Таблица кислотных оксидов: Кислотные оксиды, неорганические кислоты, кислотные остатки. Основные оксиды, основания и их растворимость. Амфотерные оксиды и соответствующие им гироксиды. Таблица.

Содержание

Кислотные оксиды, неорганические кислоты, кислотные остатки. Основные оксиды, основания и их растворимость. Амфотерные оксиды и соответствующие им гироксиды. Таблица.

Адрес этой страницы (вложенность) в справочнике dpva.ru:  главная страница  / / Техническая информация / / Химический справочник  / / Кислотные оксиды, неорганические кислоты, кислотные остатки. Основные оксиды, основания и их растворимость. Амфотерные оксиды и соответствующие им гироксиды. Таблица.

Поделиться:   





Кислотные оксиды, неорганические кислоты, кислотные остатки. Основные оксиды,   основания и их растворимость.

Амфотерные оксиды и соответствующие им гироксиды. Таблица.

  • Кислотный оксид, соответствующая формула кислоты, степень окисления элемента, название кислоты, название кислотного остатка.
  • Основный оксид, соответствующая формула основания, степень окисления металла, растворимость в воде
  • Амфотерный оксид, соответствующий гидроксид, степень окисления металла, примеры солей, где металл входит в состав аниона


Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:


Поиск в инженерном справочнике DPVA. Введите свой запрос:

Если Вы не обнаружили себя в списке поставщиков, заметили ошибку, или у Вас есть дополнительные численные данные для коллег по теме, сообщите , пожалуйста.

Вложите в письмо ссылку на страницу с ошибкой, пожалуйста.

Коды баннеров проекта DPVA.ru
Начинка: KJR Publisiers

Консультации и техническая
поддержка сайта: Zavarka Team

Проект является некоммерческим. Информация, представленная на сайте, не является официальной и предоставлена только в целях ознакомления. Владельцы сайта www.dpva.ru не несут никакой ответственности за риски, связанные с использованием информации, полученной с этого интернет-ресурса.
Free xml sitemap generator

Таблица кислот и соответствующих им кислотных остатков (А) и кислотных оксидов (ангидридов)

Таблица кислот и соответствующих
им кислотных остатков (А) и кислотных
оксидов (ангидридов)

Кислота

nА)

Кислотный
остаток

(А)

Кислотный
оксид

(ангидрид*)

HClO4
хлорная

ClO4
(I) перхлорат

Cl2O7оксид
хлора (VII
)

H2SO4серная

SO4
(II)
сульфат

SO3
оксид серы (VI
), серный ангидрид

HSO4
(I)
гидросульфат

HNO3азотная

NO3
(I)
нитрат

N2O5
оксид азота ( V
)

HMnO4
марганцевая

MnO4
(I)
перманганат

Mn2O7
оксид марганца (VII
)

H2SO3
сернистая

SO3
(II)
сульфит

SO2
оксид серы (IV
)

HSO3
(I)
гидросульфит

H3PO4
ортофосфорная

PO4
(III)
ортофосфат

P2O5
оксид фосфора (V
)

H2PO4
(I) дигидроортофосфат

HPO4
(II) гидроортофосфат

HNO2
азотистая

NO2
(I)
нитрит

N2O3
оксид азота (III
)

H2CO3
угольная

CO3
(II)
карбонат

CO2
оксид углерода ( IV),
углекислый газ

HCO3
(I)
гидрокарбонат

H2SiO3
кремниевая

SiO3
(II)
силикат

SiO2
оксид кремния
(IV)

HI
йодоводородная

I
(I) йодид

HBr
бромоводородная

Br
(I)
бромид

HCl
хлороводородная (соляная)

Cl
(I)
хлорид

H2S
сероводородная

S
(II)
сульфид

HS
(I)
гидросульфид

HF
фтороводородная
(плавиковая)

F
(I) фторид

HCN
циановодородная
(синильная)

CN
(I) цианид

HClO3

хлорноватая

ClO3
(I)
хлорат

Cl2O5
оксид
хлора (V)

HClO2

хлористая

ClO2(I)
хлорит

Cl2O3
оксид
хлора (III)

HClO
хлорноватистая

ClO
(I)
гипохлорит

Cl2O
оксид хлора (I)

CH3COOH
уксусная

CH3COO
(I)
ацетат

*Ангидрид
– продукт, который получается при
отнятии от соответствующей кислоты
молекулы воды.

Оксиды их классификация, способы получения и химические свойства (таблица, схема)

Оксиды — это бинарные соединения кислорода, то есть сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород.

Э2+nOn-2 — общая формула оксидов, где

n — степень окисления элемента

-2 — степень окисления кислорода

Названия оксидов составляется из слова «оксид» и названия элемента образующего оксид в родительном падеже (CaO — оксид кальция).

Схема классификация оксидов

Таблица классификация оксидов с примерами









Классификация оксидов

Определение

Примеры реакций

Типичные взаимодействия

Нормальные

Оксиды, в которых есть только связи между кислородом и каким-нибудь элементом

MgO, SO3, SiO2

Смотрите свойства кислотных и основных оксидов

Пероксиды

Те, в которых есть связи между двумя атомами кислорода

Na2O2, H2O2

Смотрите таблицу свойства пероксида водорода

Смешанные оксиды

Те, которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления

Pb3O4 = 2РbО · PbO2 Fe3O4 = FeO · Fe2O3

Обладают теми же свойствами, что и входящие в их составы оксиды

Кислотные или ангидриды

Оксиды, которые реагируют с водой, образуя кислоты; с основаниями и основными оксидами — образуют соли

SO3, SO2, Mn2O7

С водой:

SO2 + Н2O → Н2SO3

С основаниями и основными оксидами: Мn2O7 + 2КOН → 2КМnO4 + Н2O

Основные оксиды

Те, которые реагируют с водой, образуя основания; с кислотами и кислотными оксидами образуют соли

CaO, Na2O

С водой:

СаО + Н2O → Са(ОН)2

С кислотами и кислотными оксидами:

Na2O + СО2  → Na2CO3

Амфотерные оксиды

Те, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов

ZnO, Al2O3

С кислотами:

ZnO + 2НСl → ZnCl2 + Н2O

С щелочами:

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]

Безразличные (несолеобразующие)

Оксиды, которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют

NO, N2O

NO + Н2O -/-> N2O + NaOH

Способы получения оксидов таблица

Почти все хим. элементы образуют оксиды. На данный момент не получены оксиды гелия, неона и аргона.





Способы получения оксидов

Примеры

Примечание

Взаимодействие простых веществ с кислородом

S + O2 → SO2

4Аl + 3O2 → 2Аl203

Так получают преимущественно оксиды неметаллов

Термическое разложение оснований, солей, кислот

СаСО3t→ CaO + CO2

2H3BO3 t→ Bg2O3 + H2O↑

Mg(OH)2 t→ MgO + H20

Так получают преимущественно оксиды металлов

Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями

C + 4HNO3(p-p) → CO2 + 4N02 + H2O

Сu + 4HNO3(конд. ) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Na2SO3 + 2H2SO→ 2NaHS04 + SO2↑ + H2O

Способ получения преимущественно оксидов неметаллов

Химические свойства оксидов таблица










Классификация оксидов

Химические свойства оксидов

Примеры реакции

Основные оксиды

1. Основной оксид* + вода  —> щелочь

К2О + Н2О → 2КОН,

ВаО + Н2O → Ва(ОН)2

2. Основной оксид + кислота —> соль + вода

CuO + H2SO4 → CuSO4 + Н2О

3. Основной оксид + кислотный оксид —> соль

MgO + СО2 → MgCO3,

ЗСаО + P2O5 → Ca3(PO4)2

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода —> кислота

SO3+ Н2O → H2SO4

Сl2O7 + Н2О → 2НСlO4

SiO2 + Н2O -/-> нет реакции (исключение)

2. Кислотный оксид + щелочь —> соль + вода

SO3 + 2NaOH → Na2SO4+ Н2O

3. Кислотный оксид + основной оксид —> соль

SiO2 + CaO  t→ CaSiO3,

Р2O4 + ЗК2O → 2К3РО4

Амфотерные оксиды

1. С кислотами реагируют как основные оксиды

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + Н2O

2. С основаниями (щелочами) реагируют как кислотные оксиды

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + Н2O

_______________

Источник информации: Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

Химические свойства кислотных оксидов | CHEMEGE.RU

Классификация оксидов, способы получения оксидов.

 

1. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей.

При этом действует правило — хотя бы одному из оксидов должен соответствовать сильный гидроксид (кислота или щелочь). 

Кислотные оксиды сильных и растворимых кислот взаимодействуют с любыми основными оксидами и основаниями:

SO3 + CuO = CuSO4

SO3 + Cu(OH)2 = CuSO4 + H2O

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

SO3 + Na2O = Na2SO4

Кислотные оксиды нерастворимых в воде и неустойчивых или летучих кислот взаимодействуют только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами. При этом возможно образование кислых и основных солей, в зависимости от соотношения и состава реагентов.

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом углерода (IV), а оксид меди (II), которому соответствует нерастворимое основание Cu(OH)2 — практически не взаимодействует с оксидом углерода (IV):

Na2O + CO2 = Na2CO3

CuO + CO2 ≠

2.  Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот.

Исключение — оксид кремния, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота. Оксиды, которым соответствуют неустойчивые кислоты, как правило, реагируют с водой обратимо и в очень малой степени.

SO3 + H2O = H2SO4

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли или соли и воды.

Обратите внимание — с амфотерными оксидами и гидроксидами взаимодействуют, как правило, только оксиды сильных или средних кислот!

Например, ангидрид серной кислоты (оксид серы (VI)) взаимодействует с оксидом алюминия и гидроксидом алюминия с образованием соли — сульфата алюминия:

3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3

3SO3 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

А вот оксид углерода (IV), которому соответствует слабая угольная кислота, с оксидом алюминия и гидроксидом алюминия уже не взаимодействует:

CO2 + Al2O3  ≠

CO2 + Al(OH)3 ≠

(не забудьте повторить классификацию кислот).

4. Кислотные оксиды взаимодействуют с солями летучих кислот.

При этом действует правило: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей.

Например, твердый оксид кремния SiO2 вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната кальция при сплавлении:

CaCO+ SiO2 = CaSiO3 + CO2

5. Кислотные оксиды способны проявлять окислительные свойства.

Как правило, оксиды элементов в высшей степени окисления — типичные окислители (SO3, N2O5, CrO3 и др.). Сильные окислительные свойства проявляют и некоторые элементы с промежуточной степенью окисления (NO2 и др.).

6. Восстановительные свойства.

Восстановительные свойства, как правило, проявляют оксиды элементов в промежуточной степени окисления (CO, NO, SO2 и др.).  При этом они окисляются до высшей или ближайшей устойчивой степени окисления.

Например, оксид серы (IV) окисляется кислородом до оксида серы (VI):

2SO2 + O2 = 2SO3

Оксиды.

Химические свойства и способы получения » HimEge.ru

Оксиды — сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — атом кислорода в степени окисления  -2.
По способности образовывать соли оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие (СО,SiO,NO,N2О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными — оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.
Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li2О, Na2О, К2О, Cs2О, Rb2О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu2O, CuO, Ag2O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).
Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО2, SO2, NO22O5, Cl2O7), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V2O5, СrO3, Mn2O7, MnO3). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI2O3, Fe2O3, BeO, Cr2O3, PbO, SnO, MnO2).

В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO3,Сl2O7,Mn2O7), газообразными (CO2, SO2, NO2) и твердыми (P2O5, SiO2). Некоторые имеют запах (NO2, SO2), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO2, вишнево-красный CrO3, черные CuO и Ag2O, красные Cu2O и HgO, коричневый Fe2O3, белые SiO2, Аl2O3 и ZnO, другие — бесцветные (H2O, CO2, SO2).

Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют немолекулярное строение, для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества молекулярного строения (одно из немногих исключений — оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).

Химические свойства оксидов

Al2O3+6KOH+3H2O=2K3[Al(OH)6] — гексагидроксоалюминат калия;
ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4] — тетрагидроксоцинкат натрия;

Смотрите также:

Основные оксиды — получение и химические свойства

Кислотные оксиды — получение и химические свойства

Химические свойства амфотерных оксидов

Задания 8 ЕГЭ по химии тест онлайн

 

 

5). Химические свойства основных оксидов:

а)
взаимодействие с водой. Правило: оксид
взаимодействует с водой, если продукт
реакции растворим в воде (и наоборот).
Примеры:

Na2O
+ H2O

2NaOH

FeO
+ H2O
реакция не идет, т.к. Fe(OH)2
нерастворим в воде.

б) взаимодействие
с кислотами. При взаимодействии основных
оксидов с кислотами образуется соль и
вода.

Примеры:

CuO + H2SO4
CuSO4
+ H2O
(требуется нагревание)

Обратить
внимание на следующее:

  • кремниевая кислота
    не реагирует с основными оксидами
    («твердое» не реагирует с «твердым»)

  • если в оксиде с.о.
    металла не максимальная, то в реакциях
    с кислотой азотной любой концентрации
    и с концентрированной серной кислотой
    помимо обменного взаимодействия
    возможно окислительно-восстановительное:

* FeO +
4HNO3(конц)
Fe(NO3)3
+ NO2
+ 2H2O

* 2FeO +
4H2SO4
(
конц)
Fe2(SO4)3
+ SO2+
4H2O

*CaO + 2H3PO4
Ca(H2PO4)2
+ H2O

в) взаимодействие
с кислотными оксидами. Эти реакции
протекают при нагревании, в ходе реакции
образуется соль:

CaO
+ CO2
= CaCO3

Примечание:
уравнения реакций в пунктах 6б и 6в
являются доказательством основных
свойств оксидов

г) взаимодействие
с амфотерными оксидами.

Na2O
+ Al2O3

2NaAlO2
(при нагревании)

Na2O
+ ZnONa2ZnO2
(при нагревании)

6). Химические свойства кислотных оксидов:

а)
взаимодействие с водой. Правило: оксид
взаимодействует с водой, если продукт
реакции растворим в воде (оксид не
взаимодействует с водой, если продукт
реакции нерастворим в воде)

ВСЕ
КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, КРОМЕ
SiO2,
РЕАГИРУЮТ С ВОДОЙ.

Примеры:

P2O5
+ 3H2O
2H3PO4
(при нагревании)

*P2O5
+ H2O
HPO3
(на холоду)

SiO2
+ H2O

реакция не идет, т. к. H2SiO3
нерастворима в воде

б)
взаимодействие с основными и амфотерными
оксидами (см. пункт 6.в)

г)
взаимодействие с основаниями. Правило:
кислотные оксиды взаимодействуют со
щелочами, при этом образуется соль и
вода. Пример:

2NaOH
+ CO2
Na2CO3
+ H2O
(в избытке NaOH)

NaOH
+ CO2
NaHCO3
(в избытке CO2)

д)
взаимодействие с солями. Правило:

– при
нагревании менее летучий оксид вытесняет
из соли более летучий оксид.

Пример:
Na2CO3
+ SiO2
Na2SiO3
+ CO2
(при нагревании)

– в
растворе оксид, соответствующий более
сильной кислоте, вытесняет из соли
оксид, соответствующий более слабой
кислоте.

– оксиды
могут взаимодействовать с солями,
содержащими остаток кислоты, которой
этот оксид соответствует:

Na2CO3
+CO2
+ H2O
2NaHCO3

Na2SO3
+SO2
+ H2O
2NaHSO3

Пример:
Na2SiO3
+ CO2
Na2CO3
+ SiO2

растворе)

8).
Химические свойства амфотерных оксидов.

а)
амфотерные оксиды не реагируют с водой

б)
амфотерные оксиды в реакциях с кислотами
проявляют основные свойства, т.е. реакции
протекают так же, как с основными оксидами

Пример:
Al2O3
+ 6HCl
2AlCl3
+ 3H2O

в)
взаимодействие со щелочами. В зависимости
от условий реакции протекают по-разному:

Al2O3
+ 2NaOH
+ 3H2O
2Na[Al(OH)4]
(в растворе)

Al2O3
+ 2NaOH
2NaAlO2
+ H2O(при
нагревании)

г)
взаимодействие с основными оксидами
(см №6г)

д)
при взаимодействии с кислотными оксидами
амфотерные оксиды проявляют основные
свойства.

Пример:
Al2O3
+ P2O52AlPO4

е)
При взаимодействии с солями амфотерные
оксиды, как нелетучие, вытесняют из
солей при нагревании более летучие
оксиды.

Пример:
Na2CO3
+ Al2O3
2NaAlO2
+ CO2

оксид

Гидроксид,
основная форма

Гидроксид,
кислотная форма (при нагревании)

Гидроксид,
кислотная форма (в растворе)

BeO

Be(OH)2

H2BeO2

H2[Be(OH)4]

ZnO

Zn(OH)2

H2ZnO2

H2[Zn(OH)4]

SnO

Sn(OH)2

H2SnO2

H2[Sn(OH)4]

PbO

Pb(OH)2

H2PbO2

H2[Pb(OH)4]

Al2O3

Al(OH)3

HAlO2

H[Al(OH)4]

Cr2O3

Cr(OH)3

HCrO2

H3[Cr(OH)6]

Fe2O3

Fe(OH)3

HFeO2

H3[Fe(OH)6]

Примечание:
кислотная форма амфотерных гидроксидов
составлена формально, т. к. в реакциях
со щелочами и с основными оксидами могут
быть образованы только соли приведенных
форм гидроксидов.

9).
Зависимость кислотно-основных свойств
оксидов от положения элемента в
периодической системе и его степени
окисления.

Слева
направо по периоду по мере ослабления
металлических свойств элементов основные
свойства оксидов ослабевают, а кислотные
возрастают. Сверху вниз по главным
подгруппам неметаллические свойства
элементов ослабевают, а металлические
возрастают, при этом: сверху вниз по
главной подгруппе возрастают основные
свойства оксидов, а кислотные ослабевают.
Если один и тот же элемент образует
несколько оксидов с разными степенями
окисления, то чем выше степень окисления
элемента в оксиде, тем выше его кислотные
свойства.

Пример:
Cr+2O
– основный оксид, Cr2+3O3
– амфотерный оксид, Cr+6O3
– кислотный оксид.

Кислоты.

I
Определение.

а)
кислоты – сложные вещества, состоящие
из кислотных остатков и атомов водорода,
способных замещаться на атомы металлов

б)
кислоты – электролиты, при диссоциации
которых в качестве катионов образуются
только ионы водорода.

II
Классификация

а)
по наличию или отсутствию атомов
кислорода кислоты делят на бескислородные
(H2S,
HCl и др.) и кислородосодержащие (H2SO4,
HNO3
и др.)

б)
по числу атомов водорода, способных
замещаться на металлы или по числу ионов
H+,
образующихся при диссоциации кислоты
выделяют кислоты одноосновные (HNO3,
HCl), двухосновные (H2S,
H2SO4,),
трехосновные (H3PO4),
четырехосновные (H4P2O7)

в)
по способности к диссоциации кислоты
разделяют на сильные электролиты (HCl,
HNO3,
H2SO4
и др. ), слабые электролиты (H2S,
H2CO3,
HF), электролиты средней силы (H3PO4,
H2SO3
).

г)
по летучести выделяют нелетучие кислоты
(H3PO4,
H2SiO3,
H2SO4)
и летучие (HNO3,
HCl, HF, H2S
H2CO3,
H2SO3)

д)
стабильные (H3PO4,
H2SO4)
и нестабильные (H2SO3,
H2CO3)
кислоты

III
Структурные формулы кислот.

IV
Физические свойства кислот. Существуют
кислоты твердые (H3PO4,
H2SiO3),
жидкие кислоты (H2SO4,
HNO3)

V
Способы получения кислот:

а)
бескислородные кислоты получают
растворением соответствующего газа в
воде

б)
кислородосодержащие получают при
взаимодействии соответствующего оксида
в воде:

P2O5
+ 3H2O
2H3PO4

в)
нерастворимые кислоты получают косвенным
путем:

Na2SiO3
+ 2HCl

H2SiO3+
2NaCl

VI
Химические свойства кислот.

1).
Кислоты реагируют с металлами, стоящими
в ряду активности левее водорода; при
этом образуется соль и водород. При
протекании таких процессов металл
растворяется
в кислоте (в ходе реакции не должна
образовываться нерастворимая соль:
H2SO4
+ Mg

MgSO4
+ H2

Примечание:
при взаимодействии металлов со слабыми
кислотами образуются кислые соли:

Fe
+ 2H3PO4
→ Fe(H2PO4)2
+ 3H2

Ca
+ 2H2CO3
→ Ca(HCO3)2
+ H2

2).
Кислоты реагируют с основными оксидами

Примечание:
некоторые реакции требуют нагревания:

CuO + H2SO4
CuSO4
+ H2O
(требуется нагревание)

MgO
+ H2SO4

MgSO4
+ H2O
(эта реакция протекает при комнатной
температуре)

3).
Кислоты реагируют с основаниями.

Примечание:
слабые нерастворимые основания не
реагируют со слабыми кислотами.

2Al(OH)3
+ 3H2SO4

Al2(SO4)3
+ 6H2O

Al(OH)3
+ H2CO3

реакция не идет.

4).
Кислоты реагируют с солями при выполнении
условий:

а)
в ходе реакции выпадает осадок

BaCl2
+ H2SO4
BaSO4
+ 2HCl

Примечание:
с помощью сероводорода можно осадить
из солей в виде сульфидов металлы,
стоящие в ряду активности правее железа:

CuSO4
+ H2S

CuS+
H2SO4

Т.к.
сульфиды железа, цинка, магния и т.д.
растворимы в разбавленных кислотах, то

FeSO4
+ H2S

реакция не идет

б)
в ходе реакции выделяется газ

K2CO3
+ 2HCl 2KCl
+ H2O
+ CO2

в)
нелетучие кислоты могут вытеснять
летучие из их солей:

NaCl(тв. )
+ H2SO4(конц.)HCl
+ NaHSO4
(при слабом нагревании)

2NaCl(тв.)
+ H2SO4(конц.)2HCl
+ Na2SO4
(при сильном нагревании)

KNO3(тв.)
+ H2SO4(конц.)
HNO3
+ KHSO4

5).
Растворы кислот изменяют окраску
индикаторов:

лакмус
и метилоранж – в красный.

Мнемотаблица
для запоминания окраски индикаторов в
зависимости от реакции среды:

Кислая

нейтральная

щелочная

Лакмус

4
Красный

8
Фиолетовый

3
Синий

Метиловый
оранжевый

6
Красный

2
Оранжевый

7
Желтый

фенолфталеин

1
Бесцветный

9
Бесцветный

5
Малиновый

Таблица
заполняется только первыми буквами
приведенных в них слов (см. ниже).
Заполнение происходит следующим образом:
а) по горизонтали верхняя строка по
алфавиту;

б)
по вертикали левая строка также по
алфавиту; в) далее из букв по порядку
складываем мнемофразу (как «Каждый
охотник желает знать…») «Бос
и Ком
крыжовником
играют в футбол»
(жирным подчеркнутым шрифтом выделены
буквы из таблицы)

К

Н

Щ

Л

4
К

8
Ф

3
С

М

6
Кр

2
О

7
Ж

Ф

1
Б

9
Б

5
М

Дополнение.
Взаимодействие азотной кислоты с
металлами.

Азотная кислота

Щелочные,
щелочноземельные металлы, Mg, Zn

Fe, Cr, Al

Другие металлы

Au, Pt

Концентрированная
(>50%)

N2O

Пассивация, при
нагревании — NO2

NO2

Нет реакции

Разбавленная
(10 –50%)

N2

NO, металлы,
стоящие в ряду напряжений до водорода
могут также давать N2O,
N2

Очень разбавленная
(<10%)

Металлы, стоящие
в ряду напряжений до водорода — NH4NO3

Взаимодействие
концентрированной серной кислоты с
металлами:

Основания.
1). Определение

а) основания –
сложные вещества, состоящие из металлов
(иона аммония) и одной или нескольких
гидроксогрупп NaOH,
Fe(OH)2

б)
основания – электролиты, при диссоциации
которых в качестве анионов образуются
гидроксид-анионы NaOHNa++OH

в)
основания – вещества, в ходе реакций
присоединяющие протоны NH3
+ H+NH4+

2).
Классификация.

По
количеству гидроксогрупп основания
делят на однокислотные — NaOH,
двухкислотные — Fe(OH)2,
трехкислотные — Fe(OH)3.

По
способности к диссоциации основания
разделяют на сильные и слабые электролиты.

Сильные
электролиты — гидроксиды щелочных и
щелочноземельных металлов (раствор
Ag2O
дает сильно щелочную среду, TlOH
– сильный электролит
).
Все остальные основания – слабые
электролиты.

3).
Физические свойства.

Все
основания, кроме гидроксида аммония,
твердые вещества, имеющие различную
растворимость в воде. Гидроксиды щелочных
и щелочноземельных металлов хорошо
растворимы в воде (кроме Ca(OH)2),
большинство оснований в воде нерастворимо.

4).
Способы получения.

Гидроксиды
щелочных и щелочноземельных металлов
получают при взаимодействии соответствующего
металла или оксида с водой:

Ca
+ 2H2O

Ca(OH)2
+ H2

CaO
+ H2O

Ca(OH)2

В
промышленности щелочи получают
электролизом растворов солей:

2NaCl
+ 2H2O

H2+
2NaOH + Cl2

Нерастворимые
основания получают из солей:

ZnCl2
+ 2NaOH(недостаток)
Zn(OH)2
+ 2NaCl

: Основы химии металлов :: Обзор свойств соединений металлов :: Оксиды

Оксиды — это бинарные соединения элемента с кислородом, находящимся в степени окисления (-2). Оксиды являются характеристическими соединениями для химических элементов. Неслучайно Д.И. Менделеев при составлении периодической таблицы ориентировался на стехиометрию высшего оксида и объединял в одну группу элементы с одинаковой формулой высшего оксида. Высший оксид — это оксид, в котором элемент присоединил максимально возможное для него количество кислородных атомов. В высшем оксиде элемент находится в своей максимальной (высшей) степени окисления. Так, высшие оксиды элементов VI группы, как неметаллов S, Se, Te, так и металлов Cr, Mo, W, описываются одинаковой формулой ЭО3. Все элементы группы проявляют наибольшее сходство именно в высшей степени окисления. Так, например, все высшие оксиды элементов VI группы — кислотные.

Оксиды это самые распространенные соединения в металлургических технологиях.

Многие металлы находятся в земной коре в виде оксидов. Из природных оксидов получают такие важные металлы, как Fe, Mn, Sn, Cr.

В таблице приведены примеры природных оксидов, используемых для получения металлов.







Ме Оксид Минерал
Fe Fe2O3 и Fe3O4 Гематит и магнетит
Mn MnO2 пиролюзит
Cr FeO .Cr2O3 хромит
Ti TiO2 и FeO .TiO2 Рутил и ильменит
Sn SnO2 Касситерит


Оксиды являются целевыми соединениями в ряде металлургических технологий. Природные соединения предварительно переводят в оксиды, из которых затем восстанавливают металл. Например, природные сульфиды Zn, Ni, Co, Pb, Mo обжигают, превращая в оксиды.

2ZnS + 3O2 = 2 ZnO + 2SO2

Природные гидроксиды и карбонаты подвергают термическому разложению, приводящему к образованию оксида.

2MeOOH = Me2O3 + H2O

MeCO3 = MeO + CO2

Кроме того, поскольку металлы, находясь в окружающей среде, окисляются кислородом воздуха, а при высоких температурах, характерных для многих металлургических производств, окисление металлов усиливается, необходимы знания о свойствах получаемых оксидов.

Приведенные выше причины объясняют, почему при обсуждении химии металлов оксидам уделяется особое внимание.

Среди химических элементов металлов — 85, и многие металлы имеют не по одному оксиду, поэтому класс оксидов включает огромное количество соединений, и эта многочисленность делает обзор их свойств непростой задачей. Тем не менее, постарается выявить:

  • общие свойства, присущие всем оксидам металлов,
  • закономерности в изменениях их свойств,
  • выявим химические свойства оксидов, наиболее широко используемых в металлургии,
  • приведем некоторые из важных физических характеристик оксидов металлов.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  1. Металлические оксиды:
  2. Полиметаллические оксиды:
    1. Неметаллические оксиды
    2. Ионные гидриды
    3. Ковалентные гидриды
    4. Участники

Слева направо на периодической таблице, кислотно-основной характер оксидов и гидроксиды переходят от основных к кислым.

  • Увеличение заряда аниона увеличивает производство базовых растворов.
  • По мере увеличения электроотрицательности производство ионных катионов увеличивается, поскольку элементы более способны усваивать катион.
  • По мере увеличения энергии ионизации увеличивается кислотная природа.

Оксиды металлов:

— Ионная связь: нет распределения электронной волновой функции

— Ионные оксиды обычно являются основными (элемент действует как основание при взаимодействии с h3O)

Na2O (т) + h3O (l) -> 2NaOH (водн.) -> 2Na + (водн.) + 2OH- (водн.)

Б.(3+) (водн.)

— (OH -) -> [Al (OH) 4] — (водн.)

Оксиды неметаллов

— Ковалентное связывание: почти полное распределение электронной волновой функции

— Ковалентные оксиды обычно кислые (элементы действуют как кислота при взаимодействии с h3O)

SO3 + h3O (l) -> h3SO4 (водн.) -> H + + HSO4-

А. Оксид А Гидроксид

Ионные гидриды

Типы гидридов

— Ионная связь: нет распределения электронной волновой функции

— Bronsted Basic, потому что они будут реагировать с протоном

— Lewis Basic, потому что они могут быть лигандами

Cah3 + 2h3O -> 2h3 + Ca (OH) 2

H- H + h3

-В этом случае Cah3 является основным, потому что он реагирует с водой (в данном случае с кислотой) с образованием многих гидридов за счет восстановления протона.

Ковалентные гидриды

— Ковалентное связывание: почти полное распределение электронной волновой функции

HF + h3O -> F- + h4O + …. можно также записать как HF (aq) <--> H + (aq) + F- (aq)

H + H + H +

— HF — слабая кислота, которая является кислотой Бронстеда, потому что она теряет протон. Следовательно, HF — это слабая кислота, в которой вода действует как тихая вода, а F- — слабое сопряженное основание.

открытых учебников | Сиявула

Математика

Наука

    • Читать онлайн
    • Учебники

      • Английский

        • Класс 7А

        • класс 7Б

        • Класс 7 (вместе A и B)

      • Африкаанс

        • Граад 7А

        • Граад 7Б

        • Граад 7 (A en B saam)

    • Пособия для учителя

    • Читать онлайн
    • Учебники

      • Английский

        • класс 8А

        • класс 8Б

        • Grade 8 (комбинированные A и B)

      • Африкаанс

        • Граад 8А

        • Граад 8Б

        • Граад 8 (A en B saam)

    • Пособия для учителя

    • Читать онлайн
    • Учебники

      • Английский

        • Класс 9А

        • Марка 9Б

        • Оценка 9 (комбинированные A и B)

      • Африкаанс

        • Граад 9А

        • Граад 9Б

        • Граад 9 (A en B saam)

    • Пособия для учителя

    • Читать онлайн
    • Учебники

      • Английский

        • Класс 4A

        • класс 4Б

        • Класс 4 (комбинированный A и B)

      • Африкаанс

        • Граад 4А

        • Граад 4Б

        • Граад 4 (A en B saam)

    • Пособия для учителя

    • Читать онлайн
    • Учебники

      • Английский

        • Класс 5А

        • Марка 5Б

        • Оценка 5 (комбинированные A и B)

      • Африкаанс

        • Граад 5А

        • Граад 5Б

        • Граад 5 (A en B saam)

    • Пособия для учителя

    • Читать онлайн
    • Учебники

      • Английский

        • класс 6А

        • класс 6Б

        • Оценка 6 (комбинированные A и B)

      • Африкаанс

        • Граад 6А

        • Граад 6Б

        • Граад 6 (A en B saam)

    • Пособия для учителя

Наша книга лицензионная

Эти книги не просто бесплатные, они также имеют открытую лицензию! Один и тот же контент, но разные версии (брендированные или нет) имеют разные лицензии, как объяснено:

CC-BY-ND (фирменные версии)

Вам разрешается и поощряется свободное копирование этих версий.Вы можете делать ксерокопии, распечатывать и распространять их сколько угодно раз. Вы можете скачать их на свой мобильный телефон, iPad, ПК или флешку. Вы можете записать их на компакт-диск, отправить по электронной почте или загрузить на свой веб-сайт. Единственное ограничение заключается в том, что вы не можете адаптировать или изменять эти версии учебников, их содержание или обложки каким-либо образом, поскольку они содержат соответствующие бренды Siyavula, спонсорские логотипы и одобрены Департаментом базового образования. Для получения дополнительной информации посетите Creative Commons Attribution-NoDerivs 3.0 Непортированный.

Узнайте больше о спонсорстве и партнерстве с другими, которые сделали возможным выпуск каждого из открытых учебников.

CC-BY (версии без марочного знака)

Эти небрендированные версии одного и того же контента доступны для вас, чтобы вы могли делиться ими, адаптировать, трансформировать, модифицировать или дополнять их любым способом, с единственным требованием — указать Siyavula надлежащим образом. Для получения дополнительной информации посетите Creative Commons Attribution 3.0 Unported.

Видеоурок: Реакции оксидов

Стенограмма видео

Из этого видео мы узнаем, что
оксид является кислотным, основным, амфотерным и нейтральным.Посмотрим на химические
уравнения того, как некоторые оксиды реагируют с кислотами. Во-первых, давайте спросим себя, что такое
оксид? Оксид — это соединение, которое
содержит кислород элемента, связанный с другим элементом. Например, в углекислом газе
кислород связан с углеродом. Некоторые часто встречающиеся оксиды
о которых вы, возможно, слышали, оксид железа (III), который является основным компонентом
ржавчина, диоксид серы, который иногда используется в качестве консерванта, диазот
монооксид, который является названием ИЮПАК, а общее название — закись азота, это
веселящий газ, вода, диоксид кремния или кремнезем, который является основным компонентом песка,
оксид алюминия и оксид магния.

Возможно, вы добыли магний
оксид в лаборатории. Щипцы содержат магний
лента в пламени горелки Бунзена. Происходит сильно экзотермическая реакция
при этом выделяется много тепла и света, поскольку магний реагирует с кислородом в
воздух для производства оксида магния. Все оксиды можно разделить на
одна из четырех групп: кислотные, основные, амфотерные или нейтральные оксиды. Давайте рассмотрим это и начнем
с кислыми оксидами.Кислотные оксиды — это те, которые при
они реагируют с водой с образованием кислот. Эти оксиды содержат неметаллы из
группы с 14 по 17 периодической таблицы. Общее уравнение неметалла
оксид плюс вода реагируют с образованием кислоты. Давайте посмотрим на несколько примеров.

Когда газообразный диоксид серы реагирует с
вода, образуется сернистая кислота, h3SO3. Когда оксид неметалла, углерод
диоксид, реагирует с водой, образуется углекислота или h3CO3.Эти две реакции могут происходить в
окружающая среда, когда в атмосфере много SO2 и CO2. Жидкая вода и капли дождя могут
взаимодействуют с диоксидом углерода и диоксидом серы в атмосфере и производят
две кислоты — угольная и сернистая. Эти две кислоты являются компонентами
кислотный дождь. Последний пример того, когда неметалл
оксид взаимодействует с водой с образованием кислоты — это реакция диоксида азота
газ с водой для получения азотной кислоты.Если несколько капель универсального
индикатор добавлялся в растворы этих кислот, он становился красно-оранжевым, показывая
что оксиды неметаллов SO2, CO2 и NO2, когда они реагируют с водой, действительно
производят кислоты.

Теперь давайте посмотрим на основные
оксиды. Основной оксид — это оксид, который
при реакции с водой образует основание или щелочь. Обычно основные оксиды содержат
металлы из первой или второй группы периодической таблицы.Общее уравнение — оксид металла
плюс вода реагирует с образованием основания или щелочи. Щелочь — это вещество, содержащее
гидроксид-ион ОН-. Вот два примера уравнений
где оксиды металлов производят гидроксиды или щелочные растворы. В первом случае оксид натрия реагирует
с водой с образованием гидроксида натрия, а во втором оксид кальция реагирует с
вода для производства гидроксида кальция. Гидроксид натрия хорошо растворим
в воде, в то время как гидроксид кальция мало растворим.Тем не менее, если несколько капель
к этим растворам добавлялся универсальный индикатор, он становился сине-фиолетовым,
подтверждение того, что растворы являются щелочными или щелочными, и доказательство того, что эти оксиды
действительно реагирует с водой с образованием оснований или щелочей.

До сих пор мы видели, что неметаллический
оксиды или кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот и оксидов металлов или
основные оксиды реагируют с водой с образованием основания.Кислые оксиды также могут действовать как
кислоты и реагируют с основанием с образованием соли и воды. И основные оксиды могут действовать как
основания в результате реакции с кислотой с образованием соли и воды. Применяется общее правило: кислота
реагирует с основанием с образованием соли и воды. Чуть позже в этом видео мы
конкретно посмотрите, как основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и
вода. А пока перейдем к третьему
тип оксида, амфотерные оксиды.

Амфотерные оксиды в отличие от кислых
и основные оксиды, обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней. Тем не менее, они показывают как кислотные
и основные свойства. Они ведут себя как кислота, когда
реагируют с основанием, и они ведут себя как основание, когда реагируют с кислотой. Эти оксиды содержат такие металлы, как
медь, цинк, свинец, бериллий, алюминий и олово. Мы видели минуту назад, что когда
Реакция взаимодействия кислоты и основания с образованием соли и воды.Так как амфотерные оксиды могут
ведут себя как кислоты или основания, есть два общих уравнения, на которые следует обратить внимание. Когда эти оксиды ведут себя как
кислота, уравнение представляет собой амфотерный оксид плюс основание, что дает соль и воду. И когда они реагируют как база,
уравнение — амфотерный оксид плюс кислота, дающие соль и воду.

Давайте посмотрим на пример для
каждый. Оксид алюминия амфотерный. Не растворяется и не реагирует
с водой и может действовать как кислота или щелочь.Когда он реагирует с основанием, таким как
производятся гидроксид натрия, алюминат натрия, соль и вода. Обратите внимание, что эта формула
упрощение. Алюминий может образовывать довольно сложные
ионы в растворе. Формула натрия здесь
алюминат на самом деле является формулой твердого безводного продукта. Но алюминат натрия в
присутствие воды хорошо растворимо и поэтому будет реагировать с водой с образованием гидратированного
соединение со сложной формулой, на которое мы здесь не будем смотреть.Когда этот амфотерный оксид реагирует
с кислотой образуется соль хлорида алюминия. Эта двойственная природа амфотерного
оксиды указаны по их названию. Слово амфотерный происходит от
Греческое слово amphoteroi, означающее и то, и другое.

Перейдем к последнему типу
оксид, нейтральные оксиды. Нейтральные оксиды не показывают кислых
или основные свойства и не вступают в реакцию с кислотами или основаниями. Есть только несколько известных нейтральных
оксиды, в том числе оксид углерода, оксид азота и оксид азота.Опять же, нейтральные оксиды не
вступают в реакцию с кислотами или основаниями. А теперь давайте посмотрим конкретно
о том, как основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, а также еще кое-что.
примеры того, как амфотерные оксиды могут действовать как основания, реагировать с кислотами и производить
соль и вода. Когда оксид натрия реагирует с
соляная кислота, хлорид натрия и вода. Обратите внимание, что анион в кислоте
и катион в основном оксиде определяет, какая соль образуется.

Можете угадать, в чем кислота?
это следующее уравнение? Оксид магния в значительной степени
не растворим в воде. Однако в разбавленном, подогретом кислотном
раствора, он может реагировать с образованием соли и воды, в данном случае нитрата магния.
и вода. Катион магния в соли
продукт поступает из оксида, а NO3 или нитрат-ион должен происходить из
кислота. Есть два нитрат-иона, которые
означает, что в кислоте должно быть два положительных заряда или два иона H +.Объединяя эти ионы вместе, мы
получаем, мы получаем две HNO3, которые являются азотной кислотой. Ранее мы видели пример того, как
амфотерный оксид может действовать как основание и реагировать с кислотой. Рассмотрим еще один пример.

Реакция оксида цинка (II) с
серная кислота производит соль сульфата цинка и воду. Опять же, катион в соли приходит
из оксида, а анион в соли происходит из кислоты. До сих пор мы рассматривали типы
оксидов, как они реагируют, и мы рассмотрели множество уравнений.Прежде чем приступить к практическому примеру,
давай сделаем что-нибудь немного другое. Давайте посмотрим, насколько разные
элементы реагируют с кислородом с образованием оксидов, и как это дает нам общее представление о
ряды реактивности для элементов.

Некоторые элементы реагируют с кислородом
более энергично, чем другие. У золота низкая реактивность с
кислород. Мы говорим, что это инертно и не
реагировать. Серебро и ртуть очень медленные
и устойчивы к реакции с кислородом.К этому добавлено больше металлов.
список в определенном порядке, и это основано на увеличении реакционной способности с кислородом, в
другими словами, увеличение легкости, с которой эти элементы реагируют при увеличении
энергия. Элементы в крайнем правом углу
серия легко и энергично реагирует с кислородом, требуя мало энергии для
подвергаются этой реакции, причем металлический калий является наиболее активным, или мы говорим
наиболее реактивный.

Важно знать, что все
эти металлы можно заставить реагировать с кислородом при правильных условиях, даже
золото. Но здесь мы говорим об их
естественная реактивность. Чем более реактивен элемент,
тем более вероятно, что он будет обнаружен в природе связанным с кислородом или другими элементами. Этот список здесь называется
ряд реактивности. Он показывает общую тенденцию или порядок
с которой элементы реагируют с кислородом.Вы заметите только надписи на металлах
на этом ряду реактивности. Но неметаллы также могут реагировать с
кислород. С силой, с которой водород
реагирует между железом и цинком. Давайте подробнее рассмотрим
удельная реактивность четырех неметаллов. Однако имейте в виду, что эти
неметаллы могут быть помещены в верхний ряд реактивности среди металлов,
согласно их относительной реакционной способности с кислородом.

Известно много оксидов
хлор. Однако хлор не реагирует.
с кислородом в воздухе и в нормальных условиях. Энергия необходима, чтобы вызвать
реакция. Из этих четырех неметаллов хлор
наименее реактивный. Углерод также обычно не
самопроизвольно реагируют с кислородом. Подумайте об угле на
барбекю. Сначала его нужно нагреть до красного
горячий.Тогда он среагирует и загорится
кислород в воздухе. Сера немного больше реагирует
энергично. Он загорится при перегреве
горелка Бунзена. Фосфор, однако, довольно сильно реагирует.
энергично и самовоспламеняется в кислороде воздуха. Фосфор самый реактивный
по направлению к кислороду из элементов этого ряда. Итак, из их реакции с кислородом,
мы можем сделать вывод об увеличении реакционной способности хлора и углерода, серы и
фосфор.Пришло время взглянуть на
пример, прежде чем мы суммируем все, что мы узнали.

Для определения pH различных
оксидов, был поставлен эксперимент. Три мензурки были заполнены 0,5
литров деионизированной воды и несколько капель универсального индикатора. Шпатель следующего оксида
затем добавляли в каждый стакан. Какого цвета будет каждое решение
перейти на следующее добавление оксида? (A) A: синий, B: зеленый и C:
красный.(B) A: зеленый, B: красный и C:
синий. (C) A: синий, B: красный и C:
зеленый. (D) A: красный, B: зеленый и C:
синий. Или (E) A: красный, B: синий и C:
зеленый.

Оксид — это соединение, состоящее
кислорода, связанного с другим элементом. P2O10, который был добавлен в первую
стакан, представляет собой оксид неметалла, потому что он состоит из неметаллического фосфорного связующего
к кислороду. MgO и Al2O3 являются примерами
оксидов металлов, потому что Mg, магний, является металлом, а Al, алюминий, также
металл.И эти металлы связаны с
кислород. В общем, когда оксид неметалла
реагирует с водой, образуется кислота. Обычно это происходит, когда неметаллический
входит в группы с 14 по 17 периодической таблицы. Когда металл в оксиде металла
из первой или второй групп периодической таблицы, например, магний и оксид
реагирует с водой, обычно образуется щелочь или раствор щелочи.

Обратите внимание, однако, что есть
всегда исключения из правил.Например, оксид бериллия не
растворим в воде и не реагирует с водой при нормальных условиях. Другие оксиды металлов, содержащие
металлы, не входящие в первую или вторую группу периодической таблицы, например,
медь, цинк, свинец, алюминий и олово, когда они помещены в воду, они не
обычно реагируют и обычно нерастворимы. Теперь оксида магния тоже нет.
очень растворим в воде, но крошечные его количества растворяются и вступают в реакцию с водой с образованием
производят щелочной или щелочной раствор.

Нам сказали, что универсальный
индикатор был добавлен в каждый стакан для определения pH. Универсальный индикатор красный в
очень кислая область шкалы pH, затем оранжево-желтая, затем зеленая около нейтральной
точка, затем синяя, и на дальнем конце спектра в очень основной области она
фиолетовый. Мы видели, что когда неметалл
оксид вступает в реакцию с водой, в стакане А образуется кислота. Таким образом, индикатор
станет красным в стакане A.В химическом стакане B в виде металла образуется щелочь или основание.
оксид вступает в реакцию с водой, поэтому индикатор приобретает пурпурно-синий цвет. И в стакане C, когда металл
оксид добавляется, реакции не происходит.

Оксид алюминия является примером
амфотерный оксид. И опять же, обычно это не так.
растворимы, и они обычно не реагируют с водой, хотя могут реагировать с кислотами
и базы. Потому что нет реакции с
воды, pH воды в этом стакане останется нейтральным, а индикатор
станет зеленым.Итак, изменение цвета в каждом стакане
из-за добавления оксида будет A: красный, B: синий и C: зеленый.

Подведем итоги того, что у нас есть
научился. Оксид — это соединение, содержащее
кислород связан с другим элементом. Когда оксид неметалла реагирует с
вода, образуется кислота. Когда оксид металла реагирует с
вода, производится база. Когда помещается амфотерный оксид
в воде не растворяется и не вступает в реакцию.И когда помещается нейтральный оксид
в воде тоже нет реакции. Это общие тенденции. Когда оксид неметалла реагирует с
основание, соль и вода производятся. Также производится соль и вода.
когда оксид металла реагирует с кислотой. И для амфотерных оксидов, которые могут
реагируют с кислотой или основанием, потому что они действуют как кислоты или основания, опять же соль и
вода — это продукты.

Химическая реактивность | Группа Грандинетти

Водород

В отличие от остальных элементов Группы 1А, которые существуют в виде металлов, элементарный водород существует в виде газообразных молекул H 2 .Соединения, образующиеся между водородом и неметаллами, являются скорее молекулярными, чем ионными. (, то есть , водород образует ковалентные связи с неметаллами). Например, водород реагирует с галогенами (группа VIIA) согласно:

где X может быть любым галогеном, таким как F, Cl, Br или I. Водород в этих соединениях имеет степень окисления +1, а галогены — -1. Точно так же водород предсказуемо реагирует на другие элементарные неметаллы:

2 H 2 (г)
+
О 2 (г)
2 H 2 O (г)

8 H 2 (г)
+
S 8 (с)
8 H 2 S (г)

3 H 2 (г)
+
N 2 (г)
2 NH 3 (г)

Водород может также образовывать соединения с более активными металлами с образованием ионных гидридов .Например, гидрид лития образуется в соответствии с:

2 Li (т)
+
H 2 (г)
2 LiH (т)

Металл (в данном случае Li) теряет электрон, чтобы стать катионом, а H приобретает электрон, чтобы стать H (гидрид-анион), который имеет заряд -1. Вот еще один пример:

Mg (т)
+
H 2 (г)
MgH 2 (т)

Получая электрон, ион гидрида получает стабильную электронную конфигурацию замкнутой n = 1 оболочки, то есть конфигурацию благородного газа He.

Кислород

Кислород — это элемент группы 6А. Элементарный кислород присутствует в двух формах: газообразный кислород (O 2 ) и газообразный озон (O 3 ). Различные формы элемента в одном и том же состоянии называются Аллотропами .

Реакции кислорода с металлами

Когда кислород вступает в реакцию с большинством металлов, образуется оксид металла, где кислород имеет степень окисления -2. Например, оксид цинка образуется, когда металлический цинк реагирует с газообразным кислородом:

2 Zn (т)
+
О 2 (г)
2 ZnO (т)

и оксид алюминия образуется, когда металлический алюминий реагирует с газообразным кислородом:

4 Al (s)
+
3 O 2 (г)
2 Al 2 O 3 (с)

Однако есть некоторые исключения, которые мы рассмотрим далее.

Металлы группы IA — щелочные металлы

Поскольку щелочные металлы настолько активны, продукт их реакции с газообразным кислородом — это не то, чего можно было ожидать. В то время как металлический литий реагирует с газообразным кислородом с образованием оксида лития, как и следовало ожидать:

4 Li (т)
+
О 2 (г)
2 Li 2 O (т) ,

когда металлический натрий реагирует с газообразным кислородом в тех же условиях, он образует пероксид натрия:

2 Na (т)
+
О 2 (г)
Na 2 O 2 (с)

а очень активные щелочные металлы, калий, рубидий и цезий, реагируют с газообразным кислородом с образованием супероксидов:

Металлы группы IIA — щелочноземельные металлы

Кислород реагирует с большинством щелочноземельных металлов с образованием оксида металла:

2 млн (т)
+
О 2 (г)
2 МО (т)

Например,

Однако кислород соединяется с металлическим барием, наиболее активным из этой группы, с образованием пероксида:

Ba (s)
+
О 2 (г)
BaO 2 (т)

Реакции между кислородом и неметаллами (кроме групп 7A и 8A)

Когда кислород соединяется с неметаллами в их элементарной форме, продукт представляет собой оксид неметалла.Например, кислород реагирует с твердым углеродом с образованием моноксида углерода или диоксида углерода соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

C (т)
+
О 2 (г)
CO (г)
или же
CO 2 (г)

Аналогичным образом кислород реагирует с твердым фосфором с образованием гептоксида тетрафорфора или декоксида тетрафорфора соответственно, как показано ниже (реакция не сбалансирована):

П 4 (т)
+
О 2 (г)
P 4 O 6 (г)
или же
P 4 O 10 (г)

При взаимодействии с твердой серой кислород образует газообразный диоксид серы:

S 8 (т)
+
8 O 2 (г)
8 SO 2 (г)

Оксидные реакции

Реакции с неметаллическими оксидами

Оксиды неметаллов кислые.Если оксид неметалла растворяется в воде, он образует кислоту.

Оксид неметалла
+
Воды

Кислота

Например,

SO 3 (г)
+
H 2 O (л)
H 2 SO 4 (водн.)

N 2 O 3 (г)
+
H 2 O (л)
HNO 2 (водн.)

Оксиды неметаллов могут быть нейтрализованы основанием с образованием соли и воды.

Оксид неметалла
+
База

Соль
+
Воды

Например,

SO 3 (г)
+
Ba (OH) 2 (водн.)
BaSO 4 (водн.)
+
H 2 O (л)

П 4 О 10 (с)
+
12 NaOH (водн.)
4 Na 3 PO 4 (водн.)
+
6 H 2 O (л)

Реакции оксидов металлов

Оксиды металлов основные.Если оксид металла растворяется в воде, он образует гидроксид металла.

Оксид металла
+
Воды

Гидроксид металла

Например,

BaO (т)
+
H 2 O (л)
Ba (OH) 2 (водн.)

К 2 О (т)
+
H 2 O (л)
2 КОН (водн.)

Как и любое основание, эти основания можно нейтрализовать кислотой с образованием соли и воды.

Оксид металла
+
Кислота

Соль
+
Воды

Примеры:

CuO (т)
+
2 HNO 3 (водн.)
Cu (NO 3 ) 2 (водн.)
+
H 2 O (л)

Al 2 O 3 (с)
+
6 HCl (водн.)
2 AlCl 3 (водн.)
+
3 H 2 O (л)

Как правило, чем более металлический характер имеет элемент, тем более основным будет его оксид.Точно так же, чем более неметаллический характер имеет элемент, тем более кислым будет его оксид. Металлический характер элемента можно определить по его положению в таблице Менделеева:

Наконец, отметим, что соль также может быть образована в результате прямой реакции металла и неметалла.

Металл
+
Неметалл

Соль

Например,

2 Al (s)
+
3 Br 2 (л)
2 AlBr 3 (т)

Домашнее задание от

Chemisty, The Central Science, 10-е изд.

7,53, 7,55, 7,57, 7,59, 7,61, 7,65, 7,67, 7,69, 7,71, 7,73, 7,77

Улучшенные процессы удаления нафтеновых кислот (Технический отчет)


Чжан, Айхуа, Ма, Цишенг, Ван, Канши, Тан, Юнчунь и Годдард, Уильям А. Улучшенные процессы удаления нафтеновых кислот . США: Н. П., 2005.
Интернет. DOI: 10,2172 / 881034.


Чжан, Айхуа, Ма, Цишэн, Ван, Канши, Тан, Юнчунь и Годдард, Уильям А. Улучшенные процессы удаления нафтеновых кислот . Соединенные Штаты. https://doi.org/10.2172/881034


Чжан, Айхуа, Ма, Цишэн, Ван, Канши, Тан, Юнчунь и Годдард, Уильям А. Пт.
«Улучшенные процессы удаления нафтеновых кислот». Соединенные Штаты. https://doi.org/10.2172/881034. https://www.osti.gov/servlets/purl/881034.

@article {osti_881034,
title = {Улучшенные процессы удаления нафтеновых кислот},
author = {Чжан, Айхуа и Ма, Цишэн и Ван, Канши и Тан, Юнчунь и Годдард, Уильям А},
abstractNote = {В течение последних трех лет мы следовали плану работы, предложенному в предложении, и прилагали все усилия для достижения целей проекта.Благодаря нашему большому объему творческой и продуктивной работы, включая как экспериментальные, так и теоретические аспекты, мы достигли важного технического прорыва в процессе удаления нафтеновой кислоты и получили глубокое понимание химии каталитического декарбоксилирования. В частности, мы разработали комплексную методологию, которая будет служить для всех экспериментальных и теоретических работ. В результате наших экспериментальных исследований обнаружены четыре типа эффективных катализаторов реакции декарбоксилирования модельных соединений карбоновых кислот.Эксперимент по адсорбции выявил эффективность некоторых твердых материалов для адсорбции нафтеновой кислоты и снижения кислотности сырой нефти, которая может быть как природными минералами, так и синтезированными материалами. Испытания с сырой нефтью также дали многообещающие результаты, которые потенциально могут быть использованы на практике в нефтяной промышленности. Теоретическая работа предсказала несколько возможных механизмов каталитического декарбоксилирования, которые будут управлять путями декарбоксилирования в зависимости от типа используемых катализаторов.Расчет энергии активации реакции хорошо согласуется с нашими экспериментальными измерениями.},
doi = {10.2172 / 881034},
url = {https://www.osti.gov/biblio/881034},
journal = {},
number =,
объем =,
place = {United States},
год = {2005},
месяц = ​​{12}
}

Реакция оксида меди (II) с серной кислотой | Эксперимент

Используя приведенную ниже процедуру, для получения отфильтрованного солевого раствора должно потребоваться не более 30 минут.

Экспериментальные работы могут начаться без промедления, если порошок разбавленной серной кислоты и оксида меди (II) будет предоставлен в готовых количествах (см. Примечания по охране труда, технике безопасности и технике).

Эту процедуру могут использовать студенты. Демонстрация с помощью студентов может быть более разумной, если есть реальные сомнения в безопасном поведении или адекватных манипулятивных навыках.

Оборудование

Аппарат

  • Защита глаз
  • Стеклянный стакан, 100 см 3
  • Колба коническая, 100 см 3
  • Шпатель
  • Стеклянный стержень для перемешивания
  • Фильтровальная воронка (примечание 1)
  • Фильтровальная бумага (примечание 2)
  • Горелка Бунзена
  • Штатив
  • Марля
  • Термостойкий мат
  • pH или лакмусовая бумага

Примечания к аппарату

  1. Фильтровальные воронки из полиэтилена безопаснее и дешевле стеклянных.Диаметр фильтрующей воронки важен — слишком большая воронка делает фильтрующую установку нестабильной.
  2. Размер фильтровальной бумаги в сложенном виде должен соответствовать размеру воронки. Подходит фильтровальная бумага студенческого уровня.

Химические вещества

  • Разбавленная серная кислота, 0,5 М (РАЗДРАЖАЮЩИЙ), 20 см 3
  • Оксид меди (II) (ВРЕДНЫЙ, ОПАСНЫЙ ДЛЯ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ), около 1 г

Примечания по технике безопасности, охране труда и технике

  • Прочтите наше стандартное руководство по охране труда и технике безопасности.
  • Всегда пользуйтесь защитными очками.
  • Будьте очень осторожны, чтобы не ударить по штативу, когда стакан находится на нем. Попробуйте зажать стакан.
  • При нагревании оксида меди (II) и разбавленной серной кислоты не допускайте выкипания воды и появления сульфата меди с последующим его разложением при чрезмерном нагревании — это небезопасно. Газообразный диоксид серы токсичен и может вызвать затруднения дыхания.
  • На заключительном (необязательном) этапе процедуры не пытайтесь испарить кислоту для получения кристаллов путем нагревания с помощью горелки Бунзена после фильтрации.Это действие наполнит лабораторию токсичными парами.
  • Обеспечьте реагенты в заранее отмеренных количествах, чтобы уменьшить количество отходов и помочь в организации урока. Все емкости должны иметь четкую маркировку.
  • Оксид меди (II), CuO (s), (ВРЕДНЫЙ, ОПАСНЫЙ ДЛЯ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ) — см. CLEAPSS Hazcard HC026. Порошок оксида меди (II) может поставляться в количестве приблизительно 1 г в промаркированных пробирках для образцов или пластиковых лодочках для взвешивания.
  • Разбавленная серная кислота, H 2 SO 4 (водн.), (РАЗДРАЖАЮЩИЙ в используемой концентрации) — см. CLEAPSS Hazcard HC098a.20 см 3 разбавленной серной кислоты должны поставляться в небольших бутылях с этикетками.
  • Сульфат меди (II), CuSO 4 (s), (ВРЕДНО, ОПАСНО ДЛЯ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ) — см. CLEAPSS Hazcard HC027c.

Процедура

1 этап

  1. Добавьте 20 см 3 0,5 М серной кислоты в стакан 100 см 3 . Осторожно нагрейте на штативе мягким голубым пламенем, пока оно почти не закипит. (Будьте очень осторожны, чтобы не ударить по штативу, когда стакан находится на нем.Подумайте о том, чтобы зажать стакан.)

Показать полноэкранный режим

  1. Когда кислота станет достаточно горячей (как раз перед тем, как она закипит), с помощью шпателя добавьте небольшие порции оксида меди (II) в стакан. Осторожно перемешивайте смесь в течение получаса после каждого добавления. (Добавляя твердое вещество в стакан, будьте осторожны, чтобы не повредить стакан.)
  2. Когда весь оксид меди (II) будет добавлен, продолжайте осторожно нагревать в течение 1-2 минут, чтобы гарантировать завершение реакции.Затем выключите горелку Бунзена. Возможно, будет разумно проверить (с помощью pH или лакмусовой бумаги), чтобы не осталось кислоты. Если кислота недостаточно горячая, избыток кислоты может сосуществовать с оксидом меди. (Кипячение воды так, чтобы сульфат меди появился и затем разложился при чрезмерном нагревании, небезопасно. Газы двуокиси серы токсичны и могут вызвать затруднения дыхания.)
  3. Дайте стакану немного остыть, пока вы настраиваете этап 2.

Показать полноэкранный режим

2 этап

  1. Поместите фильтрующую воронку в горлышко конической колбы.
  2. Сложите фильтровальную бумагу по размеру воронки фильтра и поместите ее в воронку.
  3. Убедитесь, что стакан достаточно остыл, чтобы его можно было удерживать сверху. Содержимое должно быть горячим.
  4. Осторожно перемешайте содержимое, чтобы перемешать, а затем вылейте его на фильтровальную бумагу в воронке. Разрешить фильтровать.
  5. В колбе должен собраться прозрачный синий раствор. Если раствор непрозрачный, а в нем остался черный порошок, необходимо повторить фильтрацию.

Этап 3 (дополнительно)

  1. Промойте стакан и снова налейте в него прозрачный синий раствор. Наклейте на стакан свое имя (имена). Оставьте стакан в теплом месте, где его не побеспокоят, примерно на неделю. Это позволит испариться большей части воды. (Не пытайтесь испарить кислоту путем нагревания с помощью горелки Бунзена после фильтрации. Лаборатория заполнится токсичными парами.)
  2. Прежде чем вся вода испарится, на дне стакана должны образоваться кристаллы.Отфильтруйте раствор. Соберите кристаллы с фильтровальной бумаги на бумажное полотенце.

Учебные заметки

Практические баллы

Предупреждения по технике безопасности на этапе 1 процедуры особенно важны для младших или более неопытных студентов.

Помните о проблемах, связанных с нагревом младших или неопытных учеников мензурками, установленными на штативе, и с снятием горячей стеклянной посуды с горячего штатива после нагрева.

Для подъема горячего стакана хорошим решением будет предоставление щипцов подходящего размера.Но во многих школах этого не будет. Не поддавайтесь соблазну использовать обычные щипцы. Если есть какие-либо сомнения в безопасности этого шага, учитель должен поднять каждый стакан на термостойкий коврик.

Примечания по химии

Большинство оксидов металлов реагируют с разбавленными кислотами. Растворимые оксиды и гидроксиды металлов называются щелочами и вступают в реакцию с кислотами в растворе. Большинство оксидов металлов представляют собой нерастворимые твердые вещества. Реакция между нерастворимым оксидом металла и разбавленной кислотой часто протекает довольно медленно, поэтому можно наблюдать за развитием реакции, когда твердый реагент исчезает по мере образования растворимого продукта.

На этапе 1 учащиеся должны иметь возможность наблюдать изменение цвета от бесцветного до синего одновременно с исчезновением черного порошка. Синий цвет тем больше, чем больше используется черный порошок.

На этапах 2 и 3 младшие школьники должны уметь использовать свой предыдущий опыт работы с синими растворами / кристаллами, чтобы распознать знакомый цвет сульфата меди. Затем это можно использовать в качестве отправной точки для изучения реакций кислота + оксид металла → соль + вода.

Студенты старшего возраста, уже знакомые с кислотно-основными реакциями, должны уметь предсказать идентичность образовавшегося соединения, используя изменение цвета в качестве подтверждения этого прогноза.

Символьное уравнение реакции:

CuO (т.) + H 2 SO 4 (водн.) → CuSO 4 (водн.) + H 2 O (л)

В противном случае будет достаточно простого словесного уравнения.

Обратите внимание, что нет простого способа продемонстрировать, что вода является другим продуктом.

Реакционная способность карбоновых кислот

Карбоновые кислоты

Карбоксильная функциональная группа, которая характеризует карбоновые кислоты, необычна тем, что она состоит из двух функциональных групп, описанных ранее в этом тексте.Как видно из формулы справа, карбоксильная группа состоит из гидроксильной группы, связанной с карбонильной группой. Его часто записывают в сжатом виде как –CO 2 H или –COOH. Другие комбинации функциональных групп были описаны ранее, и были описаны значительные изменения в химическом поведении в результате групповых взаимодействий (например, фенол и анилин). В этом случае изменение химических и физических свойств в результате взаимодействия гидроксильной и карбонильной группы настолько велико, что комбинацию обычно рассматривают как отдельную и отличающуюся функциональную группу.

1. Номенклатура карбоновых кислот

Как и в случае с альдегидами, карбоксильная группа должна располагаться на конце углеродной цепи. В системе номенклатуры IUPAC углерод карбоксильной группы обозначен № 1, и другие заместители расположены и названы соответственно. Характерный суффикс ИЮПАК для карбоксильной группы — « oic acid », и следует проявлять осторожность, чтобы не путать эту систематическую номенклатуру с аналогичной общей системой. Эти две номенклатуры показаны в следующей таблице вместе с их температурами плавления и кипения.

6 6 9115 бутановая кислота

кислота

911 .0 ºC

Формула

Общее название

Источник

Название ИЮПАК

Точка плавления

Точка кипения

HCO 911 911 911

HCO 2 муравьи (L. formica) метановая кислота 8,4 ºC 101 ºC
CH 3 CO 2 H уксусная кислота уксус (L.ацетум) этановая кислота 16,6 ºC 118 ºC
CH 3 CH 2 CO 2 H пропионовая кислота молочная кислота (G1316 пропик. -20,8 ºC 141 ºC
CH 3 (CH 2 ) 2 CO 2 H масляная кислота масло (л. Бутирум) 164 ºC
CH 3 (CH 2 ) 3 CO 2 H валериановая кислота корень валерианы пентановая кислота -34.5 ºC 186 ºC
CH 3 (CH 2 ) 4 CO 2 H капроновая кислота козы (L. caper) гексановая кислота

-411

205 ºC
CH 3 (CH 2 ) 5 CO 2 H энантовая кислота лозы (Gk. Oenanthe) гептановая кислота 13 -711,5 911 ºC 911 ºC 911 ºC 911 ºC
CH 3 (CH 2 ) 6 CO 2 H каприловая кислота козы (L.каперса) октановая кислота 16,3 ºC 239 ºC
CH 3 (CH 2 ) 7 CO 2 H пеларгоновая кислота 1647 12,0 ºC 253 ºC
CH 3 (CH 2 ) 8 CO 2 H каприновая кислота козы (L. caper16 219 ºC

Замещенные карбоновые кислоты названы либо системой IUPAC, либо общими названиями. Если вы не уверены в правилах номенклатуры ИЮПАК, вам следует ознакомиться с ними сейчас. Некоторые общепринятые названия, например, аминокислота треонин, не имеют никакого систематического происхождения, и их нужно просто запомнить. В других случаях в общих названиях используется обозначение греческой буквы для атомов углерода рядом с карбоксильной группой. Ниже приведены некоторые примеры обеих номенклатур.

Простые дикарбоновые кислоты общей формулы HO 2 C– (CH 2 ) n –CO 2 H
(где n = от 0 до 5) известны под общими названиями: оксалиновая (n = 0), малоновая (n = 1), янтарная (n = 2), глутаровая (n = 3), адипиновая (n = 4) и Пимелиновая (n = 5) кислоты. Общие названия, такие как эти, может быть трудно запомнить, поэтому были придуманы мнемонические средства, которые принимают форму запоминающейся фразы. Для этой группы соединений одна такая фраза: « O h M y
S uch G ood A pple P ie «.

2. Натуральные продукты на основе карбоновых кислот

Карбоновые кислоты широко распространены в природе, часто в сочетании с другими функциональными группами. Простые алкилкарбоновые кислоты, состоящие из четырех-десяти атомов углерода, представляют собой жидкости или легкоплавкие твердые вещества с очень неприятным запахом. жирные кислоты являются важными компонентами биомолекул, известных как липидов , особенно жиров и масел. Как показано в следующей таблице, эти длинноцепочечные карбоновые кислоты обычно называют их общими названиями, которые в большинстве случаев отражают их источники.Мнемоническая фраза для натуральных жирных кислот C 10 — C 20 каприновая, лауриновая, миристиновая, пальмитиновая, стеариновая и арахидиновая: « C urly,
L arry & M oe P erform S illy A ntics «(обратите внимание, что имена трех марионеток указаны в алфавитном порядке).

Интересно, что молекулы большинства природных жирных кислот имеют четное число атомов углерода. Аналогичные соединения, состоящие из нечетного числа атомов углерода, совершенно стабильны и были получены синтетическим путем.Поскольку природа создает эти длинноцепочечные кислоты, связывая вместе ацетатные звенья, неудивительно, что количество атомов углерода, составляющих природные продукты, кратно двум. Все двойные связи в ненасыщенных соединениях, перечисленных справа, являются цис (или Z).

ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ

69 3 (CH 2 ) 18 CO 2 H

Насыщенный

Формула

Общее название

Точка плавления

CH 3 (CH 2 ) 911 laur кислота 45 ºC
CH 3 (CH 2 ) 12 CO 2 H миристиновая кислота 55 ºC
CH 9048 14 CO 2 H пальмитиновая кислота 63 ºC
CH 3 (CH 2 ) 16 CO 2 H стеариновая кислота
арахидовая кислота 76 ºC

Следующие формулы являются примерами других встречающихся в природе карбоновых кислот.Молекулярные структуры варьируются от простых до сложных, часто включают множество других функциональных групп, и многие из них являются хиральными.

3. Родственные карбонильные производные

Другие комбинации функциональных групп с карбонильной группой могут быть получены из карбоновых кислот и обычно рассматриваются как родственные производные. Пять общих классов этих производных карбоновых кислот перечислены в следующей таблице. Хотя нитрилы не имеют карбонильной группы, они включены сюда, потому что все функциональные атомы углерода имеют одинаковую степень окисления.Верхний ряд (заштрихованный желтым) показывает общую формулу для каждого класса, а нижний ряд (голубой) дает конкретный пример каждого. Как и в случае аминов, амиды классифицируются как 1º, 2º или 3º, в зависимости от количества алкильных групп, связанных с азотом.

Подобные функциональные группы встречаются во многих натуральных продуктах. Некоторые примеры показаны ниже, где функциональная группа окрашена в красный цвет. Большинство функций представляют собой амиды или сложные эфиры, кантаридин является редким примером природного ангидрида.Циклические сложные эфиры называются лактонами , а циклические амиды обозначаются как лактамы . Пенициллин G выполняет две амидные функции, одна из которых является β-лактамом. Греческая буква определяет расположение азота относительно карбонильной группы амида.

Ненасыщенный

Формула

Общее название

Точка плавления

CH 3 (CH CH 5 (CH CH ) 5 ) 7 CO 2 H пальмитолеиновая кислота 0 ºC
CH 3 (CH 2 ) 7 CH = CH (CH 2 ) 7 CO H олеиновая кислота 13 ºC
CH 3 (CH 2 ) 4 CH = CHCH 2 CH = CH (CH 2 ) 7 CO 2 9048

линолевая кислота -5 ºC
CH 3 CH 2 CH = CHCH 2 CH = CHCH 2 CH = CH (CH 2 ) 7 CO 2 9048

линоленовая кислота -11 ºC
CH 3 (CH 2 ) 4 (CH = CHCH 2 ) 4 (CH 2 ) 2 CO 2 H арахидоновая кислота -49 ºC
20

Физические свойства и кислотность

Свойства карбоновых кислот

1. Физические свойства карбоновых кислот

В таблице в начале этой страницы указаны температуры плавления и кипения для гомологической группы карбоновых кислот, содержащих от одного до десяти атомов углерода.Температуры кипения увеличивались с увеличением размера регулярно, а точки плавления — нет. Неразветвленные кислоты, состоящие из четного числа атомов углерода, имеют температуры плавления выше, чем гомологи с нечетными номерами, имеющие на один атом углерода больше или на один атом углерода меньше. Это отражает различия в силах межмолекулярного притяжения в кристаллическом состоянии. В таблице жирных кислот мы видим, что наличие цис-двойной связи значительно снижает температуру плавления соединения. Таким образом, пальмитолеиновая кислота плавится на 60º ниже, чем пальмитиновая кислота, и аналогичное уменьшение происходит для соединений C 18 и C 20 .Опять же, виноваты изменения упаковки кристаллов и межмолекулярные силы.

Факторы, влияющие на относительные температуры кипения и растворимость в воде различных типов соединений, обсуждались ранее. Как правило, диполярные силы притяжения между молекулами повышают температуру кипения данного соединения, например, водородные связи. Водородная связь также является важным фактором водорастворимости ковалентных соединений. Чтобы освежить ваше понимание этих принципов, щелкните здесь.В следующей таблице приведены несколько примеров этих свойств для некоторых полярных соединений аналогичного размера (неполярный углеводородный гексан предоставлен для сравнения).

Физические свойства некоторых органических соединений

Формула

Название IUPAC

Молекулярный вес

Точка кипения

Растворимость в воде

CH 3 (CH ) 2 (CH ) H бутановая кислота 88 164 ºC очень растворим
CH 3 (CH 2 ) 4 OH 1-пентанол 8

8
CH 3 (CH 2 ) 3 CHO пентанал 86 103 ºC слаборастворимый
CH 9048 2 CO 5 этилэтаноат 88 77 ºC умеренно растворимый
CH 3 CH 2 CO 2 CH 3 метилпропаноат 88 80 ºC слаборастворимый
CH 3 (CH 2 ) 2 CONH 2

бутан

растворимый
CH 3 CON (CH 3 ) 2 N, N-диметилэтанамид 87 165 ºC очень растворимый 1 CH4 1116

1 ) 4 NH 2 1-аминобутан 87 103 ºC очень растворим
CH 3 (CH 2 ) 16 316

CN

пенилэнт

140 ºC слаборастворимый
CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 гексан 86 69 ºC внутри растворимый

Все первые пять позиций содержат кислородные функциональные группы, и относительно высокие температуры кипения первых двух явно связаны с водородными связями.Карбоновые кислоты имеют исключительно высокие температуры кипения, в значительной степени из-за димерных ассоциаций, включающих две водородные связи. Структурная формула димера уксусной кислоты показана здесь. Когда указатель мыши проходит над рисунком, появляется диаграмма электронного облака. Высокие температуры кипения амидов и нитрилов в значительной степени обусловлены сильным дипольным притяжением, в некоторых случаях дополненным водородными связями.

2. Кислотность карбоновых кислот

Некоторые типичные карбоновые кислоты pK и перечислены в следующей таблице.Когда мы сравниваем эти значения со значениями сопоставимых спиртов, таких как этанол (pK a = 16) и 2-метил-2-пропанол (pK a = 19), становится ясно, что карбоновые кислоты более сильные кислоты десять степеней десяти! Кроме того, электроотрицательные заместители рядом с карбоксильной группой увеличивают кислотность.

2 CH 2 CO 2 H

Соединение

pK a

Соединение

pK a

HCO 2 H 3.75 CH 3 CH 2 CH 2 CO 2 H 4,82
CH 3 CO 2 H 4 9114 9114 9114 9114 9114 4,53
FCH 2 CO 2 H 2,65 CH 3 CH 3 CHClCH 2 904 4.05
ClCH 2 CO 2 H 2.85 CH 3 CH 2 CHClCO 2 H 2,89
BrCH 2 CO 2 H 2,90 905 9048 CO48 2 H 4.20
ICH 2 CO 2 H 3.10 pO 2 NC 6 H 4 911 911 911 911 911 911 911 2

Класс 3 CCO 2 H 0.77 p-CH 3 OC 6 H 4 CO 2 H 4,45

Почему присутствие карбонильной группы рядом с гидроксильной группой должно иметь такое сильное влияние на кислотность гидроксильного протона? Чтобы ответить на этот вопрос, мы должны вернуться к природе кислотно-основного равновесия и определению pK a , проиллюстрированному общими уравнениями, приведенными ниже. Эти отношения были описаны в предыдущем разделе этого текста.

Мы знаем, что равновесие благоприятствует термодинамически более стабильной стороне, и что величина константы равновесия отражает разницу энергий между компонентами каждой стороны. В кислотно-основном равновесии равновесие всегда благоприятствует более слабой кислоте и основанию (это более стабильные компоненты). Вода является стандартной базой, используемой для измерений pK и ; следовательно, все, что стабилизирует сопряженное основание (A: (-) ) кислоты, обязательно сделает эту кислоту (H – A) сильнее и сместит равновесие вправо.Как карбоксильная группа, так и карбоксилат-анион стабилизируются за счет резонанса, но стабилизация аниона намного больше, чем стабилизация нейтральной функции, как показано на следующей диаграмме. В карбоксилат-анионе две участвующие структуры имеют равный вес в гибриде, а связи C – O имеют одинаковую длину (между двойной и одинарной связью). Эта стабилизация приводит к заметно повышенной кислотности, как показано на энергетической диаграмме, отображаемой при нажатии кнопки « Toggle Display ».

Виниловые кислоты
Соединения, в которых енольная гидроксильная группа сопряжена с карбонильной группой, также проявляют повышенную кислотность.
Чтобы увидеть примеры таких соединений, щелкните здесь

Описанный здесь резонансный эффект, несомненно, является основным фактором исключительной кислотности карбоновых кислот. Однако индуктивные эффекты также играют роль. Например, спирты имеют pK a , равное 16 или больше, но их кислотность увеличивается за счет электроноакцепторных заместителей в алкильной группе.Следующая диаграмма иллюстрирует этот фактор для нескольких простых неорганических и органических соединений (строка №1) и показывает, как индуктивное удаление электронов может также увеличить кислотность карбоновых кислот (строки №2 и 3). Кислый водород во всех примерах окрашен в красный цвет.

Вода менее кислая, чем перекись водорода, потому что водород менее электроотрицателен, чем кислород, и ковалентная связь, соединяющая эти атомы, поляризована, как показано. Спирты немного менее кислые, чем вода, из-за плохой электроотрицательности углерода, но хлоралгидрат, Cl 3 CCH (OH) 2 и 2,2,2, -трифторэтанол значительно более кислые, чем вода, из-за индуктивный отвод электронов электроотрицательными галогенами (и вторым кислородом в хлоралгидрате).В случае карбоновых кислот, если электрофильный характер карбонильного углерода снижается, кислотность карбоновой кислоты также будет уменьшаться. Точно так же увеличение его электрофильности увеличит кислотность кислоты. Уксусная кислота в десять раз слабее кислоты, чем муравьиная кислота (первые две позиции во втором ряду), что подтверждает электронодонорный характер алкильной группы по отношению к водороду, как отмечалось ранее при обсуждении стабильности карбокатиона. Электроотрицательные заместители увеличивают кислотность за счет индуктивного отвода электронов.Как и ожидалось, чем выше электроотрицательность заместителя, тем больше увеличивается кислотность (F> Cl> Br> I), и чем ближе заместитель находится к карбоксильной группе, тем сильнее его влияние (изомеры в 3-м ряду). Заместители также влияют на кислотность производных бензойной кислоты, но резонансные эффекты конкурируют с индуктивными эффектами. Метоксигруппа является электронодонорной, а нитрогруппа — электроноакцепторной (последние три записи в таблице значений pK и ).

Для получения дополнительной информации о влиянии заместителей на кислотность карбоновых кислот щелкните здесь

Получение карбоновых кислот

Получение карбоновых кислот

Атом углерода карбоксильной группы имеет высокую степень окисления. Поэтому неудивительно, что многие химические реакции, используемые для их получения, являются окислениями.Такие реакции обсуждались в предыдущих разделах этого текста, и на следующей диаграмме суммировано большинство из них. Чтобы просмотреть предыдущее обсуждение любого из этих классов реакции, просто щелкните номер (от 1 до 4 ) или описательный заголовок группы.

Две другие полезные методики получения карбоновых кислот включают гидролиз нитрилов и карбоксилирование металлорганических промежуточных соединений. Как показано на следующей диаграмме, оба метода начинаются с органического галогенового соединения, а карбоксильная группа в конечном итоге заменяет галоген.Оба метода требуют двух стадий, но они дополняют друг друга в том смысле, что промежуточный нитрил в первой процедуре образуется в результате реакции S N 2, в которой цианид-анион является нуклеофильным предшественником карбоксильной группы. Гидролиз может быть катализируемым кислотой или основанием, но последние дают карбоксилатную соль в качестве исходного продукта.
Во второй процедуре электрофильный галогенид сначала превращается в сильно нуклеофильное производное металла, которое присоединяется к диоксиду углерода (электрофилу).Исходный продукт представляет собой соль карбоновой кислоты, которую затем необходимо высвободить обработкой сильной водной кислотой.

Существующая карбоновая кислота может быть удлинена одной метиленовой группой с использованием процедуры гомологации, называемой реакцией Арндта-Эйстерта. .
Чтобы узнать об этом полезном методе, щелкните здесь.

Реакции карбоновых кислот

1. Солевое образование

Из-за своей повышенной кислотности карбоновые кислоты реагируют с основаниями с образованием ионных солей, как показано в следующих уравнениях.В случае гидроксидов щелочных металлов и простых аминов (или аммиака) образующиеся соли имеют ярко выраженный ионный характер и обычно растворимы в воде. Тяжелые металлы, такие как серебро, ртуть и свинец, образуют соли, имеющие более ковалентный характер (3-й пример), и растворимость в воде снижается, особенно для кислот, состоящих из четырех или более атомов углерода.

RCO 2 H + NaHCO 3 RCO 2 (-) Na (+) + CO 2 + H 2 O
RCO 2 H + 4 (CH ) 3 N: RCO 2 (-) (CH 3 ) 3 NH (+)
RCO 2 H + AgOH RCO 2 δ (-) Ag δ (+) + H 2 O

Карбоновые кислоты и соли с алкильными цепями длиной более шести атомов углерода демонстрируют необычное поведение в воде из-за присутствия как гидрофильных (CO 2 ), так и гидрофобных (алкильных) участков в одной и той же молекуле.Такие молекулы называются амфифильными (греч. Amphi = обе) или амфифильными . В зависимости от природы гидрофильной части эти соединения могут образовывать монослои на поверхности воды или сферические кластеры, называемые мицеллами, в растворе.

2. Замещение гидроксильного водорода

Этот класс реакции можно назвать электрофильным замещением по кислороду и определяется следующим образом (E — электрофил). Некоторые примеры этой замены представлены в уравнениях (1) — (4).

RCO 2 –H + E (+) RCO 2 –E + H (+)

Если E является сильным электрофилом, как в первом уравнении, он будет атаковать нуклеофильный кислород карбоновой кислоты напрямую, давая положительно заряженный промежуточный продукт. который затем теряет протон. Если E представляет собой слабый электрофил, такой как алкилгалогенид, необходимо преобразовать карбоновую кислоту в более нуклеофильный карбоксилат-анион, чтобы облегчить замещение.Это процедура, используемая в реакциях 2 и 3. Уравнение 4 иллюстрирует использование реагента диазометана (CH 2 N 2 ) для получения сложных метиловых эфиров. Этот токсичный и взрывоопасный газ всегда используется в виде эфирного раствора (ярко-желтого цвета). За реакцией легко следует выделение газообразного азота и исчезновение окраски реагента. Считается, что эта реакция протекает за счет быстрого связывания сильного электрофила с карбоксилат-анионом.
Природа реакций S N 2, как в уравнениях 2 и 3, описана в другом месте.Механизмы реакций 1 и 4 будут отображены при нажатии кнопки « Toggle Mechanism » под диаграммой.

Алкины могут также служить электрофилами в реакциях замещения такого типа, как показано на примере синтеза винилацетата из ацетилена. При добавлении внутримолекулярных карбоксильных групп к алкенам образуются циклические сложные эфиры, известные как лактоны . Чаще всего образуются пятичленные (гамма) и шестичленные (дельта) лактоны.Электрофильные частицы, такие как кислоты или галогены, являются необходимыми инициаторами лактонизации. Даже слабый электрофильный йод инициирует иодолактонизацию γ, δ- и δ, ε-ненасыщенных кислот. Примеры этих реакций будут отображены при нажатии кнопки « Другие примеры ».

3. Замещение гидроксильной группы

Реакции, в которых гидроксильная группа карбоновой кислоты заменяется другой нуклеофильной группой, важны для получения функциональных производных карбоновых кислот.Спирты представляют собой полезный эталонный химический состав, по которому можно оценивать этот класс превращений. В общем, гидроксильная группа оказалась плохой уходящей группой, и практически все спиртовые реакции, в которых она была потеряна, включали предшествующее превращение -ОН в лучшую уходящую группу. Это подтвердилось и в отношении карбоновых кислот.
Четыре примера этих реакций замещения гидроксила представлены следующими уравнениями. В каждом примере новая связь с карбонильной группой окрашена в пурпурный цвет, а нуклеофильный атом, который заменил гидроксильный кислород, окрашен в зеленый цвет.Гидроксильный фрагмент часто теряется в виде воды, но в реакции № 1 водород теряется в виде HCl, а кислород — в виде SO 2 . Эта реакция параллельна аналогичному превращению спиртов в алкилхлориды, хотя ее механизм отличается. Другими реагентами, которые производят подобное преобразование в ацилгалогениды, являются PCl 5 и SOBr 2 .
Образования амида и ангидрида, показанные в уравнениях № 2 и 3, требуют сильного нагревания, и более мягкие процедуры, обеспечивающие эти превращения, будут описаны в следующей главе.

Реакция №4 называется этерификацией , поскольку она обычно используется для превращения карбоновых кислот в их сложноэфирные производные. Сложные эфиры могут быть получены разными способами; действительно, уравнения №1 и №4 на предыдущей диаграмме иллюстрируют образование трет-бутилового и метилового эфиров соответственно. Катализируемое кислотой образование этилацетата из уксусной кислоты и этанола, показанное здесь, является обратимым, с константой равновесия около 2. Реакцию можно принудительно завершить, удалив воду по мере ее образования.Этот тип этерификации часто называют этерификацией Фишера . Как и ожидалось, обратная реакция, , катализируемый кислотой гидролиз сложного эфира , может быть проведена путем добавления избытка воды.
Внимательное изучение этой реакции (№4) заставляет задуматься, почему она классифицируется как гидроксильное замещение, а не как замещение водорода. Следующие уравнения, в которых гидроксильный атом кислорода карбоновой кислоты окрашен в красный цвет, а атом спирта — в синий, иллюстрируют это различие (обратите внимание, что исходные соединения находятся в центре).

nowrap>

H 2 O + CH 3 CO-OCH 2 CH 3 H-замещение

CH 3 CO-OH + CH 3 CH 2 -OH
HO-замена

Канал 3 CO-OCH 2 Канал 3 + H 2 O

Чтобы правильно классифицировать эту реакцию и установить правдоподобный механизм, атом кислорода спирта был изотопно помечен как 18 O (окрашен в синий цвет в нашем уравнении).Поскольку этот кислород находится в сложноэфирном продукте, а не в воде, гидроксильная группа кислоты должна быть заменена при замещении. Механизм этой общей реакции этерификации будет отображен при нажатии кнопки « Esterification Mechanism »; Кроме того, как только диаграмма механизма отображается, координату реакции для нее можно увидеть, щелкнув по головке зеленой стрелки « энергетическая диаграмма ». Механизмы присоединения-элиминирования такого типа протекают через тетраэдрические промежуточные соединения (такие как A и B на схеме механизмов) и являются обычными в реакциях ацильного замещения.Кислотный катализ необходим для повышения электрофильности карбоксильного атома углерода, чтобы он быстрее связывался с нуклеофильным кислородом спирта. Основной катализ бесполезен, потому что основание превращает кислоту в основание, сопряженное с карбоксилат-анионом, разновидность, у которой снижается электрофильный характер углерода.
Поскольку тетраэдрический промежуточный продукт занимает больше места, чем планарная карбонильная группа, можно ожидать, что скорость этой реакции будет замедляться при использовании объемных реагентов.Чтобы проверить это предсказание, этерификацию уксусной кислоты сравнивали с этерификацией 2,2-диметилпропановой кислоты, (CH 3 ) 3 CO 2 H. Здесь относительно небольшая метильная группа уксусной кислоты заменена более крупной. трет-бутильная группа, и более объемная кислота реагирует в пятьдесят раз медленнее, чем уксусная кислота. Увеличение количества спиртового реагента приводит к аналогичному снижению скорости.

Реакции восстановления и окисления

Восстановление и окисление карбоновых кислот

1.Редукция

Атом углерода карбоксильной группы находится в относительно высокой степени окисления. Восстановление до 1º-спирта происходит быстро при обработке мощным металлогидридным реагентом, алюмогидридом лития, как показано следующим уравнением. Одна треть гидрида теряется в виде газообразного водорода, а исходный продукт состоит из солей металлов, которые необходимо гидролизовать для образования спирта. Это восстановление происходит за счет добавления гидрида к карбонильному углероду таким же образом, как было отмечено ранее для альдегидов и кетонов.Полученная соль карбонилгидрата затем распадается на альдегид, который подвергается дальнейшему восстановлению.

4 RCO 2 H + 3 LiAlH 4 эфир 4 H 2 + 4 RCH 2 OM + оксиды металлов H 2 O 4 RCH 2 OH + гидроксиды металлов

Диборан, B 2 H 6 , восстанавливает карбоксильную группу аналогичным образом.Боргидрид натрия, NaBH 4 , не восстанавливает карбоновые кислоты; однако выделяется газообразный водород и образуются соли кислоты. Непосредственное частичное восстановление карбоновых кислот до альдегидов невозможно, но такие превращения достигаются в две стадии с помощью определенных карбоксильных производных. Это будет описано позже.

2. Окисление

Поскольку он уже находится в высокой степени окисления, дальнейшее окисление удаляет углерод карбоксильной группы в виде диоксида углерода.В зависимости от условий реакции степень окисления оставшейся органической структуры может быть выше, ниже или неизменной. Следующие ниже реакции являются примерами декарбоксилирования (потеря CO 2 ). В первом случае карбоксильная группа замещается бромом, поэтому как атом углерода карбоксильной группы, так и оставшаяся органическая часть окисляются. Соли серебра также использовались, чтобы инициировать это превращение, известное как реакция Хунсдикера . Вторая реакция представляет собой интересное бис-декарбоксилирование, при котором атомы органического остатка сохраняют свои первоначальные степени окисления.Тетраацетат свинца также окисляет монокарбоновые кислоты аналогично реакции №1. Наконец, третий пример иллюстрирует общее декарбоксилирование β-кетокислот, которое оставляет органический остаток в восстановленном состоянии (обратите внимание, что углерод CO 2 повысил степень окисления).

Три дополнительных примера реакции Хунсдикера и предлагаемый механизм превращения будут показаны выше при нажатии на диаграмму.Обратите внимание, что метадигалогенбензол, образующийся в реакции 4, не может быть получен прямыми реакциями галогенирования, поскольку хлор и бром являются орто / пара-направляющими заместителями. Кроме того, различные производные йодида могут быть получены непосредственно из соответствующих карбоновых кислот. Карбоксилатная соль тяжелого металла превращается в ацилгипогалогенид под действием галогена. Слабая связь кислород-галоген в этом промежуточном продукте гомолитически расщепляется при нагревании или на свету, и образующийся карбоксильный радикал декарбоксилатируется до алкильного или арильного радикала.Затем цепная реакция повторяет эти события. Поскольку ацилгипогалогениты являются источником электрофильного галогена, эта реакция протекает иначе, когда присутствуют двойные связи и реакционноспособные производные бензола.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *