2. تتفاعل القواعد مع الأحماض لتكوين الملح والماء (تفاعل التحييد). على سبيل المثال:
كوه + HC1 = KS1 + H2O؛
Fe(OH) 2 + 2HNO 3 = Fe(NO 3) 2 + 2H2O
3. تتفاعل القلويات مع الأكاسيد الحمضية لتكوين الملح والماء:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 2 + H 2 O.
4. تتفاعل المحاليل القلوية مع المحاليل الملحية إذا كانت النتيجة تكوين قاعدة غير قابلة للذوبان أو ملح غير قابل للذوبان. على سبيل المثال:
2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4;
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4 ↓
5. عند تسخينها، تتحلل القواعد غير القابلة للذوبان إلى أكسيد أساسي وماء.
2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + ZH 2 O.
6. تتفاعل المحاليل القلوية مع المعادن لتشكل أكاسيد وهيدروكسيدات مذبذبة (Zn، Al، إلخ).
2AI + 2KOH + 6H2O = 2K + 3H2.
الحصول على أسباب
إيصال قواعد قابلة للذوبان:
أ) تفاعل الفلزات القلوية والقلوية الأرضية مع الماء:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2؛
ب) تفاعل أكاسيد الفلزات القلوية والقلوية الأرضية مع الماء:
نا 2 O + H 2 O = 2NaOH.
2. الاستلام قواعد غير قابلة للذوبانتأثير القلويات على الأملاح المعدنية القابلة للذوبان :
2NaOH + FeSO 4 = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4.
الأحماض - مواد معقدة، عند تفككها في الماء تتكون أيونات الهيدروجين H+ ولا تتشكل أيونات أخرى.
الخصائص الكيميائية
يتم تحديد الخصائص العامة للأحماض في المحاليل المائية من خلال وجود أيونات H + (أو بالأحرى H 3 O +) والتي تتشكل نتيجة التفكك الكهربائي لجزيئات الحمض:
1. تغير الأحماض لون المؤشرات بالتساوي (جدول 6).
2. تتفاعل الأحماض مع القواعد.
على سبيل المثال:
ح 3 ص 4 + 3NaOH = نا 3 ص 4 + زنك 2 يا؛
ح 3 ص 4 + 2NaOH = نا 2 ح ص 4 + 2 ح 2 يا؛
ح 3 ص 4 + هيدروكسيد الصوديوم = ناه 2 ص 4 + ح 2 يا؛
3. تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية:
2HCl + CaO = CaC1 2 + H 2 O؛
H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + ZN 2 O.
4. تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد المذبذبة:
2HNO 3 + ZnO = Zn(NO 3) 2 + H 2 O.
5. تتفاعل الأحماض مع بعض الأملاح الوسيطة لتكوين ملح جديد ومن الممكن حدوث تفاعلات حمضية جديدة إذا كانت النتيجة ملح غير قابل للذوبان أو حمض أضعف (أو أكثر تطايراً) من الأصل.
على سبيل المثال:
2HC1+Na2CO3 = 2NaCl+H2O +CO2؛
2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4.
6. تتفاعل الأحماض مع المعادن.
وتعتمد طبيعة نواتج هذه التفاعلات على طبيعة الحمض وتركيزه وعلى نشاط المعدن. على سبيل المثال، يتفاعل حمض الكبريتيك المخفف وحمض الهيدروكلوريك والأحماض غير المؤكسدة الأخرى مع المعادن الموجودة في سلسلة جهود القطب القياسية (انظر الفصل 7.) على يسار الهيدروجين.
نتيجة للتفاعل يتكون غاز الملح والهيدروجين:
ح 2 SO 4 (ديل)) + Zn = ZnSO 4 + H 2؛
2HC1 + Mg = MgCl 2 + H 2.
تتفاعل الأحماض المؤكسدة (حمض الكبريتيك المركز، وحمض النيتريك HNO 3 بأي تركيز) أيضًا مع المعادن الموجودة في سلسلة جهود القطب القياسية بعد الهيدروجين لتكوين ملح ومنتج اختزال الحمض. على سبيل المثال:
2H2SO4 (conc) + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2H2O؛
الحصول على الأحماض
1. يتم الحصول على أحماض الأكسجين عن طريق التوليف من مواد بسيطة ثم إذابة المنتج في الماء.
ق + ح 2 = ح 2 ق.
2. يتم الحصول على الأحماض الأوكسية عن طريق تفاعل أكاسيد الحمض مع الماء.
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4.
3. يمكن الحصول على معظم الأحماض عن طريق تفاعل الأملاح مع الأحماض.
Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SiO 3 + Na 2 SO 4.
هيدروكسيدات مذبذبة
1. في بيئة محايدة (الماء النقي)، لا تذوب الهيدروكسيدات المذبذبة عمليا ولا تنفصل إلى أيونات.
تذوب في الأحماض والقلويات.
يمكن التعبير عن تفكك هيدروكسيدات مذبذبة في الوسائط الحمضية والقلوية بالمعادلات التالية:
Zn+ OH - Zn(OH)H + + ZnO
A1 3+ + ZON - Al(OH) 3 H + + AlO+ H 2 O
2. تتفاعل الهيدروكسيدات المذبذبة مع كل من الأحماض والقلويات لتشكل الملح والماء.
تفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع الأحماض:
Zn(OH) 2 + 2HCl + ZnCl 2 + 2H2O؛
Sn(OH) 2 + H2 SO 4 = SnSO 4 + 2H 2 O. تفاعل هيدروكسيدات مذبذبة مع القلويات:
Zn(OH) 2 + 2NaOH Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH نا 2 ؛
أ) تتفكك الأملاح المتوسطة إلى كاتيونات وأنيونات معدنية من المخلفات الحمضية:
NaCN =Na + +СN - ;
6) تتفكك الأملاح الحمضية إلى كاتيونات معدنية وأنيونات معقدة:
KHSO 3 = K + + HSO 3 -؛
ج) تتفكك الأملاح الأساسية إلى كاتيونات وأنيونات معقدة من المخلفات الحمضية:
AlOH(CH 3 COO) 2 = AlOH 2+ + 2CH 3 COO - .
2. تتفاعل الأملاح مع المعادن لتكوين ملح جديد ومعدن جديد. يمكن لهذا المعدن أن يزيح من المحاليل الملحية فقط تلك المعادن الموجودة على يمينه في سلسلة الجهد الكهروكيميائي:
CuSO4 + الحديد = FeSO4 + النحاس.
تتفاعل الأملاح القابلة للذوبان مع القلويات لتكوين ملح جديد وقاعدة جديدة. يكون التفاعل ممكنًا إذا ترسبت القاعدة أو الملح الناتج.
على سبيل المثال:
FeCl 3 +3KOH = Fe(OH) 3 ↓+3KS1;
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓+ 2KOH.
4. تتفاعل الأملاح مع الأحماض لتكوين حمض جديد مضعف أو ملح جديد غير قابل للذوبان:
Na 2 CO 3 + 2HC1 = 2NaCl + CO 2 + H 2 O.
عندما يتفاعل الملح مع حمض مكونًا ملحًا معينًا، يتم الحصول على ملح حمضي (وهذا ممكن إذا تم تكوين الملح بواسطة حمض متعدد القاعدة).
على سبيل المثال:
نا 2 ق + ح 2 ق = 2NaHS؛
كربونات الكالسيوم 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
5. يمكن للأملاح أن تتفاعل مع بعضها البعض لتكوين أملاح جديدة إذا ترسب أحد الأملاح:
AgNO3 + KC1 = AgCl↓ + KNO3.
6. العديد من الأملاح تتحلل عند تسخينها:
MgCO 3 MgO + CO 2؛
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2 .
7. تتفاعل الأملاح الأساسية مع الأحماض لتكوين أملاح متوسطة وماء:
Fe(OH) 2 NO 3 + HNO 3 = FeOH(NO 3) 2 + H 2 O;
FeOH(NO 3) 2 + HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + H 2 O.
8. تتفاعل الأملاح الحمضية مع القلويات لتكوين أملاح متوسطة وماء:
NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O؛
KN 2 RO 4 + KON = K 2 NRO 4 + H 2 O.
الحصول على الأملاح
تعتمد جميع طرق الحصول على الأملاح على الخواص الكيميائية لأهم فئات المركبات غير العضوية. يعرض الجدول عشر طرق كلاسيكية للحصول على الأملاح. 7.
بالإضافة إلى الطرق العامة للحصول على الأملاح، من الممكن أيضًا استخدام بعض الطرق الخاصة:
1. تفاعل المعادن التي تكون أكاسيدها وهيدروكسيداتها مذبذبة مع القلويات.
2. اندماج الأملاح مع أكاسيد حمضية معينة.
K 2 CO 3 + SiO 2 K 2 SiO 3 + CO 2 .
3. تفاعل القلويات مع الهالوجينات :
2KOH + Cl2 بوكل + KClO + H2O.
4. تفاعل الهاليدات مع الهالوجينات :
2KVg + Cl2 = 2KS1 + Br2.
حسنا، لاستكمال التعارف مع الكحول، سأقدم أيضا صيغة مادة أخرى معروفة - الكوليسترول. لا يعلم الجميع أنه كحول أحادي الهيدريك!
|`/`\\`|<`|w>`\`/|<`/w$color(red)HO$color()>\/`|0/`|/\<`|w>|_q_q_q<-dH>:a_q|0<|dH>`/<`|wH>`\|dH;<_(A-120,d+)>-/-/<->`\
#أ_(أ-72)
قمت بتمييز مجموعة الهيدروكسيل فيه باللون الأحمر.
الأحماض الكربوكسيليةيعرف أي صانع نبيذ أنه يجب تخزين النبيذ دون الوصول إلى الهواء. وإلا فإنه سوف يتحول الحامض. لكن الكيميائيين يعرفون السبب، فإذا أضفت ذرة أكسجين أخرى إلى الكحول، تحصل على حمض.
| دعونا نلقي نظرة على صيغ الأحماض التي يتم الحصول عليها من الكحوليات المألوفة لدينا بالفعل: | مادة | صيغة الهيكل العظمي | ||
|---|---|---|---|---|
| صيغة إجمالية حمض الميثان |
(حمض الفورميك) | H/C`|O|\OH | HCOH | |
| س//\أوه حمض الإيثانويك |
(حمض الخليك)ح-ج-ج | \أوه؛ ح|#ج|ح | CH3-COOH | |
| /`|O|\OH حمض البروبانيك |
(حمض ميثيل أسيتيك)ح-ج-ج-ج | \أوه؛ ح|#2|ح؛ ح|#3|ح | CH3-CH2-COOH | |
| \/`|O|\OH حمض البيوتانويك |
(حمض البيوتريك)ح-ج-ج-ج-ج | \أوه؛ ح|#2|ح؛ ح|#3|ح؛ ح|#4|ح | CH3-CH2-CH2-COOH | |
| /\/`|O|\OH | صيغة معممة(ص)-ج | \أوه | (R)-COOH أو (R)-CO2H |
(ص)/`|O|\OH
من السمات المميزة للأحماض العضوية وجود مجموعة الكربوكسيل (COOH) التي تعطي هذه المواد خصائص حمضية.
أي شخص جرب الخل يعرف أنه حامض جدًا. والسبب في ذلك هو وجود حمض الخليك فيه. عادةً ما يحتوي خل المائدة على ما بين 3 إلى 15% من حمض الأسيتيك، والباقي (معظمه) ماء. استهلاك حمض الخليك في شكل غير مخفف يشكل خطرا على الحياة. يمكن أن تحتوي الأحماض الكربوكسيلية على مجموعات كربوكسيل متعددة. في هذه الحالة يطلق عليهم:, ثنائي القاعدةتريباسيك
إلخ...
تحتوي المنتجات الغذائية على العديد من الأحماض العضوية الأخرى. وهنا عدد قليل منهم: يتوافق اسم هذه الأحماض مع المنتجات الغذائية التي تحتوي عليها. بالمناسبة، يرجى ملاحظة أنه توجد هنا أحماض تحتوي أيضًا على مجموعة الهيدروكسيل المميزة للكحوليات. تسمى هذه الموادالأحماض الهيدروكسي كربوكسيلية
(أو أحماض الهيدروكسي).
يوجد أسفل كل حمض علامة تحدد اسم مجموعة المواد العضوية التي ينتمي إليها.
الراديكاليون
الجذور هي مفهوم آخر أثر على الصيغ الكيميائية. ربما تكون الكلمة نفسها معروفة للجميع، ولكن في الكيمياء، ليس لدى المتطرفين أي شيء مشترك مع السياسيين والمتمردين وغيرهم من المواطنين الذين لديهم موقف نشط.
لقد تم بالفعل ذكر الصيغ المعممة عدة مرات في النص: الكحول - (R) -OH والأحماض الكربوكسيلية - (R) -COOH. دعني أذكرك أن -OH و -COOH مجموعتان وظيفيتان. لكن R جذري. ليس من قبيل الصدفة أن يتم تصويره بالحرف R.
لنكون أكثر تحديدًا، الجذر أحادي التكافؤ هو جزء من جزيء يفتقر إلى ذرة هيدروجين واحدة. حسنًا، إذا قمت بطرح ذرتين من الهيدروجين، فستحصل على جذر ثنائي التكافؤ.
تلقى الراديكاليون في الكيمياء أسمائهم الخاصة. حتى أن بعضهم حصل على تسميات لاتينية تشبه تسميات العناصر. وإلى جانب ذلك، في بعض الأحيان في الصيغ يمكن الإشارة إلى الجذور في شكل مختصر، مما يشبه الصيغ الإجمالية.
كل هذا موضح في الجدول التالي.
| اسم | الصيغة الهيكلية | تعيين | صيغة مختصرة | مثال على الكحول | ||
|---|---|---|---|---|---|---|
| الميثيل | CH3-() | أنا | CH3 | (أنا)-أوه | CH3OH | |
| إيثيل | CH3-CH2-() | وآخرون | C2H5 | (وآخرون)-أوه | C2H5OH | |
| لقد قطعت طريقي | CH3-CH2-CH2-() | العلاقات العامة | C3H7 | (العلاقات العامة)-أوه | C3H7OH | |
| الأيزوبروبيل | H3C\CH(*`/H3C*)-() | ط-العلاقات العامة | C3H7 | (ط-العلاقات العامة)-أوه | (CH3) 2CHOH | |
| فينيل | `/`=`\//-\\-{} | دكتوراه | C6H5 | (ف) -أوه | C6H5OH | |
أعتقد أن كل شيء واضح هنا. أريد فقط أن ألفت انتباهكم إلى العمود الذي يتضمن أمثلة على الكحول. تتم كتابة بعض الجذور في شكل يشبه الصيغة الإجمالية، ولكن يتم كتابة المجموعة الوظيفية بشكل منفصل. على سبيل المثال، CH3-CH2-OH يتحول إلى C2H5OH.
وبالنسبة للسلاسل المتفرعة مثل الأيزوبروبيل، يتم استخدام الهياكل ذات الأقواس.
هناك أيضا ظاهرة مثل الجذور الحرة. هؤلاء هم المتطرفون الذين انفصلوا لسبب ما عن المجموعات الوظيفية. في هذه الحالة، يتم انتهاك إحدى القواعد التي بدأنا بها دراسة الصيغ: لم يعد عدد الروابط الكيميائية يتوافق مع تكافؤ إحدى الذرات. حسنًا، أو يمكننا القول أن إحدى الوصلات تصبح مفتوحة في أحد طرفيها. عادةً ما تعيش الجذور الحرة لفترة قصيرة حيث تميل الجزيئات إلى العودة إلى حالة مستقرة.
مقدمة للنيتروجين. الأمينات
أقترح التعرف على عنصر آخر يشكل جزءًا من العديد من المركبات العضوية. هذا نتروجين.
ويشار إليه بالحرف اللاتيني نولديه تكافؤ ثلاثة.
دعونا نرى ما هي المواد التي يتم الحصول عليها إذا تمت إضافة النيتروجين إلى الهيدروكربونات المألوفة:
| دعونا نلقي نظرة على صيغ الأحماض التي يتم الحصول عليها من الكحوليات المألوفة لدينا بالفعل: | الصيغة الهيكلية الموسعة | صيغة هيكلية مبسطة | مادة | صيغة الهيكل العظمي |
|---|---|---|---|---|
| أمينوميثان (ميثيلامين) |
ح-سي-ن\H;H|#C|H | CH3-NH2 | \NH2 | |
| أمينوإيثان (إيثيلامين) |
ح-س-ن-ن\H;H|#C|H;H|#3|H | CH3-CH2-NH2 | /\NH2 | |
| ثنائي ميثيل أمين | ح-سي-ن<`|H>-C-H؛ ح|#-3|ح; ح|#2|ح | $L(1.3)H/N<_(A80,w+)CH3>\dCH3 | / ن<_(y-.5)H>\ | |
| أمينوبنزين (الأنيلين) |
ح\ن|ج\\ج|ج<\H>`//ج<|H>`\ج<`/H>`||ج<`\H>/ | NH2|C\\CH|CH`//C<_(y.5)H>`\HC`||HC/ | NH2|\|`/`\`|/_o | |
| ثلاثي إيثيل أمين | $slope(45)HC-C/N\C-C-H;H|#2|H; ح|#3|ح؛ ح|#5|ح؛ح|#6|ح؛ #ن`|ج<`-H><-H>`|ج<`-H><-H>`|ح | CH3-CH2-N<`|CH2-CH3>-CH2-CH3 | \/ن<`|/>\| |
كما ربما خمنت بالفعل من الأسماء، فإن كل هذه المواد متحدة تحت الاسم العام الأمينات. تسمى المجموعة الوظيفية ()-NH2 مجموعة أمينو. فيما يلي بعض الصيغ العامة للأمينات:
بشكل عام، لا توجد ابتكارات خاصة هنا. إذا كانت هذه الصيغ مفهومة لك، فيمكنك الانخراط بأمان في مزيد من الدراسة للكيمياء العضوية باستخدام كتاب مدرسي أو الإنترنت.
ولكني أود أيضًا أن أتحدث عن الصيغ في الكيمياء غير العضوية. سترى مدى سهولة فهمها بعد دراسة بنية الجزيئات العضوية.
الصيغ العقلانية
لا ينبغي أن نستنتج أن الكيمياء غير العضوية أسهل من الكيمياء العضوية. وبطبيعة الحال، تميل الجزيئات غير العضوية إلى أن تبدو أبسط بكثير لأنها لا تميل إلى تكوين هياكل معقدة مثل الهيدروكربونات. ولكن بعد ذلك يتعين علينا دراسة أكثر من مائة عنصر يشكلون الجدول الدوري. وتميل هذه العناصر إلى التجمع حسب خواصها الكيميائية، ولكن مع استثناءات عديدة.
لذا، لن أخبرك بأي من هذا. موضوع مقالتي هو الصيغ الكيميائية. ومعهم كل شيء بسيط نسبيا.
غالبا ما تستخدم في الكيمياء غير العضوية الصيغ العقلانية. والآن سنكتشف كيف تختلف عن تلك المألوفة لدينا بالفعل.
أولا، دعونا نتعرف على عنصر آخر - الكالسيوم. وهذا أيضًا عنصر شائع جدًا.
تم تعيينه كاليفورنياولديه تكافؤ اثنين. دعونا نرى ما هي المركبات التي تشكلها مع الكربون والأكسجين والهيدروجين التي نعرفها.
| دعونا نلقي نظرة على صيغ الأحماض التي يتم الحصول عليها من الكحوليات المألوفة لدينا بالفعل: | الصيغة الهيكلية | صيغة عقلانية | صيغة الهيكل العظمي |
|---|---|---|---|
| أكسيد الكالسيوم | كاليفورنيا = O | تساو | |
| هيدروكسيد الكالسيوم | H-O-Ca-O-H | كا(أوه)2 | |
| كربونات الكالسيوم | $slope(45)Ca`/O\C|O`|/O`\#1 | كربونات الكالسيوم 3 | |
| بيكربونات الكالسيوم | H O/`|O|\O/Ca\O/`|O|\OH | الكالسيوم (HCO3)2 | |
| حمض الكربونيك | H|O\C|O`|/O`|H | H2CO3 |
للوهلة الأولى، يمكنك أن ترى أن الصيغة العقلانية هي شيء بين الصيغة الهيكلية والصيغة الإجمالية. لكن ليس من الواضح بعد كيفية الحصول عليها. لفهم معنى هذه الصيغ، عليك أن تأخذ في الاعتبار التفاعلات الكيميائية التي تشارك فيها المواد.
الكالسيوم في شكله النقي هو معدن أبيض ناعم. لا يحدث في الطبيعة. ولكن من الممكن تمامًا شرائه من متجر للمواد الكيميائية. يتم تخزينه عادة في أوعية خاصة دون الوصول إلى الهواء. لأنه في الهواء يتفاعل مع الأكسجين. في الواقع، لهذا السبب لا يحدث في الطبيعة.
رد فعل الكالسيوم مع الأكسجين:
2Ca + O2 -> 2CaO
الرقم 2 قبل صيغة المادة يعني أن جزيئين يشاركان في التفاعل.
ينتج الكالسيوم والأكسجين أكسيد الكالسيوم. كما أن هذه المادة لا توجد في الطبيعة لأنها تتفاعل مع الماء:
CaO + H2O -> Ca(OH2)
والنتيجة هي هيدروكسيد الكالسيوم. إذا نظرت عن كثب إلى صيغته الهيكلية (في الجدول السابق)، يمكنك أن ترى أنه يتكون من ذرة كالسيوم واحدة ومجموعتين من الهيدروكسيل، والتي نعرفها بالفعل.
هذه هي قوانين الكيمياء: إذا أضيفت مجموعة الهيدروكسيل إلى مادة عضوية نحصل على كحول، وإذا أضيفت إلى معدن نحصل على هيدروكسيد.
لكن هيدروكسيد الكالسيوم لا يتواجد في الطبيعة بسبب وجود ثاني أكسيد الكربون في الهواء. أعتقد أن الجميع سمعوا عن هذا الغاز. تتشكل أثناء تنفس الناس والحيوانات وحرق الفحم والمنتجات البترولية وأثناء الحرائق والانفجارات البركانية. ولذلك، فهو موجود دائما في الهواء. ولكنه أيضًا يذوب جيدًا في الماء مكونًا حمض الكربونيك:
ثاني أكسيد الكربون + الماء<=>H2CO3
لافتة<=>يشير إلى أن التفاعل يمكن أن يستمر في كلا الاتجاهين تحت نفس الظروف.
وهكذا يتفاعل هيدروكسيد الكالسيوم المذاب في الماء مع حمض الكربونيك ويتحول إلى كربونات الكالسيوم القابلة للذوبان قليلاً:
Ca(OH)2 + H2CO3 -> CaCO3"|v" + 2H2O
السهم لأسفل يعني أنه نتيجة للتفاعل، تترسب المادة.
مع مزيد من اتصال كربونات الكالسيوم مع ثاني أكسيد الكربون في وجود الماء، يحدث تفاعل عكسي لتكوين ملح حمضي - بيكربونات الكالسيوم، وهو شديد الذوبان في الماء
CaCO3 + CO2 + H2O<=>الكالسيوم (HCO3)2
تؤثر هذه العملية على صلابة الماء. وعندما ترتفع درجة الحرارة، تتحول البيكربونات مرة أخرى إلى كربونات. لذلك، في المناطق ذات الماء العسر، تتشكل القشور في الغلايات.
يتكون الطباشير والحجر الجيري والرخام والتوف والعديد من المعادن الأخرى إلى حد كبير من كربونات الكالسيوم. ويوجد أيضًا في المرجان، وأصداف الرخويات، وعظام الحيوانات، وما إلى ذلك.
لكن إذا تم تسخين كربونات الكالسيوم على نار عالية جداً، فإنها ستتحول إلى أكسيد الكالسيوم وثاني أكسيد الكربون.
هذه القصة القصيرة عن دورة الكالسيوم في الطبيعة يجب أن تشرح سبب الحاجة إلى الصيغ العقلانية. لذلك، تتم كتابة الصيغ العقلانية بحيث تكون المجموعات الوظيفية مرئية. وفي حالتنا هو:
بالإضافة إلى ذلك، فإن العناصر الفردية - Ca، H، O (في الأكاسيد) - هي أيضًا مجموعات مستقلة.الأيونات
أعتقد أن الوقت قد حان للتعرف على الأيونات. ربما تكون هذه الكلمة مألوفة لدى الجميع. وبعد دراسة المجموعات الوظيفية، لا يكلفنا أي شيء أن نعرف ماهية هذه الأيونات.
وبشكل عام فإن طبيعة الروابط الكيميائية عادة هي أن بعض العناصر تتخلى عن الإلكترونات بينما يكتسبها البعض الآخر. الإلكترونات هي جسيمات ذات شحنة سالبة. العنصر الذي يحتوي على مجموعة كاملة من الإلكترونات شحنته صفر. فإذا تخلى عن إلكترون أصبحت شحنته موجبة، وإذا قبله أصبحت سالبة. على سبيل المثال، يحتوي الهيدروجين على إلكترون واحد فقط، والذي يتخلى عنه بسهولة تامة، ويتحول إلى أيون موجب. يوجد مدخل خاص لذلك في الصيغ الكيميائية:
ماء<=>ح^+ + أوه^-
وهنا نرى ذلك نتيجة لذلك التفكك الكهربائييتحلل الماء إلى أيون هيدروجين موجب الشحنة ومجموعة OH سالبة الشحنة. يسمى OH^- أيون أيون الهيدروكسيد. لا ينبغي الخلط بينه وبين مجموعة الهيدروكسيل، وهي ليست أيونًا، ولكنها جزء من نوع ما من الجزيء. تظهر علامة + أو - في الزاوية اليمنى العليا شحنة الأيون.
لكن حمض الكربونيك لا يوجد أبدًا كمادة مستقلة. في الواقع، هو خليط من أيونات الهيدروجين وأيونات الكربونات (أو أيونات البيكربونات):
H2CO3 = H^+ + HCO3^-<=>2H^+ + CO3^2-
شحنة أيون الكربونات تساوي 2-. وهذا يعني أنه تمت إضافة إلكترونين إليه.
تسمى الأيونات السالبة الأنيونات. عادة ما تشمل هذه المخلفات الحمضية.
أيونات موجبة الشحنة - الكاتيونات. في أغلب الأحيان هذه هي الهيدروجين والمعادن.
وهنا ربما يمكنك أن تفهم تمامًا معنى الصيغ العقلانية. يتم كتابة الكاتيون فيها أولا، تليها الأنيون. حتى لو كانت الصيغة لا تحتوي على أي رسوم.
ربما تخمن بالفعل أنه يمكن وصف الأيونات ليس فقط من خلال الصيغ العقلانية. هذه هي الصيغة الهيكلية لأنيون البيكربونات:
هنا تتم الإشارة إلى الشحنة مباشرة بجوار ذرة الأكسجين التي استقبلت إلكترونًا إضافيًا وبالتالي فقدت سطرًا واحدًا. ببساطة، كل إلكترون إضافي يقلل من عدد الروابط الكيميائية الموضحة في الصيغة الهيكلية. من ناحية أخرى، إذا كانت بعض العقد في الصيغة الهيكلية تحتوي على علامة +، فإنها تحتوي على عصا إضافية. وكما هو الحال دائمًا، يجب إثبات هذه الحقيقة بمثال. ولكن من بين المواد المألوفة لدينا لا يوجد كاتيون واحد يتكون من عدة ذرات.
ومثل هذه المادة هي الأمونيا. وغالبا ما يسمى محلوله المائي الأمونياويتم تضمينه في أي مجموعة للإسعافات الأولية. الأمونيا عبارة عن مركب من الهيدروجين والنيتروجين وله الصيغة المنطقية NH3. خذ بعين الاعتبار التفاعل الكيميائي الذي يحدث عندما تذوب الأمونيا في الماء:
NH3 + H2O<=>NH4^+ + أوه^-
نفس الشيء، ولكن باستخدام الصيغ الهيكلية:
ح|ن<`/H>\H + H-O-H<=>ح|ن^+<_(A75,w+)H><_(A15,d+)H>`/H + O`^-# -H
على الجانب الأيمن نرى أيونين. وقد تكونت نتيجة انتقال ذرة هيدروجين من جزيء الماء إلى جزيء الأمونيا. لكن هذه الذرة تحركت بدون إلكترونها. الأنيون مألوف لنا بالفعل - إنه أيون هيدروكسيد. ويسمى الكاتيون الأمونيوم. يعرض خصائص مماثلة للمعادن. على سبيل المثال، قد يتحد مع بقايا حمضية. تسمى المادة المتكونة من اتحاد الأمونيوم مع أنيون الكربونات بكربونات الأمونيوم: (NH4)2CO3.
فيما يلي معادلة التفاعل لتفاعل الأمونيوم مع أنيون الكربونات، مكتوبة على شكل صيغ بنيوية:
2ح|ن^+<`/H><_(A75,w+)H>_(A15,d+)H + O^-\C|O`|/O^-<=>ح|ن^+<`/H><_(A75,w+)H>_(A15,d+)H`|0O^-\C|O`|/O^-|0H_(A-15,d-)N^+<_(A105,w+)H><\H>`|ح
ولكن في هذا النموذج يتم إعطاء معادلة التفاعل لأغراض العرض التوضيحي. عادةً ما تستخدم المعادلات الصيغ المنطقية:
2NH4^+ + CO3^2-<=>(NH4) 2CO3
نظام هيل
لذلك، يمكننا أن نفترض أننا قد درسنا بالفعل الصيغ الهيكلية والعقلانية. ولكن هناك قضية أخرى تستحق النظر فيها بمزيد من التفصيل. كيف تختلف الصيغ الإجمالية عن الصيغ العقلانية؟
نحن نعرف سبب كتابة الصيغة المنطقية لحمض الكربونيك H2CO3، وليس بطريقة أخرى. (يأتي كاتيونا الهيدروجين أولاً، يليهما أنيون الكربونات). ولكن لماذا تتم كتابة الصيغة الإجمالية CH2O3؟
من حيث المبدأ، يمكن اعتبار الصيغة المنطقية لحمض الكربونيك صيغة صحيحة، لأنها لا تحتوي على عناصر متكررة. على عكس NH4OH أو Ca(OH)2.
ولكن يتم تطبيق قاعدة إضافية في كثير من الأحيان على الصيغ الإجمالية، والتي تحدد ترتيب العناصر. القاعدة بسيطة للغاية: يتم وضع الكربون أولاً، ثم الهيدروجين، ثم العناصر المتبقية بالترتيب الأبجدي.
لذلك يخرج CH2O3 - الكربون والهيدروجين والأكسجين. وهذا ما يسمى نظام هيل. يتم استخدامه في جميع الكتب المرجعية الكيميائية تقريبًا. وفي هذه المقالة أيضا.
قليلا عن نظام easyChem
بدلاً من الاستنتاج، أود أن أتحدث عن نظام easyChem. لقد تم تصميمه بحيث يمكن إدراج جميع الصيغ التي ناقشناها هنا بسهولة في النص. في الواقع، تم رسم كافة الصيغ الواردة في هذه المقالة باستخدام easyChem.
لماذا نحتاج حتى إلى نوع من النظام لاشتقاق الصيغ؟ الحقيقة هي أن الطريقة القياسية لعرض المعلومات في متصفحات الإنترنت هي لغة ترميز النص التشعبي (HTML). يركز على معالجة المعلومات النصية.
يمكن تصوير الصيغ العقلانية والإجمالية باستخدام النص. حتى أن بعض الصيغ البنائية المبسطة يمكن أيضًا كتابتها بالنص، على سبيل المثال الكحول CH3-CH2-OH. على الرغم من أنه سيتعين عليك استخدام الإدخال التالي في HTML: CH 3-CH 2-أوه.
وهذا بالطبع يخلق بعض الصعوبات، ولكن يمكنك التعايش معها. ولكن كيف تصور الصيغة الهيكلية؟ من حيث المبدأ، يمكنك استخدام خط أحادي المسافة:
ح ح | |
H-C-C-O-H | |
H H بالطبع لا يبدو الأمر جميلًا جدًا، ولكنه قابل للتنفيذ أيضًا.
تكمن المشكلة الحقيقية عند محاولة رسم حلقات البنزين وعند استخدام الصيغ الهيكلية. لا توجد طريقة أخرى سوى ربط الصورة النقطية. يتم تخزين البيانات النقطية في ملفات منفصلة. يمكن أن تتضمن المتصفحات صورًا بتنسيق gif أو png أو jpeg.
لإنشاء مثل هذه الملفات، مطلوب محرر رسومي. على سبيل المثال، فوتوشوب. لكنني أعرف برنامج Photoshop منذ أكثر من 10 سنوات ويمكنني أن أقول على وجه اليقين أنه غير مناسب جدًا لتصوير الصيغ الكيميائية.
يتعامل المحررون الجزيئيون مع هذه المهمة بشكل أفضل. ولكن مع وجود عدد كبير من الصيغ، يتم تخزين كل منها في ملف منفصل، فمن السهل جدًا الخلط بينها.
على سبيل المثال، عدد الصيغ في هذه المقالة هو . يتم عرضها على شكل صور رسومية (والباقي باستخدام أدوات HTML).
يتيح لك نظام easyChem تخزين جميع الصيغ مباشرة في مستند HTML في شكل نص. في رأيي، هذا مريح للغاية.
بالإضافة إلى ذلك، يتم حساب الصيغ الإجمالية في هذه المقالة تلقائيًا. لأن easyChem تعمل على مرحلتين: أولاً يتم تحويل الوصف النصي إلى بنية معلومات (رسم بياني)، ومن ثم يمكن تنفيذ إجراءات مختلفة على هذه البنية. من بينها، يمكن ملاحظة الوظائف التالية: حساب الوزن الجزيئي، والتحويل إلى صيغة إجمالية، والتحقق من إمكانية الإخراج كنص، ورسم بياني، وعرض النص.
وبالتالي، لإعداد هذه المقالة، استخدمت فقط محرر النصوص. علاوة على ذلك، لم يكن علي أن أفكر في أي من الصيغ ستكون رسومية وأيها ستكون نصًا.
وفي السطر الثاني ترد الصيغة الموسعة على شكل ثلاث سلاسل منفصلة يفصل بينها رمز؛ أعتقد أنه من السهل أن نرى أن الوصف النصي يذكرنا في كثير من النواحي بالإجراءات المطلوبة لتصوير الصيغة بقلم رصاص على الورق.
يوضح السطر الثالث استخدام الخطوط المائلة باستخدام الرمزين \ و /. علامة ` (backtick) تعني أن الخط مرسوم من اليمين إلى اليسار (أو من الأسفل إلى الأعلى).
توجد وثائق أكثر تفصيلاً حول استخدام نظام easyChem هنا.
اسمحوا لي أن أنهي هذه المقالة وأتمنى لكم حظا سعيدا في دراسة الكيمياء.
قاموس توضيحي مختصر للمصطلحات المستخدمة في المقال
الهيدروكربونات: مواد تتكون من الكربون والهيدروجين. وهي تختلف عن بعضها البعض في بنية جزيئاتها.الأحماضالصيغ البنائية هي صور تخطيطية للجزيئات، حيث يتم تحديد الذرات بأحرف لاتينية والروابط الكيميائية بشرطات.
بقايا الحمض لها شحنة سالبة.
الأحماض الخالية من الأكسجين: حمض الهيدروكلوريك، HBr، H2S، إلخ.
يسمى العنصر الذي يشكل مع ذرات الهيدروجين والأكسجين جزيء حمض يحتوي على الأكسجين تشكيل الحمض.
وفقا لعدد ذرات الهيدروجين في الجزيء، يتم تقسيم الأحماض إلى أحادي القاعدةو متعدد الأساسي.
تحتوي الأحماض الأحادية القاعدة على ذرة هيدروجين واحدة: HCl، HNO3، HBr، إلخ.
تحتوي الأحماض المتعددة القاعدة على ذرتين أو أكثر من ذرات الهيدروجين: H 2 SO 4 (ثنائي القاعدة)، H 3 PO 4 (تريباسي).
في الأحماض الخالية من الأكسجين، إلى اسم العنصر الذي يشكل الحمض، أضف حرف العلة المتصل "o" والكلمات "... حمض الهيدروجين" على سبيل المثال: HF – حمض الهيدروفلوريك.
إذا أظهر العنصر المكون للحمض حالة الأكسدة القصوى (التي تتوافق مع رقم المجموعة)، فقم بإضافتها "... ناياحامض". لكنمثال:
HNO3 – النيتروجين أوهحمض (لأن ذرة النيتروجين لديها حالة أكسدة قصوى تبلغ +5)
إذا كانت حالة الأكسدة للعنصر أقل من الحد الأقصى، فقم بإضافة "...مرهقحامض":
1+3-2
HNO2 – النيتروجين مرهقالحمض (نظرًا لأن العنصر المكون للحمض N له حالة أكسدة دنيا).
H3PO4 – أورثوحمض الفوسفوريك.
هبو 3 – ميتاحمض الفوسفوريك.
الصيغ الهيكلية للأحماض.
في جزيء الحمض المحتوي على الأكسجين، ترتبط ذرة الهيدروجين بذرة العنصر المكون للحمض من خلال ذرة الأكسجين. لذلك، عند تجميع الصيغة الهيكلية، يجب أولاً ربط جميع أيونات الهيدروكسيد بذرة العنصر المكون للحمض.
ثم قم بتوصيل ذرات الأكسجين المتبقية بشرطتين مباشرة إلى ذرات العنصر المكون للحمض (الشكل 2).
الأحماض- إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل أيونات H + فقط من الأيونات الموجبة:
HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;
CH 3 COOH↔ H + + CH 3 COO — .
يتم تصنيف جميع الأحماض إلى غير عضوية وعضوية (كربوكسيلية)، والتي لها أيضًا تصنيفاتها الخاصة (الداخلية).
في الظروف العادية، توجد كمية كبيرة من الأحماض غير العضوية في الحالة السائلة، وبعضها في الحالة الصلبة (H 3 PO 4، H 3 BO 3).
الأحماض العضوية التي تحتوي على ما يصل إلى 3 ذرات كربون هي سوائل عديمة اللون وعالية الحركة وذات رائحة نفاذة مميزة؛ الأحماض التي تحتوي على 4-9 ذرات كربون هي سوائل زيتية ذات رائحة كريهة، والأحماض التي تحتوي على عدد كبير من ذرات الكربون هي مواد صلبة غير قابلة للذوبان في الماء.
الصيغ الكيميائية للأحماض
دعونا نفكر في الصيغ الكيميائية للأحماض باستخدام مثال العديد من الممثلين (سواء غير العضوية أو العضوية): حمض الهيدروكلوريك - حمض الهيدروكلوريك، وحمض الكبريتيك - H 2 SO 4، وحمض الفوسفوريك - H 3 PO 4، وحمض الأسيتيك - CH 3 COOH والبنزويك. حمض - C6H5COOH. توضح الصيغة الكيميائية التركيب النوعي والكمي للجزيء (كم عدد الذرات الموجودة في مركب معين وما هي الذرات). باستخدام الصيغة الكيميائية، يمكنك حساب الوزن الجزيئي للأحماض (Ar(H) = 1 amu, Ar(). Cl) = 35.5 amu، Ar(P) = 31 amu، Ar(O) = 16 amu، Ar(S) = 32 amu، Ar(C) = 12 صباحًا):
السيد (HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);
السيد(حمض الهيدروكلوريك) = 1 + 35.5 = 36.5.
Mr(H 2 SO 4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);
السيد(ح 2 SO 4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.
Mr(H 3 PO 4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);
السيد(ح 3 ص 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.
Mr(CH 3 COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);
السيد (CH 3 COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.
Mr(C 6 H 5 COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);
السيد(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.
الصيغ الهيكلية (الرسمية) للأحماض
الصيغة الهيكلية (الرسمية) للمادة أكثر وضوحا. يوضح كيفية ارتباط الذرات ببعضها البعض داخل الجزيء. دعونا نشير إلى الصيغ الهيكلية لكل من المركبات المذكورة أعلاه:
أرز. 1. الصيغة الهيكلية لحمض الهيدروكلوريك.
أرز. 2. الصيغة الهيكلية لحمض الكبريتيك.
أرز. 3. الصيغة الهيكلية لحمض الفوسفوريك.
أرز. 4. الصيغة الهيكلية لحمض الخليك.
أرز. 5. الصيغة الهيكلية لحمض البنزويك.
الصيغ الأيونية
جميع الأحماض غير العضوية هي إلكتروليتات، أي. قادرة على التفكك في محلول مائي إلى أيونات:
حمض الهيدروكلوريك ↔ H + + Cl - ;
ح 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2- ;
ح 3 ص 4 ↔ 3 ح + + ص 4 3- .
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
| يمارس | مع الاحتراق الكامل لـ 6 جم من المادة العضوية، يتكون 8.8 جم من أول أكسيد الكربون (IV) و3.6 جم من الماء. حدد الصيغة الجزيئية للمادة المحروقة إذا علم أن كتلتها المولية 180 جم/مول. |
| حل | لنرسم مخططًا لتفاعل احتراق مركب عضوي، مع تحديد عدد ذرات الكربون والهيدروجين والأكسجين بالرموز "x" و"y" و"z" على التوالي: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. دعونا نحدد كتل العناصر التي تشكل هذه المادة. قيم الكتل الذرية النسبية مأخوذة من الجدول الدوري لـ D.I. تقريب مندليف إلى الأعداد الصحيحة: Ar(C) = 12 amu، Ar(H) = 1 amu، Ar(O) = 16 amu. م(C) = ن(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); دعونا نحسب الكتل المولية لثاني أكسيد الكربون والماء. وكما هو معروف فإن الكتلة المولية للجزيء تساوي مجموع الكتل الذرية النسبية للذرات التي يتكون منها الجزيء (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 جم/مول؛ M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 جم/مول. م(ج) = ×12 = 2.4 جم؛ م(ح) = 2 × 3.6 / 18 × 1 = 0.4 جم. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 6 - 2.4 - 0.4 = 3.2 جم. لنحدد الصيغة الكيميائية للمركب: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); س:ص:ض= 2.4/12:0.4/1:3.2/16; س:ص:ض= 0.2: 0.4: 0.2 = 1: 2: 1. وهذا يعني أن أبسط صيغة للمركب هي CH 2 O والكتلة المولية هي 30 جم / مول. للعثور على الصيغة الحقيقية للمركب العضوي، نجد نسبة الكتل المولية الحقيقية والناتجة: مادة M / M(CH 2 O) = 180 / 30 = 6. وهذا يعني أن مؤشرات ذرات الكربون والهيدروجين والأكسجين يجب أن تكون أعلى بستة أضعاف، أي. صيغة المادة ستكون C6H12O6. هذا هو الجلوكوز أو الفركتوز. |
| إجابة | C6H12O6 |
مثال 2
| يمارس | اشتق أبسط صيغة لمركب تكون فيه نسبة كتلة الفوسفور 43.66%، ونسبة كتلة الأكسجين 56.34%. |
| حل | يتم حساب الجزء الكتلي للعنصر X في جزيء التركيب NX باستخدام الصيغة التالية: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. لنرمز إلى عدد ذرات الفسفور في الجزيء بالرمز "x"، وعدد ذرات الأكسجين بالرمز "y" دعونا نجد الكتل الذرية النسبية المقابلة لعنصري الفوسفور والأكسجين (يتم تقريب قيم الكتل الذرية النسبية المأخوذة من الجدول الدوري لـ D.I. Mendeleev إلى أرقام صحيحة). ع (ع) = 31؛ ع(س) = 16. نقوم بتقسيم النسبة المئوية لمحتوى العناصر إلى الكتل الذرية النسبية المقابلة. وهكذا سنجد العلاقة بين عدد الذرات الموجودة في جزيء المركب: x:y = ω(P)/Ar(P) : ω (O)/Ar(O); س:ص = 43.66/31: 56.34/16؛ س:ص: = 1.4: 3.5 = 1: 2.5 = 2: 5. وهذا يعني أن أبسط صيغة لدمج الفوسفور والأكسجين هي P 2 O 5 . إنه أكسيد الفوسفور (V). |
| إجابة | P2O5 |
7. الأحماض. ملح. العلاقة بين فئات المواد غير العضوية
7.1. الأحماض
الأحماض عبارة عن إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل فقط كاتيونات الهيدروجين H + كأيونات موجبة الشحنة (بتعبير أدق، أيونات الهيدرونيوم H 3 O +).
تعريف آخر: الأحماض هي مواد معقدة تتكون من ذرة هيدروجين وبقايا حمض (الجدول 7.1).
الجدول 7.1
صيغ وأسماء بعض الأحماض وبقايا الأحماض والأملاح
| الصيغة الحمضية | اسم حمض | بقايا الحمض (الأنيون) | اسم الأملاح (متوسط) |
|---|---|---|---|
| التردد العالي | الهيدروفلوريك (الفلوريك) | و - | الفلوريدات |
| حمض الهيدروكلوريك | الهيدروكلوريك (الهيدروكلوريك) | الكلورين - | كلوريدات |
| هارفارد ب | الهيدروبروميك | ر− | البروميدات |
| أهلاً | هيدرويوديد | أنا - | يوديدات |
| كبريتيد الهيدروجين | كبريتيد الهيدروجين | ق 2− | كبريتيدات |
| H2SO3 | كبريتي | SO 3 2 − | الكبريتيت |
| H2SO4 | الكبريتيك | SO 4 2 − | الكبريتات |
| حمض الهيدروكلوريك2 | نيتروجينية | NO2− | النتريت |
| حمض الهيدروكلوريك3 | نتروجين | رقم 3 - | النترات |
| H2SiO3 | السيليكون | شافي 3 2 − | السيليكات |
| هبو 3 | ميتافوسفوريك | ص 3 - | الميتافوسفات |
| H3PO4 | أورثوفوسفوريك | ص 4 3 − | أورثوفوسفات (الفوسفات) |
| H4P2O7 | البيروفوسفوريك (ثنائي الفوسفور) | ف 2 أو 7 4 - | بيروفوسفات (ثنائي الفوسفات) |
| HMnO4 | المنغنيز | منو 4 - | برمنجنات |
| H2CrO4 | الكروم | الكروم 4 2 − | كرومات |
| H2Cr2O7 | ثنائي اللون | الكروم 2 يا 7 2 − | ثنائي كرومات (ثنائي كرومات) |
| H2SeO4 | السيلينيوم | سيو 4 2 − | سيلينات |
| H3BO3 | بورنايا | بو 3 3 − | أجهزة تقويم العظام |
| حمض الهيدروكلوريك | هيبوكلوروس | ClO – | هيبوكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك2 | كلوريد | ClO2− | الكلوريت |
| حمض الهيدروكلوريك3 | كلور | ClO3− | كلورات |
| حمض الهيدروكلوريك4 | الكلور | كلو 4 - | البيركلورات |
| H2CO3 | الفحم | CO 3 3 − | كربونات |
| CH3COOH | خل | CH 3 COO - | خلات |
| H/C`|O|\OH | نملة | HCOO - | فورميات |
في الظروف العادية، يمكن أن تكون الأحماض مواد صلبة (H 3 PO 4، H 3 BO 3، H 2 SiO 3) وسائلة (HNO 3، H 2 SO 4، CH 3 COOH). يمكن أن توجد هذه الأحماض بشكل فردي (في شكل 100٪) وفي شكل محاليل مخففة ومركزة. على سبيل المثال، H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH معروفة بشكل فردي وفي المحاليل.
ولا يُعرف عدد من الأحماض إلا في المحاليل. هذه كلها هاليدات الهيدروجين (HCl، HBr، HI)، كبريتيد الهيدروجين H 2 S، سيانيد الهيدروجين (HCN الهيدروسيانيك)، الكربونيك H 2 CO 3، حمض الكبريتيك H 2 SO 3، وهي محاليل الغازات في الماء. على سبيل المثال، حمض الهيدروكلوريك هو خليط من حمض الهيدروكلوريك وH2O، وحمض الكربونيك هو خليط من ثاني أكسيد الكربون وH2O. ومن الواضح أن استخدام عبارة "محلول حمض الهيدروكلوريك" غير صحيح.
معظم الأحماض قابلة للذوبان في الماء؛ حمض السيليك H 2 SiO 3 غير قابل للذوبان. الغالبية العظمى من الأحماض لها بنية جزيئية. أمثلة على الصيغ البنائية للأحماض:
في معظم الجزيئات الحمضية المحتوية على الأكسجين، ترتبط جميع ذرات الهيدروجين بالأكسجين. ولكن هناك استثناءات:
يتم تصنيف الأحماض وفقًا لعدد من الخصائص (الجدول 7.2).
الجدول 7.2
تصنيف الأحماض
| علامة التصنيف | نوع الحمض | أمثلة |
|---|---|---|
| عدد أيونات الهيدروجين المتكونة عند التفكك الكامل لجزيء الحمض | مونوباسي | حمض الهيدروكلوريك، HNO3، CH3COOH |
| ثنائي القاعدة | H2SO4، H2S، H2CO3 | |
| قبلي | H3PO4، H3AsO4 | |
| وجود أو عدم وجود ذرة الأكسجين في الجزيء | تحتوي على الأكسجين (هيدروكسيدات الحمض، والأحماض الأوكسية) | HNO2، H2SiO3، H2SO4 |
| خالي من الأكسجين | التردد العالي، H2S، HCN | |
| درجة التفكك (القوة) | قوي (ينفصل تمامًا، إلكتروليتات قوية) | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H2SO4 (المخفف)، HNO3، HClO3، HClO4، HMnO4، H2Cr2O7 |
| ضعيفة (تنفصل جزئيًا، إلكتروليتات ضعيفة) | HF، HNO 2، H 2 SO 3، HCOOH، CH 3 COOH، H 2 SiO 3، H 2 S، HCN، H 3 PO 4، H 3 PO 3، HClO، HClO 2، H 2 CO 3، H 3 BO 3، ح 2 SO 4 (كونك) | |
| خصائص الأكسدة | العوامل المؤكسدة بسبب أيونات H + (الأحماض غير المؤكسدة بشكل مشروط) | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، HF، H 2 SO 4 (ديل)، H 3 PO 4، CH 3 COOH |
| العوامل المؤكسدة بسبب الأنيون (الأحماض المؤكسدة) | HNO 3، HMnO 4، H 2 SO 4 (conc)، H 2 Cr 2 O 7 | |
| عوامل الاختزال بسبب الأنيون | حمض الهيدروكلوريك، HBr، HI، H 2 S (لكن ليس HF) | |
| الاستقرار الحراري | موجودة فقط في الحلول | H 2 CO 3، H 2 SO 3، HClO، HClO 2 |
| يتحلل بسهولة عند تسخينه | H2SO3، HNO3، H2SiO3 | |
| مستقرة حراريا | ح 2 سو 4 (كون)، ح 3 ص 4 |
جميع الخواص الكيميائية العامة للأحماض ترجع إلى وجود فائض من كاتيونات الهيدروجين H + (H 3 O +) في محاليلها المائية.
1. بسبب زيادة أيونات H +، فإن المحاليل المائية للأحماض تغير لون عباد الشمس البنفسجي وبرتقالي الميثيل إلى اللون الأحمر (لا يتغير لون الفينول فثالين ويبقى عديم اللون). في المحلول المائي لحمض الكربونيك الضعيف، لا يكون لون عباد الشمس أحمر، بل وردي؛ فالحل فوق راسب حمض السيليك الضعيف جدًا لا يغير لون المؤشرات على الإطلاق.
2. تتفاعل الأحماض مع الأكاسيد الأساسية والقواعد والهيدروكسيدات المذبذبة وهيدرات الأمونيا (انظر الفصل 6).
مثال 7.1.
لتنفيذ التحويل BaO → BaSO 4 يمكنك استخدام: أ) SO 2؛ ب) ح 2 SO 4؛ ج) نا 2 SO 4؛ د) SO 3.
حل. يمكن إجراء التحويل باستخدام H2SO4:
BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O
BaO + SO 3 = BaSO 4
لا يتفاعل Na 2 SO 4 مع BaO، وفي تفاعل BaO مع SO 2 يتكون كبريتيت الباريوم:
BaO + SO 2 = BaSO 3
الجواب: 3).
3. تتفاعل الأحماض مع الأمونيا ومحاليلها المائية لتكوين أملاح الأمونيوم:
حمض الهيدروكلوريك + NH 3 = NH 4 Cl - كلوريد الأمونيوم؛
ح 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4) 2 SO 4 - كبريتات الأمونيوم.
4. تتفاعل الأحماض غير المؤكسدة مع المعادن الموجودة في سلسلة النشاط حتى الهيدروجين لتكوين ملح وإطلاق الهيدروجين:
H 2 SO 4 (مخفف) + Fe = FeSO 4 + H 2
2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2
تفاعل الأحماض المؤكسدة (HNO 3، H 2 SO 4 (conc)) مع المعادن محدد للغاية ويتم أخذه في الاعتبار عند دراسة كيمياء العناصر ومركباتها.
أ) في معظم الحالات، عندما يتفاعل حمض أقوى مع ملح حمض أضعف، يتكون ملح حمض ضعيف وحمض ضعيف، أو، كما يقولون، يزيح حمض أقوى محل أضعف. تبدو سلسلة انخفاض قوة الأحماض كما يلي:
أمثلة على ردود الفعل التي تحدث:
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2
H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓
2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2
3 ح 2 سو 4 + 2 ك 3 ص 4 = 3 ك 2 سو 4 + 2 ح 3 ص 4
لا تتفاعل مع بعضها البعض، على سبيل المثال، KCl وH 2 SO 4 (مخفف)، NaNO 3 وH 2 SO 4 (مخفف)، K 2 SO 4 وHCl (HNO 3، HBr، HI)، K 3 PO 4 و H 2 CO 3، CH 3 COOK و H 2 CO 3؛
ب) في بعض الحالات، يحل حمض أضعف محل حمض أقوى من الملح:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
3AgNO 3 (ديل) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3.
مثل هذه التفاعلات ممكنة عندما لا تذوب رواسب الأملاح الناتجة في الأحماض القوية المخففة الناتجة (H 2 SO 4 و HNO 3) ؛
ج) في حالة تكوين رواسب غير قابلة للذوبان في الأحماض القوية، قد يحدث تفاعل بين حمض قوي وملح مكون من حمض قوي آخر:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3
مثال 7.2.
أشر إلى الصف الذي يحتوي على صيغ المواد التي تتفاعل مع H 2 SO 4 (المخفف).
1) الزنك، آل 2 يا 3، بوكل (ص)؛ 3) NaNO 3 (p-p)، Na 2 S، NaF 2) Cu(OH) 2، K 2 CO 3، Ag؛ 4) نا 2 SO 3، Mg، Zn (OH) 2.
حل. تتفاعل جميع مواد الصف 4 مع H 2 SO 4 (dil):
نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 = نا 2 SO 4 + H 2 O + SO 2
ملغم + ح 2 SO 4 = ملغم SO 4 + ح 2
Zn(OH) 2 + H2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O
في الصف 1) التفاعل مع KCl (p-p) غير ممكن، في الصف 2) - مع Ag، في الصف 3) - مع NaNO 3 (p-p).
الجواب: 4).
6. يتصرف حمض الكبريتيك المركز بشكل محدد للغاية في التفاعلات مع الأملاح. هذا حمض غير متطاير ومستقر حرارياً، وبالتالي فهو يزيح جميع الأحماض القوية من الأملاح الصلبة (!)، لأنها أكثر تطايراً من H2SO4 (conc):
بوكل (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك
2KCl (s) + H 2 SO 4 (مكثف) K 2 SO 4 + 2HCl
الأملاح المتكونة من الأحماض القوية (HBr، HI، HCl، HNO 3، HClO 4) تتفاعل فقط مع حمض الكبريتيك المركز وفقط عندما تكون في الحالة الصلبة
مثال 7.3.
يتفاعل حمض الكبريتيك المركز، على عكس المخفف، بما يلي:
BaO + SO 2 = BaSO 3
3) كنو 3 (تلفزيون)؛
حل. يتفاعل كلا الحمضين مع KF وNa 2 CO 3 وNa 3 PO 4، ويتفاعل H 2 SO 4 فقط مع KNO 3 (الصلب).طرق إنتاج الأحماض متنوعة للغاية.
- وذلك بإذابة الغازات المقابلة في الماء:
حمض الهيدروكلوريك (ز) + H2O (ل) → حمض الهيدروكلوريك (p-p)
H 2 S (ز) + H 2 O (ل) → H 2 S (محلول)
- من الأملاح عن طريق الإزاحة بأحماض أقوى أو أقل تطايرا:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
بوكل (tv) + H 2 SO 4 (conc) = KH SO 4 + حمض الهيدروكلوريك
نا 2 SO 3 + H 2 SO 4 نا 2 SO 4 + H 2 SO 3
الأحماض المحتوية على الأكسجينطرق إنتاج الأحماض متنوعة للغاية.
- وذلك بإذابة الأكاسيد الحمضية المقابلة لها في الماء، بينما تظل درجة أكسدة العنصر المكون للحمض في الأكسيد والحمض كما هي (باستثناء NO2):
N2O5 + H2O = 2HNO3
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
ف 2 س 5 + 3 ح 2 س 2 ح 3 ص 4
- أكسدة اللافلزات بالأحماض المؤكسدة:
S + 6HNO 3 (conc) = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
- عن طريق إزاحة حمض قوي من ملح حمض قوي آخر (إذا ترسب راسب غير قابل للذوبان في الأحماض الناتجة):
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 (مخفف) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3
AgNO3 + حمض الهيدروكلوريك = AgCl↓ + HNO3
- عن طريق إزاحة الحمض المتطاير من أملاحه بحمض أقل تطايرا.
لهذا الغرض، يتم استخدام حمض الكبريتيك المركز غير المتطاير والمستقر حرارياً في أغلب الأحيان:
NaNO 3 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) NaH SO 4 + HNO 3
KClO 4 (تلفزيون) + H 2 SO 4 (ملخص) KH SO 4 + HClO 4
- إزاحة الحمض الأضعف من أملاحه بحمض أقوى :
Ca 3 (ص 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 ص 4
نانو 2 + حمض الهيدروكلوريك = كلوريد الصوديوم + HNO 2
K 2 SiO 3 + 2HBr = 2KBr + H 2 SiO 3 ↓