Практические и лабораторные работы по общей химии (стр. 1 )

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ "БОРИСОГЛЕБСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ"

ПРАКТИЧЕСКИЕ И ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

БОРИСОГЛЕБСК

2007

ББК 24 я 73 Рекомендовано редакционно-издательским

УДК54 (075.8) советом ГОУ ВПО "Борисоглебский

государственный педагогический институт",

Рецензенты:

, кандидат химических наук, доцент кафедры общей и аналитической химии Московского педагогического государственного университета.

Н. ; доктор химических наук; профессор кафедры общей химии Воронежского государственного университета.

Я., кандидат педагогических наук, доцент кафедры физики и методики ее преподавания ГОУ ВПО "БГПИ".

В., начальник УМС ГОУ ВПО "БГПИ".

Бруевич и лабораторные работы по общей химии. Борисоглебск, 2с.

Учебное пособие содержит наиболее значимые разделы общей химии, предусмотренные программой высших педагогических учебных заведений.

В каждый раздел включены краткие теоретические сведения, методики выполнения лабораторных работ или вопросы семинарских занятий и контрольные вопросы для самоподготовки.

В приложении имеются необходимые справочные материалы.

Пособие может быть рекомендовано студентам высших учебных заведений не химических специальностей, обучающихся на биологическом, экологическом отделениях.

ISBN -9

ã 2007

ã ГОУ ВПО "Борисоглебский государственный педагогический институт", 2007

СОДЕРЖАНИЕ

Введение 4

Раздел 1. Общие вопросы выполнения лабораторных работ 5

1.1  Правила работы в химической лаборатории

и первая помощь при несчастных случаях

1.2  Лабораторный журнал

1.3  Весы и взвешивание

1.4  Ошибки измерений

1.5  Некоторые стехиометрические понятия и правила

Раздел 2. Классификация неорганических соединений 13

Раздел 3. Строение атома химического элемента 21

Раздел 4. Периодический закон и периодическая система

химических элементов как естественная

классификация их по электронным структурам 27

Раздел 5. Химическая связь 33

Раздел 6. Энергетика химических процессов 40

Раздел 7. Скорость химических реакций 52

Раздел 8. Химическое равновесие 57

Раздел 9. Количественные характеристики состава растворов 65

Раздел 10. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. 71

Раздел 11. Коллоидные растворы 79

Раздел 12. Окислительно-восстановительные реакции 83

Раздел 13. Комплексные координационные соединения 89

Приложение 95

ВВЕДЕНИЕ

Задачей настоящего учебного пособия является закрепление и углубление знаний студентов при изучении теоретических и практических основ общей химии.

Пособие содержит наиболее значимые разделы общей химии, предусмотренные программой высших педагогических учебных заведений для студентов, обучающихся по биологическим и экологическим специальностям.

Все разделы имеют краткие введения, в которые включены некоторые элементы теории, связанные непосредственно с выполняемыми работами. Также приводятся методики выполнения лабораторных работ, контрольные вопросы и задания для семинарских занятий. В приложении представлены необходимые справочные данные. Проработав предложенный материал, студент сможет углубить знание теоретических вопросов курса и приобрести необходимые экспериментальные навыки.

Пособие может быть использовано студентами других специальностей (например: физико-математической), изучающих "Общую химию" в меньшем объеме, а также рекомендовано студентам заочных отделений, для которых время практических и лабораторных занятий ограничено. В этом случае преподавателю предоставляется возможность выбора конкретных работ и лабораторных опытов из представленных в пособии.

РАЗДЕЛ №1.

ОБЩИЕ ВОПРОСЫ ВЫПОЛНЕНИЯ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ И ПЕРВАЯ ПОМОЩЬ ПРИ НЕСЧАСТНЫХ СЛУЧАЯХ.

1.1 Правила работы в химической лаборатории.

В химической лаборатории необходимо строго соблюдать правила поведения и работы, которые обеспечивают безопасность жизни и здоровья людей. На первом занятии студент должен ознакомиться с правилами техники безопасности и расписаться в специальном журнале.

В химической лаборатории придерживаются следующих правил:

1.  На время занятий в лаборатории назначается дежурный студент, который отвечает за соблюдение правил техники безопасности и поддержание порядка.

2.  На рабочих столах не должно быть посторонних предметов (сумок, портфелей).

3.  Выполнение лабораторной работы можно начинать только после тщательного изучения методики и правил работы с соответствующими реактивами и оборудованием. Проводить опыт необходимо только с исправным оборудованием и в чистой посуде. Приступать к работе можно с разрешения преподавателя.

4.  Запрещается использовать вещества, находящиеся в склянках без этикеток, на них должны быть отчетливые надписи.

5.  Работы с концентрированными кислотами, щелочами, сильно пахнущими, едкими и ядовитыми веществами необходимо проводить при включенной вентиляции или в вытяжном шкафу.

При разбавлении концентрированных кислот необходимо соблюдать порядок смешивания: кислоту постепенно вливать в воду. Особой осторожности требуют работы с соединениями мышьяка, ртути и другими ядами. Остатки реактивов, содержащие ядовитые соединения, нельзя выливать в раковину или выбрасывать в мусорную корзину. Их собирают в отдельные склянки.

После работы с реактивами тщательно моют руки.

6.  Склянки с реактивами нужно держать закрытыми и открывать только по мере надобности. Рассыпанные или пролитые реактивы запрещается помещать в исходную емкость, их удаляют в соответствии с правилами техники безопасности.

7.  Склянки с растворами при взятии из них реактива следует держать так, чтобы не загрязнять этикетку веществом.

8.  Если не указано точное количество реактива, то брать его нужно самое минимальное количество.

9.  Со стеклянной посудой и приборами (в том числе термометрами) следует обращаться осторожно. Осколки разбитой посуды немедленно убирать.

10.Запрещается наклоняться над реакционным сосудом во избежание попадания брызг на лицо и одежду. По этой же причине нельзя держать пробирку с нагреваемой жидкостью отверстием к себе или к соседу.

11.При попадании кислоты на кожу необходимо немедленно промыть пораженное место водой, после чего обработать разбавленным раствором соды или аммиака. При попадании щелочи - промывают водой до тех пор, пока пострадавший участок кожи не перестанет быть скользким, затем смачивают его разбавленным раствором борной кислоты.

12.Следует соблюдать особую осторожность при работе с нагревательными приборами. Приступая к нагреванию, необходимо знать, где в лаборатории находятся средства пожаротушения (песок, асбестовое одеяло, огнетушитель).

13.После окончания лабораторных занятий необходимо привести в порядок свое рабочее место, вымыть использованную посуду, выключить все электроприборы.

14.Категорически запрещается принимать пищу в химической лаборатории.

1.2 Лабораторный журнал.

Методику проведения и результаты лабораторного эксперимента фиксируют в рабочем журнале. Оформление каждой лабораторной работы начинают с новой страницы, указывая: номер и тему занятия, дату проведения опыта. При оформлении четко формулируется задание, цель работы, теоретические основы применяемого метода, предварительные расчеты, уравнения реакции, результаты измерения и их обработка, выводы. В рабочий журнал при необходимости могут быть внесены рисунки приборов, таблицы с экспериментальными данными, графики полученных зависимостей. Если результаты эксперимента оказались ошибочны, преподаватель имеет право потребовать повторного проведения всего опыта или его части, при этом сделанные ранее записи остаются в журнале.

1.3 Весы и взвешивание.

Взвешивание, то есть определение массы, является одной из самых обычных и необходимых операций в химии. В зависимости от характера выполняемого эксперимента взвешивание производят с различной степенью точности, используя соответствующие весы. В работах по общей химии применяются весы, обеспечивающие точность взвешивания до 0,1 или 0,01 г, например, технохимические или электронные весы марки ВУЛ-50Э. В каждом конкретном случае перед работой на весах студент должен ознакомиться с инструкцией по эксплуатации и устройством весов.

Приступая к взвешиванию, прежде всего следует убедиться, что весы работают правильно и показаниям их можно верить. Для каждого типа весов существуют свои правила проверки нулевой точности (см. инструкцию по эксплуатации).

При работе с технохимическими весами используются разновесы, то есть гири следующих достоинств: 100; 50; 20, 20; 10; 5; 2, 2; 1; 0,5; 0,2; 0,1; 0,05; 0,02, 0,02; 0,01 г. При взвешивании необходимо придерживаться следующих правил:

1.  Разновес ставят на правую чашку весов и снимают пинцетом.

2.  Сыпучие вещества кладут в предварительно взвешенный бюкс или на лист бумаги на левую чашку весов.

3.  При взвешивании жидкости недопустимо попадание реактива на чашки весов. Особую осторожность нужно соблюдать, взвешивая кислоты, поэтому более целесообразно не взвешивать их, а измерять объем.

Запрещается ставить на чашки весов горячие, мокрые и грязные предметы.

4.  При приготовлении навески (порции вещества заданной массы) сначала уравновешивают тару, после чего помещают на нее порцию вещества, доводят весы до состояния равновесия и записывают результат взвешивания в лабораторный журнал

5.  При последовательном взвешивании различных веществ в одной лабораторной работе следует пользоваться одними и теми же весами и разновесами.

6.  После окончания взвешивания снимают с чашки весов взвешиваемый предмет, убирают разновески в коробку, проверяют чистоту чашек весов.

7.  По окончании работы убеждаются в сохранении состояния равновесия ненагруженных весов.

1.4 Ошибка измерений.

Физическая величина, полученная прямым или косвенным измерением, характеризуется точностью, то есть числом надежно определенных цифр в выражении, представляющем собой отношение данной величины к единице измерения.

Например: термометр, погруженный в раствор показывает 23,40С. Цена деления термометра, то есть 1 деление на шкале, не позволяет определить температуру точнее, чем 0,20С. Окончательный результат измерения можно записать как 23,4±0,20С. Слагаемое ±0,20С характеризует точность определения. Для повышения точности необходимо использовать более точный термометр.

Отклонение результата отдельного измерения от истинного значения величины называется абсолютной ошибкой, или просто ошибкой определения. Отношение абсолютной ошибки к измеренной величине называется относительной ошибкой.

Отклонение результатов измерения от истинных значений соответствующих величин неизбежны. Поэтому составной частью каждой лабораторной работы должно быть вычисление ошибок. Результат эксперимента, для которого неизвестна величина ошибки, является неполным, и практическое значение его достаточно низкое. Для вычисления ошибки необходимо получить не менее 3-5 результатов параллельных измерений. Среднее арифметическое этих измерений является достаточным приближением к истинному значению измеряемой величины.

Среднее арифметическое:

= i (1.1)

где n - число измерений xi – результаты отдельных измерений.

Отклонение результатов отдельных измерений от среднего.

Dxi = xi - (1.2)

Среднее отклонение от средней величины.

Dxср = I (1.3)

В этом случае определяемая величина будет ± Dxср.

Пример: При определении молярной массы (М) CO2 в шести параллельных опытах были получены следующие значения: 44,7; 44,3; 43,9; 44,5; 43,4; 43,9 г/моль. Необходимо найти среднюю величину М.

Решение: Вычисляем среднее значение М ().

= i,= = 44,1

Dxср = i. = = 0,4

М = 44,1±0,4, то есть искомая величина молекулярной массы заключена в интервале 43,7 ~ 44,5 г/моль.

В некоторых случаях, если известно табличное значение определяемой величины, рассчитывают относительную ошибку определения, характеризующую интервал, внутри которого с заданной степенью достоверности находится значение определяемого параметра.

D %= × 100% (1.4)

xэкспер. - среднее значение как минимум из трех измерений,

xтабл. - табличное значение определяемой величины.

Пример: плотность ( средняя из трех измерений ) 22 % раствора хлорида натрия равна 1,1689 г/см3 при Т = 200С. Табличная величина для 22 % раствора при Т = 200С r = 1,16755 г/см3.

D % = × 100 % =0,135 %.

Процент ошибки не должен превышать 2 %.

1.5 Стехиометрические понятия и правила.

Стехиометрией называют раздел химии, задачей которого является установление правил расчета масс, объемов, количества вещества при проведении реакций, приготовлении растворов и смесей, обработке результатов химических анализов.

Структурные единицы вещества – это наименьшие реальные или условно существующие частицы, определенное число которых образует порцию данного вещества. Элементный состав структурной единицы совпадает с составом вещества в целом.

Виды реальных частиц можно представить схемой:

Реальные частицы

Атомы Молекулы Ионы Радикалы

Н, С, О Н2, О2, Н2О, Н2SО4 Н+, Сl-, SО42- ×СН3, ×ОН, ×NО2

Состав всех реально существующих частиц обозначают так называемыми формульными единицами вещества (ФЕ): это химические формулы атомов (Н, Na), молекул (Cl2, Н2SО4), катионов (К+, Аl3+), анионов (CN-, NO3-), радикалов (×ОН, ×NО2).

В общем случае будем обозначать условную частицу, соответствующую формульной единице, X. Число структурных единиц вещества X обозначают N(X).

Количество вещества (n) – это мера числа структурных единиц в любой порции вещества.

n(X)= (1.5)

где N(X) – число структурных единиц вещества X во взятой порции вещества;

NA = 6,02×1023 cтруктурных единиц.

За единицу количества вещества принят 1 моль - порция вещества, содержащая 6,02×1023 структурных единиц.

Молярная масса вещества М (г/моль) – это отношение массы к количеству вещества:

M(x)= (1.6)

Благодаря специально выбранному значению постоянной Авогадро, молярная масса численно совпадает с молекулярной массой (Mr). Mr получается суммированием атомных масс согласно формуле вещества. Выражение (1.6) редко используют для расчета молекулярной массы, обычно его преобразуют в формулу (1.5) и используют для определения количества вещества.

В химии используются также специальные структурные единицы, упрощающие некоторые формулировки и расчеты. Такой единицей является химический эквивалент.

В химических реакциях реальные частицы взаимодействуют друг с другом, обмениваясь своими частями или электронами. Таким образом можно говорить о целых частицах или их частях (условных частицах), соответствующих в химических реакциях самым маленьким частицам, таким как атом водорода, ион водорода, электрон – это и есть эквиваленты.

Химический эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать, а также быть каким-либо другим образом равнозначной одному иону водорода в кислотно-основных или других ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Например: в реакциях нейтрализации:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O или

Ca2+ + 2OH - + 2H+ + 2Cl - = Ca2+ + 2Cl - + H2O

В ионном уравнении видно, что одному иону водорода соответствует 1/2 Ca2+, 1 OH-, 1 Cl - или 1/2 Ca(OH)2, 1/2 CaCl2, 1 H2O.

Можно записать:

Э(Ca(OH)2 = 1/2 Ca(OH)2,

Э(CaCl2) = 1/2 CaCl2.

В реакции обмена эквивалент можно определить косвенным путем:

3AgNO3 + AlCl3 = Al(NO3)3 + 3AgCl,

введем вспомогательные реакции:

AlCl3 + 3HNO3 ® Al(NO3)3 + 3HCl

3AgNO3 + 3HCl ® 3HNO3 + 3AgCl

AlCl3 + 3AgNO3 = Al(NO3)3 + 3AgCl.

Одному иону водорода эквивалентна 1/3 молекулы AlCl3 и 1 молекула AgNO3, следовательно Э(AlCl3) = 1/3 AlCl3 и Э(AgNO3) = AgNO3.

В окислительно-восстановительных реакциях:

2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 8H2O + 6K2SO4

Э(KMnO4) = 1/5 KMnO4, (Mn+7 + 5 = Mn+2).

Э(KBr) = KBr, (Br - - = Br0).

В настоящее время в химии используют параметры Z – эквивалентное число и f=() – фактор эквивалентности.

В общем случае эквивалент вещества X будет равен:

Э(X) = (1.7)

Параметр Z – эквивалентное число, показывающее сколько эквивалентов вещества X условно содержится в одной формульной единице вещества. Эквивалентное число и эквивалент могут быть определены только для конкретной ситуации.

Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля от реальной частицы эквивалентна одному атому или иону водорода или одному электрону.

Проанализировав различные случаи расчета эквивалентов, можно вывести общие закономерности.

Для кислот Z равно числу замещенных в конкретной реакции ионов водорода, а для оснований – числу замещенных гидроксильных групп.

Например: для реакции полной нейтрализации

H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O, Z=3, f=1/3, Э(H3PO4) = 1/3H3PO4,

а для реакции частичной нейтрализации

H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O, Z=2, f=1/2, Э(H3PO4) = 1/2H3PO4.

Для соли эквивалентное число равно произведению числа замещенных анионов кислотных остатков на их заряд.

Например: Al2(SO4)3 Z=6, f=1/6, Э(Al2(SO4)3) = 1/6 Al2(SO4)3.

Эквивалентное число окислителя и восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях определяется числом электронов, которые отдает одна формульная единица восстановителя или принимает одна формульная единица окислителя.

Например:

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 7H2O + 2KCl + 3Cl2

Cr2O72- + 14H+ + 6Cl - ® 2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O

2Cl - - 2® Cl2

Cr2O72- + 6 +14Н+® 2Cr3+ + 7Н2О

По числу электронов, участвующих в соответствующих полуреакциях, находим эквивалентные числа:

Z (Cr2O7-2)= 6, Z (Cr3+)= 3, Z (Cl-)= 1, Z (Cl2)= 2.

Э(Cr2O7-2) = 1/6 Cr2O7-2; Э(Cr3+) =1/3 Cr3+; Э(Cl-) = Э Cl-; Э(Cl2) = 1/2 Cl2.

Следовательно для веществ, в состав которых входят указанные ионы, эквиваленты будут равны:

Э(K2Cr2O7)=1/6 K2Cr2O7; Э(CrCl3)=1/3 CrCl3; Э(HCl)=HCl; Э(Cl2)=1/2 Cl2.

Молярная масса эквивалента вещества X (Мэ) – это масса моля эквивалентов или эквивалентная масса, имеющая единицу измерения г/моль. Мэ можно рассчитать:

Мэ(X) = (1.8)

где М(x) – молярная масса вещества,f– фактор эквивалентности.

Молярная масса (масса 1 моля вещества, то есть 6,02×1023 частиц) численно равна относительной молекулярной массе данного вещества. Так как эта величина зависит от подразумеваемой формульной единицы, необходимо всегда указывать ее формулу в скобках.

Например: М(KMnO4) = 158 г/моль, так как f(KMnO4) различается в разных реакциях, то и Мэ будет разной, если f=1/5, то Мэ(1/5 KMnO4)=31,6 г/моль, а если f=1/3, то Мэ(1/3 KMnO4)=52,7 г/моль.

Смеси – это системы, состоящие из двух или более компонентов, соотношение между которыми может варьироваться в широких пределах. Состав смеси может выражаться разными способами.

Массовая доля (W) – отношение массы данного вещества к общей массе компонентов в смеси.

Wi = ; Wi %= ×100% (1.9), (1.10)

где mi – масса отдельного вещества в смеси, а S mi – масса всех компонентов в смеси.

Молярная доля (c) – это отношение количества вещества отдельного компонента к суммарному количеству вещества всех компонентов в смеси.

ci = ; ci %= ×100% (1.11), (1.12)

где ni – количество вещества отдельного компонента в смеси, а Sni – суммарное количество вещества всех компонентов в смеси.

При расчетах, связанных с объемами двух или нескольких газов, часто используют понятие объемная доля газа в смеси.

Объемная доля газа (j) – это отношение объема отдельного газа к суммарному объему всех газов в смеси.

ji = ; ji %= ×100% (1.13), (1.14)

где Vi – объем отдельного газа в смеси, а SVi – суммарный объем всех газов в смеси.

РАЗДЕЛ № 2.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.

Химия изучает состав, свойства, строение и процессы превращения веществ.

Все известные чистые вещества можно разделить на две группы: простые и сложные (химические соединения).

Каждое простое вещество состоит из атомов одного элемента – это форма существования элемента в свободном состоянии. Их известно свыше 400. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов, химически связанных между собой в определенных соотношениях. Сложные неорганические вещества обычно делят на: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления "-2". Например: MgO – оксид магния, B2O3 – оксид бора. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках сразу после названия указывается с помощью римских цифр степень окисления элемента в данном оксиде. Например: FeO – оксид железа (II), Fe2О3 - оксид железа (III), SO2 – оксид серы (IV), SO3 – оксид серы (VI).

Различают солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) оксиды. К последним относятся такие, которые не образуют ни кислот, ни оснований ( СО, N2О, NO).

В свою очередь солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называют оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания. Например: основным оксидам Na2О, FeO, СаО соответствуют основания – NaOH, Fe(ОН)2, Са(ОН)2. Основные оксиды образуют только металлы, причем степень окисления металла обычно +1 или +2 (редко +3). Из основных оксидов взаимодействуют с водой только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Например:

CaO + H2O = Ca(OH)2.

Кислотными называют оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты. Например: Р2О5, SO3 - кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты - Н3РО4 и H2SO4. Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой.

Например:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

SO3 + Н2О = Н2SO4.

Некоторые кислотные оксиды (например, SiO2 ) с водой не взаимодействуют, но сами могут быть получены из соответствующей кислоты.

Например:

H2SiO3 = SiO2 +H2O.

Кислотные оксиды образуют главным образом неметаллы, а также металлы, проявляющими высокую степень окисления (Мn2О7, CrO3).

Амфотерными называют оксиды, которые в зависимости от условий (реакция с кислотой или щелочью) проявляют основные и кислотные свойства. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Al2O3, Cr2О3, SnO и другие. Эти оксиды с водой непосредственно не соединяются, но они реагируют и с кислотами и щелочами с образованием в обоих случаях соли и воды.

Например:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O.

Полученную в последней реакции соль Na2ZnO2 (цинкат натрия) можно рассматривать как производное гипотетической цинковой кислоты H2ZnO2.

Попытки дать определение кислоте и основанию предпринимались многими учеными, так как необходимо было объяснить их многие общие свойства. Так, к общим особенностям кислот относятся: их кислый вкус, одинаковые действия на индикаторы. Например, лакмус в растворе окрашивается кислотами в красный цвет. К общим свойствам оснований относится ощущение «мыльности раствора», одинаковые действия на индикаторы, лакмус окрашивается в растворе оснований в синий цвет. Так же было установлено нейтрализирующее действие основания в растворе кислоты с образованием соли.

Первой серьёзной попыткой объяснить эти особенности была теория электролитической диссоциации Оствальда - Аррениуса (1880 г.), значительную часть которой составила теория кислот и оснований. В этой теории была создана система представлений о кислотах и основаниях, которая применима и в настоящее время для водных растворов и гидроксидсодержащих оснований, и лежит в основе номенклатуры этих соединений.

По Аррениусу, кислоты - это вещества дающие в водном растворе катионы водорода, Н+, а основания - это соединения образующие в водном растворе гидроксид ионы ОН-.

Однако возникли некоторые сложности в применении этих определений. Так аммиак, NH3, проявляющий основные свойства не подходят под определение Аррениуса, так как не содержит ОН- групп, молекула СО2, проявляющая в растворе кислотные свойства, не содержит катионы водорода Н+.

Эти трудности были в основном преодолены в более общей теории кислот и оснований предложенной независимо И. Брёнстедом и Т. Лоури (1923 г.) согласно этой теории кислота - это всякое вещество, молекулярные частицы которого способны отдавать протоны, то есть быть донором протонов, а основания- присоединять протоны, то есть быть акцептором протонов.

Эти определения можно записать в виде соотношения:

Кислота основание + Н+

На базе таких представлений становятся понятными основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами образуя ион аммония:

NH3 + H+ → NH+4

Так как протонов в растворах в свободном виде не существует, в связи с их малым размером, большой плотностью заряда, вследствии чего они всегда должны быть сольватированы; кислота может отдавать протон только основанию, которое приняв протон, становится кислотой. В связи с этим, согласно протонной теории, имеет место кислотно-основное взаимодействие:

Кислота1 + основание2 основание1 + кислота2

Это кислотно – основное взаимодействие называют кислотно – основным равновесием, а соответствующие друг другу кислоту и основание (кислота1 и основание1, основание2 и кислоту2) называют сопряжёнными.

Согласно протонной теории вещества типа H2O, NH3 в жидком виде, которые могут быть как акцепторами, так и донорами протонов называют амфолитами.

Например:

H2O + HCl – H3O+ + Cl-

H2O + NH3 – NH+4 + OH-

В целом протонная теория объяснила кислотно – основные свойства протоносодержащих кислот и сопряжённых им оснований и широко применяется при изучении состояния веществ и процессов в водных растворах. Однако эта теория не применима к веществам и процессам типа:

CaO + SO3 – CaSO4

NH3 + BF3 – NH3BF3

Эти взаимодействия по существу являются кислотно – основными, так как в результате образуются соли, но при этом не происходит передача протона H+.

В связи с этим ещё более общее определение кислот и оснований предложил Г. Льюис ( гг.). По теории кислот и оснований Льюиса при определении кислот и оснований основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

По этой теории кислотами Льюиса называют катионы, анионы или нейтральные молекулы способные принять одну или несколько электронных пар, а основаниями Льюиса – способные эти электронные пары отдавать.

Например: BF3 + NH3 [BF3]:[NH3]

С точки зрения теории Льюиса фторид бора BF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком, который является основанием т. к. эту электронную пару отдает.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга. В связи с чем, при рассмотрении вопроса связанного с кислотами и основаниями, необходимо подходить к нему с точки зрения теории объясняющей происходящие явления.

Поскольку существуют различные определения кислот и оснований их классификация и номенклатура довольно условны.

Названия оснований составляют из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже. Например: NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), Са(ОН)2 - гидроксид кальция (гашеная известь). Если металл образует несколько оснований, то после его названия указывают римской цифрой в скобках степень его окисления: Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).

Растворимые в воде основания называют щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Например: NaOH, LiOH, Ba(OH)2 и другие.

Большинство оснований в воде малорастворимы. Число гидроксид-ионов в молекуле основания определяет его кислотность. Так, NаOH - однокислотное основание, Fe(OH)3 - трехкислотное и т. д.

Название важнейших кислот даны в таблице приведенной в тексте.

Число катионов водорода в кислоте определяет ее основность. Например: HCl – одноосновная, Н3РО4 – трехосновная кислоты.

Все кислоты по составу подразделяются на кислородсодержащие, или оксокислоты (HNO3, H3PO4) и бескислородные (HI, H2S, HBr). По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Сила кислоты определяется ее способностью отдавать катион водорода, то есть сильная кислота – активный донор Н+.

Традиционно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний: - ная, - овая, -новатая, - истая, - овистая, - новатистая в зависимости от степени окисления атома кислотообразователя. Например: HClO4 - хлорная кислота, HClO3 - хлорноватая кислота, HClO2 - хлористая кислота, НСlO - хлорноватистая кислота.

Если элемент образует две оксокислоты, то суффиксы –н или –ов используются в названии кислоты с большей валентностью, а суффиксы –ист или –нист в названии кислоты с меньшей валентностью элемента. Например: HNO3 – азотная кислота, а HNO2 – азотистая кислота.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием атомов кислорода добавляется приставка “мета”, при наибольшем числе - “орто”, HPO3 - метафосфорная кислота, Н3РО4 - ортофосфорная кислота.

По международной систематической номенклатуре названия кислот образуют из приставки "оксо", названия кислотообразующего элемента с суффиксом "ат", в скобках указывают степень окисления этого элемента и добавляют слово "водород"в дательном падеже. Например: HClO – оксохлорат (I) водорода, HIO3 – триоксоиодат (V) водорода, HBrO4 – тетраоксобромат (VII) водорода.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием “o” с прибавлением слова “водородная”: HI - иодоводородная кислота, Н2S - сероводородная кислота.

Молекулярная формула амфотерного гидроксида может быть условно записана в форме основания или в форме кислоты, в зависимости от проявляемых свойств.

Например:

Структурная формула амфотерного гидроксида	Соответствующее основание	Соответствующая кислота
H – O – Zn – O – H	Zn(OH)2 гидроксид цинка	H2ZnO2 цинковая кислота
O – H / Al – O – H \ O – H	Al(OH)3 гидроксид алюминия	H3AlO3 ортоалюминиевая кислота, HAlO2 металюминиевая кислота

Солями этих кислот будут соответственно Na2ZnO2 – цинкат натрия, Na3AlO3 – ортоалюмикат натрия и NaAlO2- – метаалюмикат натрия.