Otrzymywanie kwasów, teoria Arrheniusa - wykład

Nasza ocena:

3
Pobrań: 91
Wyświetleń: 966
Komentarze: 0
Notatek.pl

Pobierz ten dokument za darmo

Podgląd dokumentu
Otrzymywanie kwasów, teoria Arrheniusa - wykład - strona 1 Otrzymywanie kwasów, teoria Arrheniusa - wykład - strona 2

Fragment notatki:

Teoria Arrheniusa W 18884 roku sformułował teorię dysocjacji elektrolitycznej, zakładając ustalenie się  równowagi reakcji autojonizacji się wody: H2O = H+ + OH+ Kwasy-  substancje odczepiające w roztworach wodnych kationy wodorowe:  HA - H+ +A  Zasady- substancje odczepiające w roztworach wodnych aniony wodorotlenkowe: BOH - B+ + OH- Reakcja zobojętniania  – reakcja tworzenia wody z H+ i OH- . Sól –  produkt reakcji kwasu z zasadą. Zarówno kwasy jak i zasady są zbudowane w z elektrycznie obojętnych cząsteczek Ograniczenie stosowalności teorii Arrheniusa 1. dotyczy roztworów, nie opisuje oddziaływanie kwasowo- zasadowych w innych fazach,  np. gazowej; 2. obowiązuje w środowisku wodnym; a) niektóre substancje diametralnie zmieniają właściwości kwasowo- zasadowe w  innych niż woda rozpuszczalnikach (np. obojętny w wodzie mocznik jest kwasem w  bezwodnym NH3) b) przewiduje reakcje zobojętniania tylko H2O – zawodzi w innych rozpuszczalnikach  3. występowanie właściwości zasadowych i amfoterycznych uzależnione od  występowania grup OH- ( np. acetonowy roztwór  NH3 jest bardzo zasadowy mimo, że  nie zawiera grup OH-); zjawisko amfoteryczności występuje u siarczków i tlenków 4. do substancji obojętnych elektrycznie; 5. inne np.: a)roztwory niektórych substancji zmieniają barwy wskaźników kwasowo- zasadowych  (sole Al.(III); Fe(III) a nawet rozpuszczają bardzo aktywne metale; b) związki, których roztwory wykazują typowe właściwości kwasu lub zasady, a które  należałoby zaliczyć do soli np.: NA2CO3 w roztworze wodnym ma wszystkie cechy  zasady, a NaHSo4, zachowuje się jak kwas. Metody otrzymywania kwasów 1. bezpośrednia synteza wodoru  z niemetalem, np.: H2+Br2 = 2HBr Metoda ta może być stosowana do otrzymywania większości kwasów beztlenowych. 2. Reakcja tlenku kwasowego z woda, n.: SO2 + H2O – H2SO3 W ten sposób można otrzymać wiele kwasów tlenowych, gdyż większość  bezwodników kwasowych jest rozpuszczalna w wodzie ( wyjątki podane zostały  przy omawianiu tlenków); 3. Reakcja soli z kwasem mocniejszym lub mniej lotnym w porównaniu z kwasem, od  którego pochodzi sól. Warunki przebiegu takich reakcji, praktycznie  nieodwracalnych, zostały omówione w części dotyczącej równowagi chemicznej.  Poniżej podano przykładowych reakcji: Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S(g) ( różnica w mocy i lotności kwasów) NaCl(s) + H2SO = HCl(g) + NaHSO4 ( różnica w lotności kwasów) Czynniki wpływające na moc kwasów Moc kwasów tlenowych zależy od elektroujemności pierwiastka centralnego. Ze 

(…)

… promienia atomu niemetalu. Wraz ze wzrostem
promienia maleje energia wiązania w cząsteczce kwasu i rośnie jego moc, np.:
H2O < H2S < H2Se< H2Te lub HF< HCl < HBr < Hl
Teoria Arrheniusa
W 18884 roku sformułował teorię dysocjacji elektrolitycznej, zakładając ustalenie się
równowagi reakcji autojonizacji się wody:
H2O = H+ + OH+
Kwasy- substancje odczepiające w roztworach wodnych kationy wodorowe:
HA -> H…
… czynnikiem
jest elektroujemności, np.
H2S < HCl lub H2Se < HBr
Jedynie w przypadku kwasów beztlenowych tej samej grupy, układu okresowego, o
ich mocy decyduje wielkość promienia atomu niemetalu. Wraz ze wzrostem
promienia maleje energia wiązania w cząsteczce kwasu i rośnie jego moc, np.:
H2O < H2S < H2Se< H2Te lub HF< HCl < HBr < Hl

… od elektroujemności pierwiastka centralnego. Ze
wzrostem stopnia utlenienia tego pierwiastka rośnie jego elektroujemność i moc
kwasu tlenowego . elektroujemność decyduje również o kierunku zmian mocy
kwasów tlenowych pierwiastków tej samej grupy i pierwiastków jednego okresu.
Poniżej zilustrowani te prawidłowości przykładami:
H2SO3 < H2SO4 (zmiana elektroujemności związana ze wzrostem stopnia utlenienia)
H3PO4…
... zobacz całą notatkę

Komentarze użytkowników (0)

Zaloguj się, aby dodać komentarz