm xôi, V. trung tính và axit - không màu).

Thuộc tính cụ thể các axit khác nhau có thể có hai loại: thứ nhất, các phản ứng dẫn đến sự hình thành muối không hòa tan, và thứ hai, các chuyển hóa oxi hóa khử. Nếu các phản ứng liên quan đến sự có mặt của ion H + là chung cho tất cả các axit (phản ứng định tính để phát hiện axit), thì các phản ứng cụ thể được sử dụng làm phản ứng định tính cho từng axit:

Ag ++ Cl - = AgCl (kết tủa trắng)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (kết tủa trắng)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (kết tủa màu vàng)

Một số phản ứng cụ thể của axit là do tính chất oxi hóa khử của chúng.

Axit anoxic trong dung dịch nước chỉ có thể bị oxy hóa.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Các axit chứa oxy chỉ có thể bị oxy hóa nếu nguyên tử trung tâm trong chúng ở trạng thái oxy hóa thấp hơn hoặc trung gian, ví dụ như trong axit sunfuric:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Nhiều axit chứa oxy, trong đó nguyên tử trung tâm có trạng thái oxy hóa tối đa (S +6, N +5, Cr +6), thể hiện tính chất của các tác nhân oxy hóa mạnh. H 2 SO 4 đậm đặc là chất có tính oxi hóa mạnh.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Cần nhớ rằng:

  • Dung dịch axit phản ứng với các kim loại ở bên trái hydro trong dãy điện hóa, tuân theo một số điều kiện, trong đó quan trọng nhất là sự hình thành muối hòa tan do phản ứng. Sự tương tác của HNO 3 và H 2 SO 4 (kết hợp) với kim loại diễn ra khác nhau.

Axit sulfuric đậm đặc ở nhiệt độ lạnh làm thụ động nhôm, sắt và crom.

  • Trong nước, axit phân ly thành cation hydro và anion của dư lượng axit, ví dụ:


  • Axit vô cơ và hữu cơ phản ứng với oxit bazơ và oxit lưỡng tính với điều kiện tạo thành muối hòa tan:
  • Cả hai axit đều phản ứng với bazơ. Axit đa bazơ có thể tạo thành cả muối trung gian và muối axit (đây là những phản ứng trung hòa):

  • Phản ứng giữa axit và muối chỉ xảy ra nếu tạo thành kết tủa hoặc khí:


Sự tương tác của H 3 PO 4 với đá vôi sẽ dừng lại do hình thành kết tủa Ca 3 (PO 4) 2 cuối cùng không tan trên bề mặt.

Điểm đặc biệt về tính chất của axit nitric HNO 3 và axit sunfuric H 2 SO 4 (conc.) đậm đặc là do khi chúng tương tác với các chất đơn giản (kim loại và phi kim loại) thì chất oxy hóa sẽ không phải là cation H + , mà là các ion nitrat và sunfat. Thật hợp lý khi cho rằng kết quả của những phản ứng như vậy không phải là hydro H2 được hình thành mà là các chất khác thu được: nhất thiết là muối và nước, cũng như một trong những sản phẩm của quá trình khử các ion nitrat hoặc sunfat, tùy thuộc vào nồng độ của axit, vị trí của kim loại trong chuỗi điện áp và điều kiện phản ứng (nhiệt độ, mức độ mài kim loại, v.v.).

Những đặc điểm về tính chất hóa học của HNO 3 và H 2 SO 4 (phần tiếp theo) minh họa rõ ràng cho luận điểm của lý thuyết cấu trúc hóa học về sự ảnh hưởng lẫn nhau của các nguyên tử trong phân tử các chất.


Các khái niệm về tính biến động và tính ổn định (ổn định) thường bị nhầm lẫn. Axit dễ bay hơi là axit mà các phân tử của nó dễ dàng chuyển sang trạng thái khí, nghĩa là bay hơi. Ví dụ, axit clohydric là một axit dễ bay hơi nhưng ổn định. Không thể đánh giá tính dễ bay hơi của axit không ổn định. Ví dụ, axit silicic không bay hơi, không hòa tan sẽ phân hủy thành nước và SiO 2. Dung dịch nước clohydric, nitric, sulfuric, photphoric và một số axit khác không màu. Dung dịch axit cromic H 2 CrO 4 có màu vàng, axit mangan HMnO 4 có màu đỏ thẫm.

Tài liệu tham khảo khi làm bài thi:

Bảng Mendeleev

Bảng độ hòa tan