Zasady (wodorotlenki)– substancje złożone, których cząsteczki zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych OH. Najczęściej zasady składają się z atomu metalu i grupy OH. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu, Ca(OH) 2 to wodorotlenek wapnia itp.

Istnieje zasada - wodorotlenek amonu, w którym grupa hydroksylowa jest przyłączona nie do metalu, ale do jonu NH 4 + (kationu amonowego). Wodorotlenek amonu powstaje w wyniku rozpuszczenia amoniaku w wodzie (reakcja dodania wody do amoniaku):

NH3 + H2O = NH4OH (wodorotlenek amonu).

Wartościowość grupy hydroksylowej wynosi 1. Liczba grup hydroksylowych w cząsteczce podstawowej zależy od wartościowości metalu i jest jej równa. Na przykład NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 itp.

Wszystkie powody - ciała stałe o różnych kolorach. Niektóre zasady są dobrze rozpuszczalne w wodzie (NaOH, KOH itp.). Jednak większość z nich nie rozpuszcza się w wodzie.

Zasady rozpuszczalne w wodzie nazywane są zasadami. Roztwory alkaliczne są „mydlane”, śliskie w dotyku i dość żrące. Do zasad zaliczają się wodorotlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itp.). Reszta jest nierozpuszczalna.

Nierozpuszczalne zasady- są to wodorotlenki amfoteryczne, które w interakcji z kwasami działają jak zasady i zachowują się jak kwasy z zasadami.

Różne zasady mają różną zdolność usuwania grup hydroksylowych, dlatego dzielimy je na zasady mocne i słabe.

Mocne zasady w roztworach wodnych łatwo oddają swoje grupy hydroksylowe, ale słabe zasady nie.

Właściwości chemiczne zasad

Właściwości chemiczne zasad charakteryzują się ich związkiem z kwasami, bezwodnikami kwasowymi i solami.

1. Działaj na wskaźnikach. Wskaźniki zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach obojętnych mają jeden kolor, w roztworach kwasowych inny kolor. Podczas interakcji z zasadami zmieniają kolor: pomarańczowy metylowy wskaźnik zmienia kolor na żółty, wskaźnik lakmusowy zmienia kolor na niebieski, a fenoloftaleina staje się fuksją.

2. Oddziałuj z tlenkami kwasowymi z powstawanie soli i wody:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguj z kwasami, tworząc sól i wodę. Reakcję zasady z kwasem nazywa się reakcją zobojętniania, ponieważ po jej zakończeniu środowisko staje się obojętne:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reaguje z solami tworząc nową sól i zasadę:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Po podgrzaniu mogą rozkładać się na wodę i główny tlenek:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Nadal masz pytania? Chcesz dowiedzieć się więcej o podkładach?
Aby uzyskać pomoc od nauczyciela -.
Pierwsza lekcja jest darmowa!

blog.site, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do oryginalnego źródła.

Fusy – złożone substancje składające się z kationu metalu Me + (lub kationu metalopodobnego, na przykład jonu amonowego NH 4 +) i anionu wodorotlenkowego OH -.

Ze względu na rozpuszczalność w wodzie zasady dzielimy na rozpuszczalny (zasada) I nierozpuszczalne zasady . Jest też niestabilne fundamenty, które samoistnie ulegają rozkładowi.

Zdobycie podstaw

1. Oddziaływanie zasadowych tlenków z wodą. W tym przypadku tylko te tlenki, które odpowiadają rozpuszczalnej zasadzie (zasadie). Te. w ten sposób można tylko zyskać zasady:

tlenek zasadowy + woda = zasada

Na przykład , tlenek sodu tworzy się w wodzie wodorotlenek sodu(wodorotlenek sodu):

Na2O + H2O → 2NaOH

Jednocześnie o tlenek miedzi(II). Z woda nie odpowiada:

CuO + H2O ≠

2. Oddziaływanie metali z wodą. Naraz reagować z wodąw normalnych warunkachtylko metale alkaliczne(lit, sód, potas, rubid, cez), wapń, stront i bar.W tym przypadku zachodzi reakcja redoks, wodór jest utleniaczem, a metal jest reduktorem.

metal + woda = zasada + wodór

Na przykład, potas reaguje z woda bardzo burzliwy:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza roztworów niektórych soli metali alkalicznych. Z reguły w celu uzyskania zasad przeprowadza się elektrolizę roztwory soli metali alkalicznych lub metali ziem alkalicznych i kwasów beztlenowych (z wyjątkiem kwasu fluorowodorowego) - chlorki, bromki, siarczki itp. Zagadnienie to zostało omówione szerzej w artykule .

Na przykład , elektroliza chlorku sodu:

2NaCl + 2H 2O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Zasady powstają w wyniku oddziaływania innych zasad z solami. W takim przypadku oddziałują tylko substancje rozpuszczalne, a w produktach powinna powstać nierozpuszczalna sól lub nierozpuszczalna zasada:

Lub

zasada + sól 1 = sól 2 ↓ + zasada

Na przykład: Węglan potasu reaguje w roztworze z wodorotlenkiem wapnia:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na przykład: Chlorek miedzi(II) reaguje w roztworze z wodorotlenkiem sodu. W tym przypadku odpada niebieski osad wodorotlenku miedzi(II).:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl

Właściwości chemiczne zasad nierozpuszczalnych

1. Nierozpuszczalne zasady reagują z mocnymi kwasami i ich tlenkami (i niektóre średnie kwasy). W tym przypadku sól i woda.

nierozpuszczalna zasada + kwas = sól + woda

nierozpuszczalna zasada + tlenek kwasowy = sól + woda

Na przykład ,Wodorotlenek miedzi (II) reaguje z mocnym kwasem solnym:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

W tym przypadku wodorotlenek miedzi (II) nie oddziałuje z tlenkiem kwasowym słaby kwas węglowy - dwutlenek węgla:

Cu(OH)2 + CO2 ≠

2. Nierozpuszczalne zasady rozkładają się po podgrzaniu na tlenek i wodę.

Na przykład, Wodorotlenek żelaza(III) pod wpływem ogrzewania rozkłada się na tlenek żelaza(III) i wodę:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Nierozpuszczalne zasady nie reagująz amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami.

nierozpuszczalna zasada + tlenek amfoteryczny ≠

nierozpuszczalna zasada + wodorotlenek amfoteryczny ≠

4. Niektóre nierozpuszczalne zasady mogą działać jakośrodki redukujące. Reduktory to zasady utworzone przez metale minimum Lub pośredni stopień utlenienia, które mogą zwiększać ich stopień utlenienia (wodorotlenek żelaza (II), wodorotlenek chromu (II) itp.).

Na przykład , Wodorotlenek żelaza (II) można utlenić tlenem atmosferycznym w obecności wody do wodorotlenku żelaza (III):

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Właściwości chemiczne zasad

1. Alkalia reagują z każdym kwasy - zarówno mocne, jak i słabe . W tym przypadku powstaje średnia sól i woda. Reakcje te nazywane są reakcje neutralizacji. Edukacja jest również możliwa kwaśna sól, jeśli kwas jest wielozasadowy, w pewnym stosunku odczynników lub w nadmiar kwasu. W nadmiar alkaliów powstaje średnia sól i woda:

zasada (nadmiar) + kwas = średnia sól + woda

zasada + kwas wielozasadowy (nadmiar) = sól kwasowa + woda

Na przykład , Wodorotlenek sodu w reakcji z trójzasadowym kwasem fosforowym może tworzyć 3 rodzaje soli: diwodorofosforany, fosforany Lub wodorofosforany.

W tym przypadku diwodorofosforany powstają w nadmiarze kwasu lub gdy stosunek molowy (stosunek ilości substancji) odczynników wynosi 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Gdy stosunek molowy zasady i kwasu wynosi 2:1, powstają wodorofosforany:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

W nadmiarze zasady lub przy stosunku molowym zasady do kwasu wynoszącym 3:1 tworzy się fosforan metalu alkalicznego.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alkalia reagują zamfoteryczne tlenki i wodorotlenki. Naraz w stopie tworzą się zwykłe sole , A w roztworze - sole złożone .

zasada (stop) + tlenek amfoteryczny = średnia sól + woda

zasada (stop) + wodorotlenek amfoteryczny = średnia sól + woda

zasada (roztwór) + tlenek amfoteryczny = sól kompleksowa

zasada (roztwór) + wodorotlenek amfoteryczny = sól kompleksowa

Na przykład , gdy wodorotlenek glinu reaguje z wodorotlenkiem sodu w stopieniu powstaje glinian sodu. Bardziej kwaśny wodorotlenek tworzy resztę kwasową:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

A w roztworze powstaje sól złożona:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Proszę zwrócić uwagę na skład złożonej formuły soli:najpierw wybieramy atom centralny (doZ reguły jest to amfoteryczny wodorotlenek metalu).Następnie dodajemy do tego ligandy- w naszym przypadku są to jony wodorotlenkowe. Liczba ligandów jest zwykle 2 razy większa niż stopień utlenienia atomu centralnego. Ale kompleks glinu jest wyjątkiem, jego liczba ligandów wynosi najczęściej 4. Powstały fragment zamykamy w nawiasach kwadratowych - jest to jon zespolony. Określamy jego ładunek i dodajemy wymaganą liczbę kationów lub anionów na zewnątrz.

3. Zasady oddziałują z tlenkami kwasowymi. Jednocześnie możliwa jest edukacja kwaśny Lub średnia sól, w zależności od stosunku molowego zasady i tlenku kwasowego. W nadmiarze zasady tworzy się sól średnia, a w nadmiarze tlenku kwasowego tworzy się sól kwasowa:

zasada (nadmiar) + tlenek kwasowy = średnia sól + woda

Lub:

zasada + tlenek kwasu (nadmiar) = sól kwasowa

Na przykład , podczas interakcji nadmiar wodorotlenku sodu Z dwutlenkiem węgla powstaje węglan sodu i woda:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

I podczas interakcji nadmiar dwutlenku węgla z wodorotlenkiem sodu powstaje tylko wodorowęglan sodu:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Zasady oddziałują z solami. Alkalia reagują tylko z rozpuszczalnymi solami w roztworze, pod warunkiem, że W żywności tworzy się gaz lub osad . Reakcje takie przebiegają zgodnie z mechanizmem wymiana jonowa.

zasada + sól rozpuszczalna = sól + odpowiedni wodorotlenek

Alkalia oddziałują z roztworami soli metali, które odpowiadają nierozpuszczalnym lub niestabilnym wodorotlenkom.

Na przykład wodorotlenek sodu reaguje z siarczanem miedzi w roztworze:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Również zasady reagują z roztworami soli amonowych.

Na przykład , Wodorotlenek potasu reaguje z roztworem azotanu amonu:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Kiedy sole metali amfoterycznych oddziałują z nadmiarem zasad, powstaje sól złożona!

Przyjrzyjmy się temu zagadnieniu bardziej szczegółowo. Jeśli sól jest utworzona przez metal, któremu odpowiada wodorotlenek amfoteryczny , oddziałuje z niewielką ilością zasady, następnie następuje zwykła reakcja wymiany i następuje wytrącenie osaduwodorotlenek tego metalu .

Na przykład , nadmiar siarczanu cynku reaguje w roztworze z wodorotlenkiem potasu:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Jednak w tej reakcji nie powstaje zasada, ale wodorotlenek foteryczny. I jak już wskazaliśmy powyżej, wodorotlenki amfoteryczne rozpuszczają się w nadmiarze zasad, tworząc sole złożone . T Zatem, gdy siarczan cynku reaguje z nadmiar roztworu alkalicznego tworzy się sól złożona, nie tworzy się osad:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

W ten sposób otrzymujemy 2 schematy oddziaływania soli metali, które odpowiadają wodorotlenkom amfoterycznym, z zasadami:

amfoteryczna sól metalu (nadmiar) + zasada = wodorotlenek amfoteryczny ↓ + sól

sól amfametalu + zasada (nadmiar) = sól kompleksowa + sól

5. Zasady oddziałują z solami kwasowymi.W tym przypadku powstają sole średnie lub mniej kwaśne.

sól kwaśna + zasada = sól średnia + woda

Na przykład , Wodorosiarczyn potasu reaguje z wodorotlenkiem potasu, tworząc siarczyn potasu i wodę:

KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

Bardzo wygodne jest określenie właściwości soli kwaśnych poprzez mentalne podzielenie kwaśnej soli na 2 substancje - kwas i sól. Na przykład wodorowęglan sodu NaHCO 3 rozkładamy na kwas uolowy H 2 CO 3 i węglan sodu Na 2 CO 3. Właściwości wodorowęglanu w dużej mierze zależą od właściwości kwasu węglowego i właściwości węglanu sodu.

6. Alkalia oddziałują z metalami w roztworze i topią się. W takim przypadku zachodzi reakcja utleniania i redukcji, tworząca się w roztworze sól złożona I wodór, w stopie - średnia sól I wodór.

Uważać na! Tylko te metale, których tlenek przy minimalnym dodatnim stopniu utlenienia metalu jest amfoteryczny, reagują z alkaliami w roztworze!

Na przykład , żelazo nie reaguje z roztworami alkalicznymi, tlenek żelaza (II) ma charakter zasadowy. A aluminium rozpuszcza się w wodnym roztworze alkalicznym, tlenek glinu jest amfoteryczny:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Zasady oddziałują z niemetalami. W tym przypadku zachodzą reakcje redoks. Zwykle, niemetale są nieproporcjonalne w alkaliach. Nie odpowiadają z alkaliami tlen, wodór, azot, węgiel i gazy obojętne (hel, neon, argon itp.):

NaOH +O2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Siarka, chlor, brom, jod, fosfor i inne niemetale nieproporcjonalny w alkaliach (tj. samoutleniają się i samoregenerują).

Na przykład chlorpodczas interakcji z zimny ług przechodzi w stany utlenienia -1 i +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Chlor podczas interakcji z gorący ług przechodzi w stan utlenienia -1 i +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Krzem utleniony alkaliami do stopnia utlenienia +4.

Na przykład, w rozwiązaniu:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Fluor utlenia zasady:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Więcej o tych reakcjach przeczytasz w artykule.

8. Alkalia nie rozkładają się pod wpływem ogrzewania.

Wyjątkiem jest wodorotlenek litu:

2LiOH = Li2O + H2O

O ogólnych właściwościach zasad decyduje obecność w ich roztworach jonu OH -, który tworzy w roztworze środowisko zasadowe (fenoloftaleina zmienia kolor na szkarłatny, oranż metylowy zmienia kolor na żółty, lakmus zmienia kolor na niebieski).

1. Właściwości chemiczne zasad:

1) interakcja z tlenkami kwasowymi:

2KOH+CO2-K2CO3+H2O;

2) reakcja z kwasami (reakcja neutralizacji):

2NaOH+ H2SO4®Na2SO4 +2H2O;

3) interakcja z rozpuszczalnymi solami (tylko wtedy, gdy zasada działa na rozpuszczalną sól, tworzy się osad lub uwalnia się gaz):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(stęż.)+NH 4Cl(krystaliczny) ®NH 3 +KCl+H 2 O.

2. Właściwości chemiczne nierozpuszczalnych zasad:

1) oddziaływanie zasad z kwasami:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) rozkład po podgrzaniu. Nierozpuszczalne zasady rozkładają się po podgrzaniu na zasadowy tlenek i wodę:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Koniec pracy -

Ten temat należy do działu:

Atomowe badania molekularne w chemii. Atom. Cząsteczka. Pierwiastek chemiczny. Mol. Proste złożone substancje. Przykłady

Atomowe nauki molekularne w chemii atom cząsteczka pierwiastek chemiczny mole proste przykłady substancji złożonych.. teoretyczną podstawą współczesnej chemii jest cząsteczka atomowa..atomy to najmniejsze cząstki chemiczne, które stanowią granicę chemii..

Jeśli potrzebujesz dodatkowych materiałów na ten temat lub nie znalazłeś tego czego szukałeś, polecamy skorzystać z wyszukiwarki w naszej bazie dzieł:

Co zrobimy z otrzymanym materiałem:

Jeśli ten materiał był dla Ciebie przydatny, możesz zapisać go na swojej stronie w sieciach społecznościowych:

Ćwierkać

Wszystkie tematy w tym dziale:

Zdobycie podstaw
1. Przygotowanie zasad: 1) oddziaływanie metali alkalicznych, ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nazewnictwo kwasów
Nazwy kwasów pochodzą od pierwiastka, z którego kwas powstaje. Jednocześnie nazwy kwasów beztlenowych zwykle mają końcówkę -wodór: HCl - chlorowodorowy, HBr - bromowodór

Właściwości chemiczne kwasów
O ogólnych właściwościach kwasów w roztworach wodnych decyduje obecność jonów H+ powstałych podczas dysocjacji cząsteczek kwasu, zatem kwasy są donorami protonów: HxAn«xH+

Otrzymywanie kwasów
1) oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Właściwości chemiczne soli kwasów
1) sole kwasów zawierają atomy wodoru, które mogą brać udział w reakcji zobojętniania, dzięki czemu mogą reagować z zasadami, zamieniając się w sole średnie lub inne kwasy - w mniejszej liczbie

Otrzymywanie soli kwasowych
Sól kwasu można otrzymać: 1) w reakcji niecałkowitego zobojętnienia kwasu wielozasadowego zasadą: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Podstawowe sole.
Zasadowe (sole hydroksylowe) to sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia jonów wodorotlenkowych zasady anionami kwasowymi.

Zasady jednokwasowe, np. NaOH, KOH,
Właściwości chemiczne soli zasadowych

1) sole zasadowe zawierają grupy hydroksylowe, które mogą brać udział w reakcji zobojętniania, dzięki czemu mogą reagować z kwasami, zamieniając się w sole pośrednie lub sole zasadowe z mniejszą ilością
Przygotowanie soli zasadowych

Główną sól można otrzymać: 1) w reakcji niepełnego zobojętnienia zasady kwasem: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Sole średnie.

Sole średnie są produktami całkowitego zastąpienia jonów H+ kwasu jonami metali; można je również uważać za produkty całkowitego zastąpienia jonów OH anionu zasadowego
Nazewnictwo soli średnich

W nomenklaturze rosyjskiej (stosowanej w praktyce technologicznej) obowiązuje następujący porządek nazewnictwa soli średnich: słowo to dodaje się do rdzenia nazwy kwasu zawierającego tlen
Właściwości chemiczne soli średnich

1) Prawie wszystkie sole są związkami jonowymi, dlatego w stopie i w roztworze wodnym dysocjują na jony (podczas przepływu prądu przez roztwory lub stopione sole zachodzi proces elektrolizy).
Przygotowanie soli średnich

Struktura atomu.
Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów. Liczba atomowa pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków jest równa ładunkowi jądra

Skład jąder atomowych
Jądro składa się z protonów i neutronów.

Liczba protonów jest równa liczbie atomowej pierwiastka. Liczba neutronów w jądrze jest równa różnicy między liczbą masową izotopu i
Elektron

Elektrony krążą wokół jądra po określonych orbitach stacjonarnych. Poruszając się po swojej orbicie elektron nie emituje ani nie absorbuje energii elektromagnetycznej. Następuje emisja lub absorpcja energii
Zasada wypełniania poziomów elektronicznych i podpoziomów elementów

Liczbę elektronów, które mogą znajdować się na jednym poziomie energii, określa wzór 2n2, gdzie n jest numerem poziomu. Maksymalne wypełnienie pierwszych czterech poziomów energii: dla pierwszego
Energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność.

Energia jonizacji atomu. Energia potrzebna do usunięcia elektronu z niewzbudzonego atomu nazywana jest pierwszą energią jonizacji (potencjałem) I: E + I = E+ + e- Energia jonizacji
Wiązanie kowalencyjne

W większości przypadków, gdy tworzy się wiązanie, elektrony związanych atomów są wspólne. Ten typ wiązania chemicznego nazywany jest wiązaniem kowalencyjnym (po łacinie przedrostek „co-”.
Połączenia sigma i pi.

Wiązania Sigma (σ)-, pi (π) - przybliżony opis rodzajów wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach różnych związków, wiązanie σ charakteryzuje się tym, że gęstość chmury elektronów jest maksymalna
Tworzenie wiązania kowalencyjnego poprzez mechanizm donor-akceptor.

Oprócz jednorodnego mechanizmu tworzenia wiązań kowalencyjnych opisanego w poprzednim rozdziale, istnieje mechanizm heterogeniczny – oddziaływanie przeciwnie naładowanych jonów – protonu H+ i
Wiązania chemiczne i geometria molekularna. BI3, PI3

Rysunek 3.1 Dodatek elementów dipolowych w cząsteczkach NH3 i NF3
Wiązanie polarne i niepolarne

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów (tworząc wspólne pary elektronów), co następuje podczas nakładania się chmur elektronów. W edukacji
Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne powstające w wyniku elektrostatycznego oddziaływania przeciwnie naładowanych jonów.
Zatem proces edukacji i

Stan utlenienia
Oprócz różnych wiązań heteropolarnych i homeopolarnych istnieje inny specjalny typ wiązań, który w ciągu ostatnich dwudziestu lat przyciągał coraz większą uwagę chemików. Jest to tak zwany wodór

Sieci krystaliczne
Zatem strukturę kryształu charakteryzuje prawidłowe (regularne) ułożenie cząstek w ściśle określonych miejscach kryształu. Kiedy w myślach połączysz te punkty liniami, otrzymasz spacje.

Rozwiązania
Jeśli kryształy soli kuchennej, cukru lub nadmanganianu potasu (nadmanganianu potasu) umieścimy w naczyniu z wodą, możemy zaobserwować, jak stopniowo zmniejsza się ilość substancji stałej. Jednocześnie woda

Dysocjacja elektrolityczna
Roztwory wszystkich substancji można podzielić na dwie grupy: elektrolity przewodzą prąd elektryczny, nieelektrolity nie przewodzą prądu elektrycznego. Podział ten jest warunkowy, bo wszystko

Mechanizm dysocjacji.
Cząsteczki wody są dipolowe, tj. jeden koniec cząsteczki jest naładowany ujemnie, drugi jest naładowany dodatnio. Cząsteczka ma biegun ujemny zbliżający się do jonu sodu i biegun dodatni zbliżający się do jonu chloru; otoczyć i

Produkt jonowy wody
Wskaźnik wodorowy (pH) to wartość charakteryzująca aktywność lub stężenie jonów wodorowych w roztworach. Wskaźnik wodoru jest oznaczony jako pH. Indeks wodoru jest liczbowy

Reakcja chemiczna
Reakcja chemiczna to przemiana jednej substancji w drugą. Definicja taka wymaga jednak jednego istotnego uzupełnienia. W reaktorze jądrowym lub akceleratorze niektóre substancje są również przekształcane

Metody porządkowania współczynników w OVR
Metoda wagi elektronicznej 1). Piszemy równanie reakcji chemicznej KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Znalezienie atomów

Hydroliza
Hydroliza to proces wzajemnego oddziaływania wymiennego pomiędzy jonami soli i wodą, prowadzący do powstania substancji lekko zdysocjowanych i któremu towarzyszy zmiana odczynu (pH) ośrodka.

Esencja
Szybkość reakcji chemicznych

Szybkość reakcji zależy od zmiany stężenia molowego jednego z reagentów: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych

1. Charakter substancji reagujących. Charakter wiązań chemicznych i struktura cząsteczek odczynnika odgrywają ważną rolę. Reakcje przebiegają w kierunku niszczenia słabszych wiązań i tworzenia substancji
Energia aktywacji

Zderzenie cząstek chemicznych prowadzi do interakcji chemicznej tylko wtedy, gdy zderzające się cząstki mają energię przekraczającą pewną wartość. Rozważmy siebie nawzajem
Wiele reakcji można przyspieszyć lub spowolnić poprzez wprowadzenie pewnych substancji. Dodane substancje nie biorą udziału w reakcji i nie są zużywane w jej trakcie, ale mają znaczący wpływ

Równowaga chemiczna
Reakcje chemiczne zachodzące z porównywalną szybkością w obu kierunkach nazywane są odwracalnymi. W takich reakcjach powstają równowagowe mieszaniny odczynników i produktów, których skład

Zasada Le Chateliera
Zasada Le Chateliera mówi, że aby przesunąć równowagę w prawo, należy najpierw zwiększyć ciśnienie. Rzeczywiście, wraz ze wzrostem ciśnienia, system będzie „przeciwstawiał się” wzrostowi con

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej Zwiększyć prędkość Zmniejszyć prędkość Obecność odczynników aktywnych chemicznie

Prawo Hessa
Korzystanie z wartości tabeli

Efekt termiczny
Podczas reakcji wiązania w substancjach wyjściowych ulegają rozerwaniu i tworzą się nowe wiązania w produktach reakcji. Ponieważ utworzenie wiązania następuje wraz z uwolnieniem, a jego zerwanie następuje wraz z absorpcją energii, wówczas x

Zasady, wodorotlenki amfoteryczne

Zasady to złożone substancje składające się z atomów metalu i jednej lub więcej grup hydroksylowych (-OH). Ogólny wzór to Me + y (OH) y, gdzie y jest liczbą grup hydroksylowych równą stopniowi utlenienia metalu Me. Tabela przedstawia klasyfikację zasad.

Właściwości zasad, wodorotlenków metali alkalicznych i ziem alkalicznych

1. Wodne roztwory zasad są mydlane w dotyku i zmieniają kolor wskaźników: lakmus - niebieski, fenoloftaleina - karmazynowy.

2. Roztwory wodne dysocjują:

3. Oddziałuj z kwasami, wchodząc w reakcję wymiany:

Zasady polikwasowe mogą dawać średnie i zasadowe sole:

4. Reaguj z tlenkami kwasowymi, tworząc sole średnie i kwaśne w zależności od zasadowości kwasu odpowiadającego temu tlenkowi:

5. Oddziałuj z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami:

a) fuzja:

b) w roztworach:

6. Wejdź w interakcję z solami rozpuszczalnymi w wodzie, jeśli tworzy się osad lub gaz:

Nierozpuszczalne zasady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 itp.) oddziałują z kwasami i rozkładają się po podgrzaniu:

Wodorotlenki amfoteryczne

Związki amfoteryczne to związki, które w zależności od warunków mogą być zarówno donorami kationów wodorowych i wykazywać właściwości kwasowe, jak i ich akceptory, czyli wykazywać właściwości zasadowe.

Właściwości chemiczne związków amfoterycznych

1. Oddziałując z mocnymi kwasami wykazują podstawowe właściwości:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Oddziałując z alkaliami - mocnymi zasadami, wykazują właściwości kwasowe:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sól złożona)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sól złożona)

Związki złożone to takie, w których co najmniej jedno wiązanie kowalencyjne jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor.

Ogólna metoda wytwarzania zasad opiera się na reakcjach wymiany, w wyniku których można otrzymać zarówno zasady nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Gdy tą metodą otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.

Przygotowując zasady nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych należy unikać nadmiaru alkaliów, gdyż może nastąpić rozpuszczenie zasady amfoterycznej, np.:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

W takich przypadkach wodorotlenek amonu służy do otrzymywania wodorotlenków, w których wodorotlenki amfoteryczne nie rozpuszczają się:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Wodorotlenki srebra i rtęci rozkładają się tak łatwo, że przy próbie ich otrzymania w reakcji wymiany zamiast wodorotlenków wytrącają się tlenki:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

W przemyśle zasady otrzymuje się zwykle przez elektrolizę wodnych roztworów chlorków.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalia można również otrzymać w wyniku reakcji metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą.

2Li + 2H 2O = 2LiOH + H2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Kwasy

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki składają się z atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi. W normalnych warunkach kwasy mogą być stałe (fosforowy H 3 PO 4; krzem H 2 SiO 3) i płynne (w czystej postaci kwas siarkowy H 2 SO 4 będzie cieczą).

Gazy takie jak chlorowodór HCl, bromowodór HBr, siarkowodór H2S tworzą odpowiednie kwasy w roztworach wodnych. Liczba jonów wodorowych utworzonych przez każdą cząsteczkę kwasu podczas dysocjacji określa ładunek reszty kwasowej (anion) i zasadowość kwasu.

Według protolityczna teoria kwasów i zasad, zaproponowane jednocześnie przez duńskiego chemika Brønsteda i angielskiego chemika Lowry'ego kwas jest substancją oddzielenie się z tą reakcją protony, A podstawa- substancja, która może przyjąć protony.

kwas → zasada + H +

Na podstawie takich pomysłów jest to jasne podstawowe właściwości amoniaku, który dzięki obecności wolnej pary elektronów przy atomie azotu skutecznie przyjmuje proton podczas oddziaływania z kwasami, tworząc jon amonowy poprzez wiązanie donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

zasada kwasowa zasada kwasowa

Bardziej ogólna definicja kwasów i zasad zaproponowany przez amerykańskiego chemika G. Lewisa. Zasugerował, że oddziaływania kwasowo-zasadowe są całkowicie niekoniecznie występują przy przenoszeniu protonów. W oznaczaniu Lewisa kwasów i zasad główną rolę w reakcjach chemicznych odgrywają pary elektronów

Nazywa się kationy, aniony lub cząsteczki obojętne, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronów Kwasy Lewisa.

Na przykład fluorek glinu AlF 3 jest kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów podczas interakcji z amoniakiem.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationy, aniony lub cząsteczki obojętne zdolne do przekazywania par elektronów nazywane są zasadami Lewisa (amoniak jest zasadą).

Definicja Lewisa obejmuje wszystkie procesy kwasowo-zasadowe, które były uwzględniane w zaproponowanych wcześniej teoriach. W tabeli porównano aktualnie stosowane definicje kwasów i zasad.

Nazewnictwo kwasów

Ponieważ istnieją różne definicje kwasów, ich klasyfikacja i nazewnictwo są raczej arbitralne.

W zależności od liczby atomów wodoru, które można wyeliminować w roztworze wodnym, dzielimy kwasy jednozasadowy(np. HF, HNO2), dwuzasadowy(H 2 CO 3, H 2 SO 4) i trójzasadowy(H3PO4).

Według składu kwasu dzieli się je na beztlenowy(HCl, H2S) i zawierający tlen(HClO4, HNO3).

Zazwyczaj nazwy kwasów zawierających tlen pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -kai, -vaya, jeśli stopień utlenienia niemetalu jest równy liczbie grupowej. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia zmieniają się przyrostki (w kolejności malejącego stopnia utlenienia metalu): -nieprzezroczysty, zardzewiały, -jajowaty:

Jeśli weźmiemy pod uwagę polaryzację wiązania wodorowo-niemetalowego w danym okresie, możemy łatwo powiązać polaryzację tego wiązania z pozycją pierwiastka w układzie okresowym. Z atomów metali, które łatwo tracą elektrony walencyjne, atomy wodoru przyjmują te elektrony, tworząc stabilną dwuelektronową powłokę, podobną do powłoki atomu helu, i dają jonowe wodorki metali.

W związkach wodorowych pierwiastków z grup III-IV układu okresowego bor, glin, węgiel i krzem tworzą kowalencyjne, słabo polarne wiązania z atomami wodoru, które nie są podatne na dysocjację. Dla pierwiastków z grup V-VII układu okresowego, w ciągu okresu polarność wiązania niemetal-wodór rośnie wraz z ładunkiem atomu, ale rozkład ładunków w powstałym dipolu jest inny niż w związkach wodorowych pierwiastków, które mają tendencję do oddawania elektronów. Atomy niemetali, które wymagają kilku elektronów do uzupełnienia powłoki elektronowej, przyciągają (polaryzują) parę wiążących elektronów tym silniej, im większy jest ładunek jądrowy. Dlatego w szeregach CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF lub SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl wiązania z atomami wodoru, pozostając kowalencyjnymi, stają się bardziej polarne, a atom wodoru w dipol wiązania pierwiastek-wodór staje się bardziej elektrododatni. Jeśli cząsteczki polarne znajdą się w polarnym rozpuszczalniku, może nastąpić proces dysocjacji elektrolitycznej.

Omówmy zachowanie kwasów zawierających tlen w roztworach wodnych. Kwasy te mają wiązanie H-O-E i, naturalnie, na polarność wiązania H-O wpływa wiązanie O-E. Dlatego kwasy te zwykle dysocjują łatwiej niż woda.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NIE 3

Spójrzmy na kilka przykładów właściwości kwasów zawierających tlen, utworzone przez pierwiastki, które mogą wykazywać różne stopnie utlenienia. Wiadomo, że kwas podchlorawy HClO bardzo słaby również kwas chlorawy HClO2 słaby, ale silniejszy niż kwas podchlorawy, kwas podchlorawy HClO 3 mocny. Jednym z nich jest kwas nadchlorowy HClO 4 najsilniejszy kwasy nieorganiczne.

W przypadku dysocjacji kwasowej (z eliminacją jonu H) konieczne jest rozerwanie wiązania O-H. Jak wytłumaczyć spadek siły tego wiązania w szeregu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? W tej serii wzrasta liczba atomów tlenu związanych z centralnym atomem chloru. Za każdym razem, gdy tworzy się nowe wiązanie tlen-chlor, gęstość elektronów jest pobierana z atomu chloru, a zatem z pojedynczego wiązania O-Cl. W rezultacie gęstość elektronowa częściowo opuszcza wiązanie O-H, które w rezultacie ulega osłabieniu.

Ten wzór - wzmocnienie właściwości kwasowych wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego - charakterystyczny nie tylko dla chloru, ale także innych pierwiastków. Na przykład kwas azotowy HNO 3, w którym stopień utlenienia azotu wynosi +5, jest silniejszy niż kwas azotawy HNO 2 (stopień utlenienia azotu wynosi +3); kwas siarkowy H 2 SO 4 (S +6) jest silniejszy niż kwas siarkawy H 2 SO 3 (S +4).

Otrzymywanie kwasów

1. Można otrzymać kwasy beztlenowe przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Można otrzymać niektóre kwasy zawierające tlen oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą.

3. Można otrzymać zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen poprzez reakcje metaboliczne pomiędzy solami i innymi kwasami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (stęż.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Niektóre kwasy można otrzymać za pomocą reakcje redoks.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Kwaśny smak, wpływ na wskaźniki, przewodność elektryczną, oddziaływanie z metalami, zasadowymi i amfoterycznymi tlenkami, zasadami i solami, tworzenie estrów z alkoholami - te właściwości są wspólne dla kwasów nieorganicznych i organicznych.

można podzielić na dwa rodzaje reakcji:

1) ogólny Dla kwasy reakcje są związane z tworzeniem jonu hydroniowego H 3 O + w roztworach wodnych;

2) specyficzny(tj. charakterystyczne) reakcje określone kwasy.

Jon wodoru może przedostać się do środka redoks reakcja, redukcja do wodoru, a także w reakcji złożonej z cząstkami naładowanymi ujemnie lub obojętnie, posiadającymi wolne pary elektronów, tj reakcje kwasowo-zasadowe.

Ogólne właściwości kwasów obejmują reakcje kwasów z metalami w szeregu napięciowym aż do wodoru, na przykład:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reakcje kwasowo-zasadowe obejmują reakcje z zasadowymi tlenkami i zasadami, a także z solami pośrednimi, zasadowymi, a czasami kwaśnymi.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a na każdym kolejnym etapie dysocjacja jest trudniejsza, dlatego przy nadmiarze kwasu tworzą się najczęściej sole kwaśne, a nie przeciętne.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

Na pierwszy rzut oka powstawanie soli kwasowych może wydawać się zaskakujące jednozasadowy kwas fluorowodorowy. Można jednak ten fakt wytłumaczyć. W przeciwieństwie do wszystkich innych kwasów fluorowodorowych, kwas fluorowodorowy w roztworach jest częściowo polimeryzowany (w wyniku tworzenia wiązań wodorowych) i mogą w nim występować różne cząstki (HF) X, a mianowicie H 2 F 2, H 3 F 3 itp.

Szczególny przypadek równowagi kwasowo-zasadowej - reakcje kwasów i zasad ze wskaźnikami zmieniającymi kolor w zależności od kwasowości roztworu. Wskaźniki wykorzystywane są w analizie jakościowej do wykrywania kwasów i zasad w rozwiązaniach.

Najczęściej stosowanymi wskaźnikami są lakmus(W neutralnyśrodowisko fioletowy, V kwaśny - czerwony, V alkaliczny - niebieski), oranż metylowy(W kwaśnyśrodowisko czerwony, V neutralny - pomarańczowy, V alkaliczny - żółty), fenoloftaleina(W wysoce zasadowyśrodowisko malinowa czerwień, V neutralny i kwaśny - bezbarwny).

Specyficzne właściwości różne kwasy mogą być dwojakiego rodzaju: po pierwsze, reakcje prowadzące do powstania sole nierozpuszczalne, i po drugie, przemiany redoks. Jeżeli reakcje związane z obecnością jonu H+ są wspólne dla wszystkich kwasów (jakościowe reakcje do wykrywania kwasów), jako reakcje jakościowe dla poszczególnych kwasów stosuje się reakcje specyficzne:

Ag + + Cl - = AgCl (biały osad)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biały osad)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (żółty osad)

Niektóre specyficzne reakcje kwasów wynikają z ich właściwości redoks.

Kwasy beztlenowe w roztworze wodnym można jedynie utlenić.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Kwasy zawierające tlen można utlenić tylko wtedy, gdy centralny w nich atom znajduje się na niższym lub pośrednim stopniu utlenienia, jak na przykład w kwasie siarkawym:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Wiele kwasów zawierających tlen, w których centralny atom ma maksymalny stopień utlenienia (S +6, N +5, Cr +6), wykazuje właściwości silnych utleniaczy. Stężony H 2 SO 4 jest silnym utleniaczem.

Cu + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O

Należy pamiętać, że:

• Roztwory kwasów reagują z metalami znajdującymi się na lewo od wodoru w szeregu napięcia elektrochemicznego, pod warunkiem spełnienia szeregu warunków, z których najważniejszym jest utworzenie w wyniku reakcji rozpuszczalnej soli. Oddziaływanie HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) z metalami przebiega inaczej.

Stężony kwas siarkowy na zimno pasywuje aluminium, żelazo i chrom.

• W wodzie kwasy dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych, na przykład:

• Kwasy nieorganiczne i organiczne reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi, pod warunkiem powstania rozpuszczalnej soli:

• Oba kwasy reagują z zasadami. Kwasy wielozasadowe mogą tworzyć zarówno sole pośrednie, jak i kwaśne (są to reakcje zobojętniania):

• Reakcja między kwasami i solami zachodzi tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gaz:

Oddziaływanie H 3 PO 4 z wapieniem ustanie z powodu utworzenia ostatniego nierozpuszczalnego osadu Ca 3 (PO 4) 2 na powierzchni.

Specyfika właściwości azotowego HNO 3 i stężonego kwasu siarkowego H 2 SO 4 (stężonego) wynika z faktu, że podczas interakcji z prostymi substancjami (metalami i niemetalami) utleniaczami nie będą kationy H + , ale jony azotanowe i siarczanowe. Logiczne jest oczekiwanie, że w wyniku takich reakcji nie powstaje wodór H2, ale powstają inne substancje: koniecznie sól i woda, a także jeden z produktów redukcji jonów azotanowych lub siarczanowych, w zależności od stężenia kwasów, położenie metalu w szeregu napięć i warunki reakcji (temperatura, stopień zmielenia metalu itp.).

Te cechy chemicznego zachowania HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) wyraźnie ilustrują tezę teorii budowy chemicznej o wzajemnym wpływie atomów w cząsteczkach substancji.

Pojęcia zmienności i stabilności (stabilności) są często mylone. Kwasy lotne to kwasy, których cząsteczki łatwo przechodzą w stan gazowy, czyli odparowują. Na przykład kwas chlorowodorowy jest kwasem lotnym, ale stabilnym. Nie da się ocenić lotności niestabilnych kwasów. Na przykład nielotny, nierozpuszczalny kwas krzemowy rozkłada się na wodę i SiO2. Wodne roztwory kwasu solnego, azotowego, siarkowego, fosforowego i wielu innych są bezbarwne. Wodny roztwór kwasu chromowego H2CrO4 ma kolor żółty, a kwas manganowy HMnO4 ma kolor szkarłatny.

Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:

Układ okresowy

Tabela rozpuszczalności

1. Zasady reagują z kwasami tworząc sól i wodę:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. Z tlenkami kwasowymi tworzącymi sól i wodę:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Zasady reagują z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami, tworząc sól i wodę:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2 NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Zasady reagują z rozpuszczalnymi solami, tworząc słabą zasadę, osad lub gaz:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

opierać

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Alkalia reagują z niektórymi metalami, które odpowiadają tlenkom amfoterycznym:

2NaOH + 2Al + 6H 2O = 2Na + 3H 2

6. Wpływ alkaliów na wskaźnik:

OH - + fenoloftaleina ® kolor szkarłatny

OH - + lakmus ® niebieski kolor

7. Rozkład niektórych zasad podczas ogrzewania:

Cu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Wodorotlenki amfoteryczne– związki chemiczne wykazujące właściwości zarówno zasad, jak i kwasów. Wodorotlenki amfoteryczne odpowiadają tlenkom amfoterycznym (patrz paragraf 3.1).

Wodorotlenki amfoteryczne są zwykle zapisywane w postaci zasady, ale można je również przedstawić w postaci kwasu:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

fundacja

Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych

1. Wodorotlenki amfoteryczne oddziałują z kwasami i tlenkami kwasowymi:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Oddziałuj z zasadami i zasadowymi tlenkami metali alkalicznych i ziem alkalicznych:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

Kwasowy metaglinian sodu H 3 AlO 3

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2 NaAlO 2 + 3H 2 O

Wszystkie wodorotlenki amfoteryczne są słabymi elektrolitami

Sole

Sole- Są to substancje złożone składające się z jonów metali i reszty kwasowej. Sole są produktami całkowitego lub częściowego zastąpienia jonów wodorowych jonami metali (lub amonowymi) w kwasach. Rodzaje soli: średnie (normalne), kwaśne i zasadowe.

Sole średnie- są to produkty całkowitego zastąpienia kationów wodoru w kwasach jonami metali (lub amonowymi): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itp.

Właściwości chemiczne soli średnich

1. Sole oddziałują z kwasami, zasadami i innymi solami, tworząc słaby elektrolit lub osad; lub gaz:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

opierać

NH 4NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Sole oddziałują z bardziej aktywnymi metalami. Bardziej aktywny metal wypiera mniej aktywny metal z roztworu soli (Załącznik 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Sole kwasowe- są to produkty niepełnego zastąpienia kationów wodoru w kwasach jonami metali (lub amonowymi): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itp. Sole kwasowe mogą tworzyć tylko kwasy wielozasadowe. Prawie wszystkie sole kwasów są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Otrzymywanie soli kwaśnych i przekształcanie ich w sole średnie

1. Sole kwasów otrzymuje się w reakcji nadmiaru kwasu lub tlenku kwasu z zasadą:

H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O

CO2 + NaOH = NaHCO3

2. Kiedy nadmiar kwasu oddziałuje z zasadowym tlenkiem:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Sole kwasowe otrzymuje się z soli średnich przez dodanie kwasu:

· tytułowy

Na2SO3 + H2SO3 = 2NaHSO3;

Na2SO3 + HCl = NaHSO3 + NaCl

4. Sole kwasowe przekształca się w sole średnie za pomocą zasad:

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

Podstawowe sole– są to produkty niepełnego podstawienia grup hydroksylowych (OH - ) zasady z resztą kwasową: MgOHCl, AlOHSO 4 itp. Sole zasadowe mogą tworzyć się tylko ze słabymi zasadami metali wielowartościowych. Sole te są na ogół trudno rozpuszczalne.

Otrzymywanie soli zasadowych i przekształcanie ich w sole średnie

1. Sole zasadowe otrzymuje się w reakcji nadmiaru zasady z kwasem lub tlenkiem kwasowym:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hydroksy-

chlorek magnezu

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hydroksy-

siarczan żelaza(III).

2. Sole zasadowe powstają z soli średniej poprzez dodanie braku zasady:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Sole zasadowe przekształca się w sole średnie poprzez dodanie kwasu (najlepiej takiego, który odpowiada soli):

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELEKTROLITY

Elektrolity- są to substancje, które w roztworze rozpadają się na jony pod wpływem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika (H 2 O). Na podstawie ich zdolności do dysocjacji (rozpadu na jony) elektrolity umownie dzieli się na mocne i słabe. Silne elektrolity dysocjują prawie całkowicie (w roztworach rozcieńczonych), natomiast słabe elektrolity dysocjują na jony tylko częściowo.

Do mocnych elektrolitów zalicza się:

· mocne kwasy (patrz s. 20);

· mocne zasady – zasady (patrz s. 22);

· prawie wszystkie sole rozpuszczalne.

Słabe elektrolity obejmują:

słabe kwasy (patrz s. 20);

· zasady nie są alkaliczne;

Jedną z głównych cech słabego elektrolitu jest stała dysocjacji – DO . Na przykład dla kwasu jednozasadowego

HA Û H + +A - ,

gdzie jest równowagowym stężeniem jonów H +;

– równowagowe stężenie anionów kwasowych A - ;

– stężenie równowagowe cząsteczek kwasu,

Lub dla słabego fundamentu,

MOH Û M + +OH - ,

,

gdzie jest równowagowym stężeniem kationów M +;

– stężenie równowagowe jonów wodorotlenkowych OH - ;

– stężenie równowagowe cząsteczek słabej zasady.

Stałe dysocjacji niektórych słabych elektrolitów (w t = 25°C)

Substancja	DO	Substancja	DO
HCOOH	K = 1,8×10-4	H3PO4	K. 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10-5		K2 = 6,3×10 -8
HCN	K = 7,9×10 -10		K. 3 = 1,3×10 -12
H2CO3	K. 1 = 4,4×10 -7	HClO	K = 2,9×10-8
	K2 = 4,8×10-11	H3BO3	K. 1 = 5,8×10 -10
HF	K = 6,6×10-4		K2 = 1,8×10-13
HNO2	K = 4,0×10 -4		K. 3 = 1,6×10 -14
H2SO3	K. 1 = 1,7×10 -2	H2O	K = 1,8×10-16
	K2 = 6,3×10 -8	NH3×H2O	K = 1,8×10-5
H2S	K. 1 = 1,1×10 -7	Al(OH)3	K. 3 = 1,4×10 -9
	K2 = 1,0×10-14	Zn(OH)2	K. 1 = 4,4×10 -5
H2SiO3	K. 1 = 1,3×10 -10		K2 = 1,5×10-9
	K2 = 1,6×10-12	Cd(OH)2	K2 = 5,0×10 -3
Fe(OH)2	K. 2 = 1,3×10 -4	Cr(OH)3	K3 = 1,0×10 -10
Fe(OH)3	K2 = 1,8×10-11	Ag(OH)	K = 1,1×10-4
	K. 3 = 1,3×10 -12	Pb(OH)2	K. 1 = 9,6×10 -4
Cu(OH)2	K2 = 3,4×10-7		K2 = 3,0×10-8
Ni(OH)2	K. 2 = 2,5×10 -5