¿Cuál de los ácidos es más fuerte? Las respuestas a esta pregunta no son tan simples como parece a primera vista. Dependiendo de qué signos y en qué ambiente determinar la fuerza del ácido . No confunda las propiedades oxidantes y ácidas del ácido , a veces pueden no coincidir exactamente. Por ejemplo, una mezcla de ácido clorhídrico y nítrico - "vodka real" - uno de los oxidantes más poderosos. Pero los ácidos clorhídrico y nítrico no son los más fuertes.
Necesitarás
- - tablas químicas de referencia.
Instrucciones
1. Desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica , el ácido es un compuesto que se disocia en agua en un ion de hidrógeno positivo y una base de carga negativa. De la definición se deduce que el grado de disociación determina la fuerza del ácido .
2. El grado de disociación depende de la concentración y viene dada por la ecuación: a = Cdis / Sobst,%; donde Cdis es la concentración molar de las moléculas disociadas, Sobs es la concentración molar total de la sustancia tomada para preparar la solución. Los ácidos fuertes se disocian casi por completo, ácidos de resistencia media: del 3 al 30%, débiles, menos del 3%. Como se puede ver en la ecuación, cuanto mayor sea la concentración de la sustancia en la solución, menor será el valor de a. Sabiendo el grado de disociación, puedes juzgar la fuerza del ácido .
3. La fuerza del ácido también caracteriza la constante de disociación o la constante de acidez. Está dada por la expresión: K = [A +] * [B -] / [AB] = const, donde [A +], [B-] son las concentraciones de equilibrio de los iones disociados, [AB] es la concentración de equilibrio de las moléculas no disociadas. La constante de disociación no depende de la concentración molar total de la sustancia. Al aumentar la temperatura, el grado y la constante de disociación aumentan.
4. Para determinar la fuerza del ácido , encuentre su constante de disociación en las tablas de referencia. Cuanto más lo es, más fuerte es el ácido. Los ácidos fuertes tienen una constante de 43.6 (HNO3) y más. Los ácidos fuertes incluyen una parte de ácidos minerales: clórico, clorhídrico , sulfúrico y otros. Los ácidos débiles son ácidos orgánicos (acético, málico, etc.) y parte del mineral (carbón, cianuro).
5. Junto con la constante, se utiliza el índice de acidez pK, que es igual al logaritmo decimal negativo de la constante: pK = - lgK. En ácidos fuertes, es negativo.
6. ¿ Pero cómo determinar cuál de los ácidos fuertes es más fuerte, si los grados de su disociación en el agua tienden al infinito? Tales ácidos se llaman superácidos. Para comparar entre sí, se tratan de acuerdo con la teoría de Lewis como aceptores de electrones. La fuerza de los superácidos se mide en otros medios que tienen, al interactuar con ellos, las propiedades de una base débil. Estos medios unen protones de hidrógeno a ácidos .
Una base fuerte es un compuesto químico inorgánico formado por el grupo hidroxilo -OH y alcalino (elementos del grupo I del sistema periódico: Li, K, Na, RB, Cs) o metal alcalinotérreo (elementos del Grupo II Ba, Ca). Registrado como las fórmulas LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂.
Necesitarás
- taza de evaporación
- quemador
- indicadores
- varilla de metal
- Н₃РО₄
Instrucciones
1. Las bases fuertes exhiben propiedades químicas características de todos los hidróxidos . La presencia de álcalis en la solución está determinada por el cambio de color del indicador. A la muestra con la solución de prueba, agregue metilorange , fenolftaleína o papel de tornasol de inmersión. Methylorange da un color amarillo, la fenolftaleína es de color púrpura y el papel de tornasol se tiñe de azul. Cuanto más fuerte es la base, más intenso es el indicador.
2. Si es necesario saber qué álcalis están presentes, realice un análisis cualitativo de las soluciones. Las bases fuertes más comunes son los hidróxidos de litio, potasio, sodio, bario y calcio. Las bases reaccionan con ácidos (reacciones de neutralización) para formar sal y agua. Aquí, Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂, y LiOH pueden aislarse. Al interactuar con el ácido ortofosfórico , se forma precipitación insoluble. Los hidróxidos de precipitación restantes no darán, t. todas las sales de K y Na son solubles.
3 Ca (OH) ₂ + 2 Н₃РО₄ - → Ca₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О
3 Ba (OH) ₂ +2 Н₃РО₄ - → Ва₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ - → Li₃RO₄ ↓ + 3 H₂О
Cúbrelos y sécalos. Vierta los gránulos secos en la llama del quemador. Al cambiar el color de la llama, los iones de litio, calcio y bario pueden determinarse cualitativamente. En consecuencia, usted determina dónde está el hidróxido. Las sales de litio colorean la llama del quemador en color rojo carmín. Las sales de bario están en verde, y las sales de calcio están en color carmesí.
3. Los álcalis restantes forman ortofosfatos solubles.
3 NaOH + H₃RO₄-- → Na₃RO₄ + 3 H₂O
3 KOH + H₃RO₄-- → K₃RO₄ + 3 H₂O
Es necesario evaporar el agua a un residuo seco. Evapore la sal en una barra de metal alternativamente poner en la llama del quemador. Donde hay una sal de sodio, la llama cambiará a un color amarillo brillante, y el ortofosfato de potasio a una violeta rosa. Por lo tanto, al tener un conjunto mínimo de equipos y reactivos, ha identificado todos los datos que tiene fuertes razones.
El ácido sulfúrico por sus propiedades físicas es un líquido oleoso pesado. No tiene olor y color, es higroscópico, fácilmente soluble en agua. Una solución con un contenido de H2SO4 de menos del 70% generalmente se llama ácido sulfúrico diluido, más del 70% se concentra.
Propiedades ácido-base del ácido sulfúrico
Para el ácido sulfúrico diluido, todas las propiedades de los ácidos fuertes son características. Se disocia en solución de acuerdo con la ecuación : H2SO4↔2H (+) + SO4 (2-), interactúa con óxidos, bases y sales básicos: MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O, H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O, H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl. La reacción con iones de bario Ba (2+) es una reacción cualitativa al ion sulfato, en el que precipita un precipitado blanco insoluble de BaSO4.
Propiedades de oxidación-reducción del ácido sulfúrico
El ácido sulfúrico exhibe propiedades oxidantes: diluido - debido a los iones de hidrógeno H (+), concentrado - debido a los iones sulfato SO4 (2-). Los iones sulfato son oxidantes más fuertes que los iones de hidrógeno.
Los metales, de pie en la serie electroquímica de tensiones a la izquierda del hidrógeno, se disuelven en ácido sulfúrico diluido. Durante tales reacciones, se libera hidrógeno y se forman sulfatos metálicos: Zn + H2SO4 (decib.) = ZnSO4 + H2 ↑. Los metales que se encuentran en la serie electroquímica de tensiones después del hidrógeno, con ácido sulfúrico diluido no reaccionan.
El ácido sulfúrico concentrado es un oxidante fuerte, especialmente cuando se calienta. Oxida muchos metales, no metales y una serie de sustancias orgánicas.
Los metales que permanecen en la serie electroquímica de tensiones después del hidrógeno (cobre, plata, mercurio) se oxidan a sulfatos. El producto de la reducción de ácido sulfúrico es dióxido de azufre SO2.
Los metales más activos, como zinc, aluminio y magnesio, también producen sulfatos en reacción con H2SO4 concentrado, pero el ácido puede reducirse no solo a dióxido de azufre, sino también a sulfuro de hidrógeno o azufre libre (según la concentración): Zn + 2H2SO4 .) = ZnSO4 + SO2 ↑ + 2H2O, 3Zn + 4H2SO4 (conc.) = 3ZnSO4 + S ↓ + 4H2O, 4Zn + 5H2SO4 (conc.) = 4ZnSO4 + H2S ↑ + 4H2O.
Algunos metales, como el hierro y el aluminio, son pasivados en frío por ácido sulfúrico concentrado. Por esta razón, a menudo se transporta en cisternas de hierro: Fe + H2SO4 (conc.) ≠ (en el frío).
En la oxidación de no metales, por ejemplo, azufre y carbono, el ácido sulfúrico concentrado se reduce a SO2: S + 2H2SO4 (conc.) = 3SO2 ↑ + 2H2O, C + 2H2SO4 = 2SO2 ↑ + CO2 ↑ + 2H2O.
Cómo obtener ácido sulfúrico
En la industria, el ácido sulfúrico se produce en varias etapas. Primero quemando FeS2 con pirita, se obtiene SO2, luego, en presencia de un catalizador de V2O5, se oxida a SO3, y después de que SO3 se disuelve en ácido sulfúrico. Así es como se forma el óleum. Para obtener el ácido de la concentración requerida, el óleum resultante se vierte suavemente en el agua (¡no al revés!).