Кислота плюс вода: Химические свойства кислот — урок. Химия, 8 класс.

Основания. Химические свойства и получение

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме⁺ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH₄⁺) и гидроксид-аниона ОН^—.

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

При этом оксид меди (II)  с водой не реагирует:

CuO + H₂O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий), кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K⁰ + 2H₂⁺O →  2K⁺OH + H₂⁰

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

либо

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами  (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

 Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH)₂ + CO₂ ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III)  и воду при прокаливании:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид  ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид  ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe⁺²(OH)₂ + O₂⁰ + 2H₂O → 4Fe⁺³(O^-2H)₃

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H₃PO₄  → NaH₂PO₄ + H₂O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида).  Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь_{(избыток)} + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид_{(избыток)} = кислая соль

Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO₂ = NaHCO₃ 

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или  осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе:

Cu²⁺SO₄^2- + 2Na⁺OH^— = Cu²⁺(OH)₂^—↓ + Na₂⁺SO₄^2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH₄⁺NO₃^— + K⁺OH^— = K⁺NO₃^— + NH₃↑ + H₂O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла.

Например, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO₄ + 2KOH = Zn(OH)₂↓ + K₂SO₄

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO₄ + 4KOH = K₂[Zn(OH)₄] + K₂SO₄

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф. металла_{(избыток)} + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь_{(избыток)} = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO₃ + KOH = K₂SO₃ + H₂O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO₃ мы разбиваем на уольную кислоту H₂CO₃ и карбонат натрия Na₂CO₃. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H₂⁺O = 2Na[Al⁺³(OH)₄] + 3H₂⁰

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др. ):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl₂⁰ = NaCl^— + NaOCl⁺ + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl₂⁰ = 5NaCl^— + NaCl⁺⁵O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH + Si⁰ + H₂⁺O=  Na₂Si⁺⁴O₃ + 2H₂⁰

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂⁰ + 4NaO^-2H = O₂⁰ + 4NaF^— + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

Нитраты в воде – это опасно?

  Нитраты —  это ионы с одним зарядом (NO₃), соли азотной кислоты. Ранее было распространено известное многим специалистам и работникам сельского хозяйства название «селитра». Это вещество является эффективным и сравнительно недорогим удобрением, поэтому широко используется и в наши дни, несмотря на потенциальную опасность для здоровья человека.  

      Также нитраты являются конечным продуктом распада азотсодержащих белковых соединений, источниками которых могут быть трупы животных, моча, фекалии, бытовые отходы.  

      Наличие нитратов в воде говорит о естественном самоочищении водоема. В чистой природной воде содержание нитратов не превышает 1-2 мг/л. Однако нужно помнить, что широкое использование нитратных удобрений приводит к загрязнению воды нитратами через почву.  

      Санитарными правилами установлена норма содержания нитратов в питьевой воде – 45 мг/л.  

   Нитраты могут оказывать негативное влияние на организм человека и домашних животных:  

      1.     Способствуют образованию опасного вещества в крови — метгемоглобина, который приводит к кислородному голоданию. Если показатель метгемоглобина составляет 15 %, это проявляется быстрой утомляемостью, вялостью и головокружением. Увеличение метгемоглобина до 60 % приводит к летальному исходу.  

      2.     Снижение уровня гемоглобина может привести к ухудшению работы сердечной и сосудистой системы, закупорке сосудов и капилляров, инсульту.  

      3.     Кислородная недостаточность вызывает сильные головные боли, мигрени, обмороки и тошноту.  

      4.     Превышение концентрации нитратов в воде становится причиной отравления, нарушения работы желудочно-кишечного тракта, выделительной и эндокринной системы, разрушения зубной эмали и появления кариеса.  

      5.     Опасно давать воду, перенасыщенную нитратами, домашним животным. Ведь подобная жидкость не проходит термической обработки, поэтому может привести к серьезным нарушениям в работе внутренних органов животных.  

   Самые популярные методы очистки воды от нитратов:  

   1.     с помощью установок обратного осмоса  

   Очистка воды от нитратов обратным осмосом – более надежный, но сложный вариант.   

   Суть его заключается в следующем:  

   — вода под давлением подается на полупроницаемую мембрану. Нитраты и другие примеси задерживаются мембраной, а к потребителю поступает очищенная вода. Степень извлечения примесей определяется селективностью мембраны, иногда удаление нитратов может достигать 96%.Немаловажное преимущество метода обратного осмоса состоит в том, что качество очистки остается стабильным даже при значительном изменении состава исходной воды. Также установки обратного осмоса будут справляться с задачами по очистке воды от большого спектра химических и бактериологических загрязнений.  

   Специалисты рекомендуют метод качественной водоочистки обратным осмосом даже для частных домов  

   2.     специальными фильтрами с анионообменными смолами  

   Метод использования анионообменных смол относительно недорог и эффективен, но имеет свои особенности и ограничения:  

   -ионообменные нитратселективные смолы эффективно удаляют нитрат-ионы. Физическая суть данного метода сводится к замещению нитрат-ионов аниона смолы, как правило, хлорид-иона. Из этого следуют особенности и ограничения при использовании данного метода. Ионообменная смола характеризуется определенной емкостью – тем количеством анионов, которое она может на себя принять, обеспечивая необходимую степень очистки воды. При насыщении смолы задерживаемыми ионами производится регенерация смолы солевым раствором.

кислотно-щелочной реакции | Определение, примеры, формулы и факты

сульфат натрия

См. все средства массовой информации

Связанные темы:

буфер
кислотно-щелочной катализ
ион водорода
реакция замещения
гидроксид-ион

Просмотреть весь связанный контент →

Самые популярные вопросы

Что такое кислоты и основания?

Кислоты представляют собой вещества, содержащие один или несколько атомов водорода, которые в растворе выделяются в виде положительно заряженных ионов водорода. Кислота в водном растворе имеет кислый вкус, изменяет цвет синей лакмусовой бумажки на красный, реагирует с некоторыми металлами (например, железом) с выделением водорода, реагирует с основаниями с образованием солей и способствует некоторым химическим реакциям (кислотный катализ). Основания – это вещества, которые имеют горький вкус и изменяют окраску красной лакмусовой бумажки на синюю. Основания реагируют с кислотами с образованием солей и запускают определенные химические реакции (основной катализ).

химическая реакция

Узнайте больше о химических реакциях.

Как измеряют кислоты и основания?

Кислотам и основаниям присваивается значение от 0 до 14, значение pH, в соответствии с их относительной силой. Чистая вода, которая является нейтральной, имеет рН 7. Раствор с рН менее 7 считается кислым, а раствор с рН более 7 считается щелочным или щелочным. Сильные кислоты имеют более высокую концентрацию ионов водорода, и им присваиваются значения ближе к 0. И наоборот, сильные основания имеют более высокие концентрации гидроксид-ионов, и им присваиваются значения ближе к 14. Более слабые кислоты и основания ближе к значению рН 7, чем их более сильные аналоги.

pH

Узнайте больше о pH.

Что происходит при кислотно-щелочной реакции?

Кислотно-основная реакция представляет собой тип химической реакции, которая включает обмен одним или несколькими ионами водорода, H ⁺ , между частицами, которые могут быть нейтральными (молекулы, такие как вода, H ₂ O) или электрически заряженные (ионы, такие как аммоний, NH ₄ ⁺ ; гидроксид, OH ^— ; или карбонат, CO ₃ ^2- ). Он также включает аналогичные процессы, которые происходят в молекулах и ионах, которые являются кислыми, но не отдают ионы водорода.

Как кислоты и основания нейтрализуют друг друга (или компенсируют друг друга)?

Различные реакции дают разные результаты. Реакции между сильными кислотами и сильными основаниями более полно распадаются на ионы водорода (протоны, положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы) в воде. Для слабой кислоты и слабого основания более уместно считать, что нейтрализация включает прямой перенос протона от кислоты к основанию. Если один из реагентов присутствует в большом избытке, в результате реакции может образоваться соль (или ее раствор), которая может быть кислой, основной или нейтральной в зависимости от силы кислот и оснований, реагирующих друг с другом.

соль

Узнайте больше о солях в кислотно-щелочной химии.

кислотно-щелочная реакция , тип химического процесса, типичным примером которого является обмен одного или нескольких ионов водорода, H ⁺ , между веществами, которые могут быть нейтральными (молекулы, такие как вода, H ₂ O; или уксусная кислота, CH ₃ CO ₂ H) или электрически заряженные (ионы, такие как аммоний, NH ₄ ⁺ ; гидроксид, OH ⁻ ; или карбонат, CO ₃ 7 2− 7 2− ^{0038). Он также включает аналогичное поведение молекул и ионов, которые являются кислыми, но не отдают ионы водорода (хлорид алюминия, AlCl ₃ и ион серебра AG + ).}

Кислоты представляют собой химические соединения, которые в водном растворе проявляют резкий вкус, коррозионное действие на металлы и способность окрашивать некоторые синие растительные красители в красный цвет. Основания представляют собой химические соединения, которые в растворе становятся мыльными на ощупь и окрашивают красные растительные красители в синий цвет. При смешивании кислоты и основания нейтрализуют друг друга и образуют соли, вещества с соленым вкусом и не имеющие характерных свойств ни кислот, ни оснований.

Идея о том, что некоторые вещества являются кислотами, тогда как другие являются основаниями, почти так же стара, как химия, и термины кислота , основание и соль встречаются очень рано в трудах средневековых алхимиков. Кислоты были, вероятно, первыми из них, которые были обнаружены, по-видимому, из-за их кислого вкуса. Английское слово acid , французское acide , немецкое Säure и русское kislota образованы от слов, означающих кислый (лат. 9).0089 acidus , немецкий sauer , древнескандинавский sūur и русский kisly ). Другими свойствами, связанными с кислотами на раннем этапе, были их растворяющее или коррозионное действие; их влияние на растительные красители; и вскипание, возникающее при нанесении их на мел (образование пузырьков углекислого газа). Основания (или щелочи) характеризовались, главным образом, способностью нейтрализовать кислоты и образовывать соли, причем последние довольно условно характеризовались как кристаллические вещества, растворимые в воде и имеющие солоноватый вкус.

Несмотря на их неточный характер, эти идеи служили для корреляции значительного диапазона качественных наблюдений, и многие из наиболее распространенных химических веществ, с которыми столкнулись ранние химики, могли быть классифицированы как кислоты (соляная, серная, азотная и угольная кислоты), основания (сода, калий, известь, аммиак) или соли (поваренная, нашатырная, селитра, квасцы, бура). Отсутствие какой-либо очевидной физической основы для рассматриваемых явлений затрудняло количественный прогресс в понимании кислотно-щелочного поведения, но способность фиксированного количества кислоты нейтрализовать фиксированное количество основания была одним из самых ранних примеров химической эквивалентности. : идея о том, что определенная мера одного вещества в некотором химическом смысле равна другому количеству другого вещества. Кроме того, довольно рано было обнаружено, что одна кислота может быть вытеснена из соли другой кислотой, и это позволило расположить кислоты примерно в порядке силы. Также вскоре стало ясно, что многие из этих смещений могут иметь место в любом направлении в зависимости от условий эксперимента. Это явление предполагало, что кислотно-основные реакции обратимы, то есть продукты реакции могут взаимодействовать, регенерируя исходный материал. Он также ввел понятие равновесия в кислотно-основную химию: эта концепция утверждает, что обратимые химические реакции достигают точки баланса или равновесия, при которой исходные материалы и продукты регенерируются в одной из двух реакций так быстро, как они потребляются другим.

Викторина «Британника»

Наука: правда или вымысел?

Вас увлекает физика? Устали от геологии? С помощью этих вопросов отделите научный факт от вымысла.

Помимо теоретического интереса, кислоты и основания играют большую роль в промышленной химии и в повседневной жизни. Серная кислота и гидроксид натрия входят в число продуктов, производимых в больших количествах химической промышленностью, и в большом проценте химических процессов используются кислоты или основания в качестве реагентов или катализаторов. Почти каждый биологический химический процесс тесно связан с кислотно-щелочными равновесиями в клетке или в организме в целом, причем большое значение для обитающих в них растений или животных имеет кислотность или щелочность почвы и воды. И идеи, и терминология кислотно-щелочной химии проникли в повседневную жизнь, и термин 9Особенно распространена соль 0089 .

10.3: Вода – как кислота, так и основание

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

• Анонимный
• LibreTexts

Цели обучения

• Написать химические уравнения для воды, действующей как кислота и как основание.

Вода (H ₂ O) представляет собой интересное соединение во многих отношениях. Здесь мы рассмотрим его способность вести себя как кислота или основание.

В некоторых случаях молекула воды принимает протон и, таким образом, действует как основание Бренстеда-Лоури . Мы видели пример растворения HCl в H ₂ O:9−_{(водн.)} + NH_{3(водн.)} \label{Eq2} \]

В этом случае NH ₂ ⁻ представляет собой основание Бренстеда-Лоури (акцептор протона).

Таким образом, в зависимости от обстоятельств H ₂ O может действовать либо как кислота Бренстеда-Лоури, либо как основание Бренстеда-Лоури. Вода — не единственное вещество, которое в одних случаях может реагировать как кислота, а в других — как основание, но это, безусловно, самый распространенный пример — и самый важный. Вещество, которое может либо отдавать, либо принимать протон, в зависимости от обстоятельств, называется 9−_{(водн. )} \label{Eq3} \]

Этот процесс называется автоионизацией воды (Рисунок \(\PageIndex{1}\)) и происходит в каждом образце воды, будь то чистая вода или часть раствора. Автоионизация в той или иной степени происходит в любой амфипротной жидкости. (Для сравнения, жидкий аммиак также подвергается автоионизации, но только примерно 1 молекула из миллиона миллиардов (1 из 10 ¹⁵ ) реагирует с другой молекулой аммиака.)

Примечание

По-настоящему чистая вода встречается редко. Вода, подвергающаяся воздействию воздуха, обычно будет слегка кислой, потому что растворенный углекислый газ или угольная кислота снижает pH немного ниже 7. В качестве альтернативы, растворенные минералы, такие как карбонат кальция (известняк), могут сделать воду слегка щелочной.

Рисунок \(\PageIndex{1}\) Автоионизация. Небольшая часть молекул воды — примерно 6 на 100 миллионов — спонтанно ионизируются в ионы гидроксония и ионы гидроксида. Эта картина обязательно преувеличивает степень автоионизации, которая действительно происходит в чистой воде.

Пример \(\PageIndex{1}\)

Определите воду как кислоту Бренстеда-Лоури или как основание Бренстеда-Лоури.

1. H ₂ O(ℓ) + NO ₂ ⁻ (водн.) → HNO ₂ (водн.) + OH ⁻ (водный)
2. HC ₂ H ₃ O ₂ (aq) + H ₂ O (ℓ) → H ₃ O ⁺ (AQ) + C ₂ H ₃ 39 O 49 2904040404040404040404049 290404049 290404049 290404049 290404 2 4 2 (AQ) + C ₂ H ^{+ −} (водный)

Раствор

1. В этой реакции молекула воды отдает протон иону NO ₂ ⁻ , образуя OH ⁻ (водн.). В качестве донора протона H ₂ O действует как кислота Бренстеда-Лоури.
2. В этой реакции молекула воды принимает протон от HC ₂ H ₃ O ₂ , становится H ₃ O ⁺ (водн. ). В качестве акцептора протонов H ₂ O представляет собой основание Бренстеда-Лоури.

Упражнение \(\PageIndex{2}\)

Определить воду как кислоту Бренстеда-Лоури или как основание Бренстеда-Лоури.

1. HCOOH(водн.) + H ₂ O(л) → H ₃ O ⁺ (водн.) + HCOO ⁻ (водн.)
2. H ₂ O(ℓ) + PO ₄ ^{3 −} (водн.) → OH ⁻ (водн.) + HPO ₄ ^{2 −} (водн.)

Ответить

1. H ₂ O действует как акцептор протонов (основание Бренстеда-Лоури)

2. H ₂ O действует как донор протона (кислота Бренстеда-Лоури)

• Молекулы воды могут действовать как кислота и как основание, в зависимости от условий.

Эта страница под названием 10.3: Вода — и кислота, и основание распространяется под лицензией CC BY-NC-SA 3. 0 и была создана, изменена и/или курирована Anonymous с использованием исходного контента, который был отредактирован в соответствии со стилем и стандартами. платформы LibreTexts; подробная история редактирования доступна по запросу.

1. Наверх

• Была ли эта статья полезной?

1. Тип изделия

   Раздел или страница

   Автор

   Анонимный

   Лицензия

   СС BY-NC-SA

   Версия лицензии

   3,0

   Программа OER или Publisher

   Издатель, имя которого нельзя называть

   Показать страницу TOC

   нет на странице

2. Метки

   1. source@https://2012books.