Zásady (hydroxidy)– komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú jednu alebo viac hydroxy OH skupín. Najčastejšie sa zásady skladajú z atómu kovu a OH skupiny. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca(OH)2 je hydroxid vápenatý atď.

Existuje zásada - hydroxid amónny, v ktorom je hydroxyskupina naviazaná nie na kov, ale na ión NH 4 + (amónny katión). Hydroxid amónny sa tvorí, keď sa amoniak rozpustí vo vode (reakcia pridania vody k amoniaku):

NH3 + H20 = NH40H (hydroxid amónny).

Valencia hydroxyskupiny je 1. Počet hydroxylových skupín v základnej molekule závisí od valencie kovu a rovná sa jej. Napríklad NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 atď.

Všetky dôvody - pevné látky, ktoré majú rôzne farby. Niektoré zásady sú vysoko rozpustné vo vode (NaOH, KOH atď.). Väčšina z nich však nie je rozpustná vo vode.

Zásady rozpustné vo vode sa nazývajú zásady. Alkalické roztoky sú „mydlové“, klzké na dotyk a dosť žieravé. Alkálie zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 atď.). Zvyšok je nerozpustný.

Nerozpustné zásady- sú to amfotérne hydroxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami pôsobia ako zásady a so zásadami sa správajú ako kyseliny.

Rôzne zásady majú rôzne schopnosti odstraňovať hydroxyskupiny, preto sa delia na silné a slabé zásady.

Silné zásady vo vodných roztokoch ľahko odovzdávajú svoje hydroxyskupiny, ale slabé zásady nie.

Chemické vlastnosti zásad

Chemické vlastnosti zásad sú charakterizované ich vzťahom ku kyselinám, anhydridom kyselín a soliam.

1. Zákon o ukazovateľoch. Indikátory menia farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v kyslých majú inú farbu. Pri interakcii s bázami menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby zožltne, lakmusový indikátor sa zmení na modrý a fenolftaleín sa zmení na fuchsiovú.

2. Interagujte s oxidmi kyselín s tvorba soli a vody:

2NaOH + Si02 → Na2Si03 + H20.

3. Reagovať s kyselinami, tvorba soli a vody. Reakcia zásady s kyselinou sa nazýva neutralizačná reakcia, pretože po jej ukončení sa médium stáva neutrálnym:

2KOH + H2S04 -> K2S04 + 2H20.

4. Reaguje so soľami vytvorenie novej soli a zásady:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2S04.

5. Pri zahrievaní sa môžu rozložiť na vodu a hlavný oxid:

Cu(OH)2 = CuO + H20.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o nadáciách?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je zadarmo!

blog.site, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti sa vyžaduje odkaz na pôvodný zdroj.

Dôvody – komplexné látky, ktoré pozostávajú z kovového katiónu Me + (alebo kovu podobného katiónu, napr. amónny ión NH 4 +) a hydroxidového aniónu OH -.

Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na rozpustný (zásady) A nerozpustné zásady . Existuje tiež nestabilné základy, ktoré sa spontánne rozkladajú.

Získanie dôvodov

1. Interakcia zásaditých oxidov s vodou. V tomto prípade iba tie oxidy, ktoré zodpovedajú rozpustnej zásade (zásady). Tie. týmto spôsobom môžete len získať alkálie:

zásaditý oxid + voda = zásada

Napríklad , oxid sodný tvorí vo vode hydroxid sodný(hydroxid sodný):

Na20 + H20 -> 2NaOH

Zároveň o oxid meďnatý s voda nereaguje:

CuO + H20 ≠

2. Interakcia kovov s vodou. V rovnakom čase reagovať s vodouza normálnych podmienoklen alkalické kovy(lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium), vápnik, stroncium a bárium.V tomto prípade nastáva redoxná reakcia, vodík je oxidačné činidlo a kov je redukčné činidlo.

kov + voda = alkálie + vodík

Napríklad, draslík reaguje s voda veľmi búrlivé:

2K0 + 2H2 + O -> 2K + OH + H20

3. Elektrolýza roztokov niektorých solí alkalických kovov. Na získanie alkálií sa spravidla uskutočňuje elektrolýza roztoky solí tvorené alkalickými kovmi alebo kovmi alkalických zemín a bezkyslíkatými kyselinami (okrem kyseliny fluorovodíkovej) - chloridy, bromidy, sulfidy a pod.. Podrobnejšie sa tejto problematike venuje článok .

Napríklad , elektrolýza chloridu sodného:

2NaCl + 2H20 -> 2NaOH + H2 + Cl2

4. Zásady vznikajú interakciou iných zásad so soľami. V tomto prípade interagujú iba rozpustné látky a vo výrobkoch by sa mala vytvoriť nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada:

alebo

zásada + soľ 1 = soľ 2 ↓ + zásada

Napríklad: Uhličitan draselný reaguje v roztoku s hydroxidom vápenatým:

K2C03 + Ca(OH)2 → CaC03↓ + 2KOH

Napríklad: Chlorid meďný reaguje v roztoku s hydroxidom sodným. V tomto prípade vypadne modrá zrazenina hydroxidu meďnatého:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Chemické vlastnosti nerozpustných zásad

1. Nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami a ich oxidmi (a niektoré stredné kyseliny). v tomto prípade soľ a voda.

nerozpustná zásada + kyselina = soľ + voda

nerozpustná zásada + kyslý oxid = soľ + voda

Napríklad ,Hydroxid meďnatý reaguje so silnou kyselinou chlorovodíkovou:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

V tomto prípade hydroxid meďný (II) neinteraguje s kyslým oxidom slabý kyselina uhličitá - oxid uhličitý:

Cu(OH)2 + C02 ≠

2. Nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na oxid a vodu.

Napríklad, Hydroxid železitý sa pri zahrievaní rozkladá na oxid železitý a vodu:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

3. Nerozpustné zásady nereagujús amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi.

nerozpustná zásada + amfotérny oxid ≠

nerozpustná zásada + amfotérny hydroxid ≠

4. Niektoré nerozpustné zásady môžu pôsobiť akoredukčné činidlá. Redukčné činidlá sú zásady tvorené kovmi s minimálne alebo stredný oxidačný stav, čo môže zvýšiť ich oxidačný stav (hydroxid železitý, hydroxid chrómový (II) atď.).

napr. Hydroxid železitý sa môže oxidovať vzdušným kyslíkom v prítomnosti vody na hydroxid železitý:

4Fe +2 (OH)2 + O20 + 2H20 → 4Fe +3 (0-2H)3

Chemické vlastnosti alkálií

1. Alkálie reagujú s akýmikoľvek kyseliny – silné aj slabé . V tomto prípade sa vytvorí stredná soľ a voda. Tieto reakcie sú tzv neutralizačné reakcie. Možné je aj vzdelávanie kyslá soľ, ak je kyselina viacsýtna, pri určitom pomere činidiel, alebo v prebytok kyseliny. IN nadbytok alkálií Stredná soľ a voda sa tvoria:

zásada (nadbytok) + kyselina = stredná soľ + voda

alkálie + viacsýtna kyselina (nadbytok) = soľ kyseliny + voda

Napríklad , Hydroxid sodný pri interakcii s trojsýtnou kyselinou fosforečnou môže tvoriť 3 typy solí: dihydrogénfosforečnany, fosfáty alebo hydrofosforečnany.

V tomto prípade sa dihydrogenfosforečnany tvoria v nadbytku kyseliny, alebo keď je molárny pomer (pomer množstiev látok) činidiel 1:1.

NaOH + H3P04 -> NaH2P04 + H20

Keď je molárny pomer zásady a kyseliny 2:1, tvoria sa hydrofosforečnany:

2NaOH + H3PO4 -> Na2HP04 + 2H20

V nadbytku zásady alebo pri molárnom pomere zásady ku kyseline 3:1 sa tvorí fosforečnan alkalického kovu.

3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20

2. Alkálie reagujú samfotérne oxidy a hydroxidy. V rovnakom čase v tavenine vznikajú obyčajné soli , A v roztoku - komplexné soli .

alkálie (tavenina) + amfotérny oxid = stredná soľ + voda

alkálie (tavenina) + amfotérny hydroxid = stredná soľ + voda

alkálie (roztok) + amfotérny oxid = komplexná soľ

alkálie (roztok) + amfotérny hydroxid = komplexná soľ

Napríklad , keď hydroxid hlinitý reaguje s hydroxidom sodným v tavenine vzniká hlinitan sodný. Kyslejší hydroxid vytvára kyslý zvyšok:

NaOH + Al(OH)3 = NaAl02 + 2H20

A v roztoku vzniká komplexná soľ:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Všimnite si prosím, ako sa skladá komplexný vzorec soli:najprv vyberieme centrálny atóm (doSpravidla ide o amfotérny hydroxidový kov).Potom k tomu pridáme ligandy- v našom prípade ide o hydroxidové ióny. Počet ligandov je zvyčajne 2-krát väčší ako oxidačný stav centrálneho atómu. Ale komplex hliníka je výnimkou, jeho počet ligandov je najčastejšie 4. Výsledný fragment uzatvárame do hranatých zátvoriek – ide o komplexný ión. Určíme jeho náboj a na vonkajšej strane pridáme požadovaný počet katiónov alebo aniónov.

3. Alkálie interagujú s kyslými oxidmi. Zároveň je možné vzdelávanie kyslý alebo stredná soľ v závislosti od molárneho pomeru alkalického a kyslého oxidu. V nadbytku alkálií sa vytvorí stredná soľ a v nadbytku kyslého oxidu sa vytvorí kyslá soľ:

zásada (nadbytok) + kyslý oxid = stredná soľ + voda

alebo:

alkálie + kyslý oxid (nadbytok) = soľ kys

Napríklad , pri interakcii nadbytok hydroxidu sodného S oxidom uhličitým sa tvorí uhličitan sodný a voda:

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

A pri interakcii prebytok oxidu uhličitého s hydroxidom sodným vzniká iba hydrogénuhličitan sodný:

2NaOH + C02 = NaHC03

4. Alkálie interagujú so soľami. Alkálie reagujú len s rozpustnými soľami v roztoku, za predpokladu, že V potravinách sa tvorí plyn alebo sediment . Takéto reakcie prebiehajú podľa mechanizmu iónová výmena.

alkálie + rozpustná soľ = soľ + zodpovedajúci hydroxid

Alkálie interagujú s roztokmi kovových solí, ktoré zodpovedajú nerozpustným alebo nestabilným hydroxidom.

Napríklad hydroxid sodný reaguje so síranom meďnatým v roztoku:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na2 + SO 4 2-

Tiež alkálie reagujú s roztokmi amónnych solí.

Napríklad , Hydroxid draselný reaguje s roztokom dusičnanu amónneho:

NH4 + N03 - + K + OH - = K + N03 - + NH3 + H20

! Keď soli amfotérnych kovov interagujú s nadbytkom alkálií, vytvorí sa komplexná soľ!

Pozrime sa na túto problematiku podrobnejšie. Ak soľ tvorená kovom, ktorému zodpovedá amfotérny hydroxid , interaguje s malým množstvom alkálie, potom nastáva obvyklá výmenná reakcia a vzniká zrazeninahydroxidu tohto kovu .

Napríklad , prebytok síranu zinočnatého reaguje v roztoku s hydroxidom draselným:

ZnS04 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2S04

Pri tejto reakcii však nevzniká zásada, ale mfotérny hydroxid. A ako sme už naznačili vyššie, amfotérne hydroxidy sa rozpúšťajú v nadbytku alkálií za vzniku komplexných solí . T Keď teda síran zinočnatý reaguje s prebytok alkalického roztoku vzniká komplexná soľ, nevytvárajú sa žiadne zrazeniny:

ZnS04 + 4KOH = K2 + K2S04

Takto získame 2 schémy interakcie kovových solí, ktoré zodpovedajú amfotérnym hydroxidom, s alkáliami:

amfotérna kovová soľ (nadbytok) + alkálie = amfotérny hydroxid↓ + soľ

soľ amph.kov + alkálie (nadbytok) = komplexná soľ + soľ

5. Alkálie interagujú s kyslými soľami.V tomto prípade sa tvoria stredné soli alebo menej kyslé soli.

kyslá soľ + zásada = stredná soľ + voda

Napríklad , Hydrosulfit draselný reaguje s hydroxidom draselným za vzniku siričitanu draselného a vody:

KHS03 + KOH = K2S03 + H20

Je veľmi vhodné určiť vlastnosti kyslých solí mentálnym rozdelením kyslej soli na 2 látky - kyselinu a soľ. Napríklad hydrogénuhličitan sodný NaHC03 rozložíme na kyselinu uolovú H2CO3 a uhličitan sodný Na2CO3. Vlastnosti hydrogénuhličitanu sú do značnej miery určené vlastnosťami kyseliny uhličitej a vlastnosťami uhličitanu sodného.

6. Alkálie interagujú s kovmi v roztoku a tavenine. V tomto prípade dochádza k oxidačno-redukčnej reakcii, ktorá sa tvorí v roztoku komplexná soľ A vodík, v tavenine - stredná soľ A vodík.

Venujte pozornosť! S alkáliami v roztoku reagujú len tie kovy, ktorých oxid s minimálnym kladným oxidačným stavom kovu je amfotérny!

Napríklad , železo nereaguje s alkalickým roztokom, oxid železitý je zásaditý. A hliník rozpúšťa sa vo vodnom alkalickom roztoku, oxid hlinitý je amfotérny:

2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20

7. Alkálie interagujú s nekovmi. V tomto prípade dochádza k redoxným reakciám. spravidla nekovy sú v alkáliách neúmerné. Neodpovedajú s alkáliami kyslík, vodík, dusík, uhlík a inertné plyny (hélium, neón, argón atď.):

NaOH + 02 ≠

NaOH + N2 ≠

NaOH + C ≠

Síra, chlór, bróm, jód, fosfor a iné nekovy neprimerané v alkáliách (t.j. samy sa oxidujú a obnovujú).

Napríklad chlórpri interakcii s studený lúh prechádza do oxidačných stavov -1 a +1:

2NaOH + Cl20 = NaCl - + NaOCl + + H20

Chlór pri interakcii s horúcim lúhom prechádza do oxidačných stavov -1 a +5:

6NaOH + Cl20 = 5NaCl - + NaCl +503 + 3H20

kremík oxidovaný alkáliami do oxidačného stupňa +4.

Napríklad, v riešení:

2NaOH + Si0 + H2 + O = NaCl - + Na2Si +403 + 2H20

Fluór oxiduje alkálie:

2F20 + 4NaO-2H = 020 + 4NaF - + 2H20

Viac o týchto reakciách si môžete prečítať v článku.

8. Zásady sa pri zahrievaní nerozkladajú.

Výnimkou je hydroxid lítny:

2LiOH = Li20 + H20

Všeobecné vlastnosti zásad určuje prítomnosť OH - iónu v ich roztokoch, ktorý v roztoku vytvára alkalické prostredie (fenolftaleín sa sfarbí do karmínovej, metyloranžová do žlta, lakmus do modra).

1. Chemické vlastnosti alkálií:

1) interakcia s oxidmi kyselín:

2KOH+C02®K2C03+H20;

2) reakcia s kyselinami (neutralizačná reakcia):

2NaOH+ H2S04®Na2S04 + 2H20;

3) interakcia s rozpustnými soľami (iba ak sa pri pôsobení zásady na rozpustnú soľ vytvorí zrazenina alebo sa uvoľní plyn):

2NaOH+ CuS04®Cu(OH)2¯+Na2S04,

Ba(OH)2+Na2S04®BaS04¯+2NaOH, KOH(konc.)+NH4Cl(kryštalický)®NH3+KCl+H20.

2. Chemické vlastnosti nerozpustných zásad:

1) interakcia zásad s kyselinami:

Fe(OH)2+H2S04®FeS04+2H20;

2) rozklad pri zahrievaní. Nerozpustné zásady sa zahriatím rozkladajú na zásaditý oxid a vodu:

Cu(OH)2®CuO+H20

Koniec práce -

Táto téma patrí do sekcie:

Atómové molekulárne štúdie v chémii. Atóm. Molekula. Chemický prvok. Mol. Jednoduché komplexné látky. Príklady

Atómové molekulárne učenie v chémii atóm molekula chemický prvok mol jednoduché zložité látky príklady.. teoretickým základom modernej chémie je atómová molekula.. atómy sú najmenšie chemické častice, ktoré sú limitom chemikálie..

Ak potrebujete ďalší materiál k tejto téme, alebo ste nenašli to, čo ste hľadali, odporúčame použiť vyhľadávanie v našej databáze diel:

Čo urobíme s prijatým materiálom:

Ak bol tento materiál pre vás užitočný, môžete si ho uložiť na svoju stránku v sociálnych sieťach:

Tweetujte

Všetky témy v tejto sekcii:

Získanie dôvodov
1. Príprava alkálií: 1) interakcia alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Názvoslovie kyselín
Názvy kyselín sú odvodené od prvku, z ktorého kyselina vzniká. Zároveň názvy bezkyslíkatých kyselín majú zvyčajne koncovku -vodík: HCl - chlorovodíková, HBr - hydrobróm

Chemické vlastnosti kyselín
Všeobecné vlastnosti kyselín vo vodných roztokoch sú určené prítomnosťou iónov H+ vytvorených počas disociácie molekúl kyseliny, takže kyseliny sú donory protónov: HxAn«xH+

Získavanie kyselín
1) interakcia kyslých oxidov s vodou: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Chemické vlastnosti kyslých solí
1) kyslé soli obsahujú atómy vodíka, ktoré sa môžu zúčastniť neutralizačnej reakcie, takže môžu reagovať s alkáliami, premeniť sa na stredné alebo iné kyslé soli - s menším počtom

Získanie kyslých solí
Kyselú soľ možno získať: 1) reakciou neúplnej neutralizácie viacsýtnej kyseliny so zásadou: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HS04)2+2H

Zásadité soli.
Zásadité (hydroxosoli) sú soli, ktoré vznikajú v dôsledku neúplného nahradenia hydroxidových iónov zásady kyslými aniónmi.

Jednotlivé kyslé zásady, napr. NaOH, KOH,
Chemické vlastnosti zásaditých solí

1) zásadité soli obsahujú hydroxoskupiny, ktoré sa môžu zúčastniť neutralizačnej reakcie, takže môžu reagovať s kyselinami, pričom sa menia na intermediárne soli alebo zásadité soli s menšou
Príprava zásaditých solí

Hlavnú soľ možno získať: 1) reakciou neúplnej neutralizácie zásady s kyselinou: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Stredné soli.

Stredné soli sú produkty úplného nahradenia H+ iónov kyseliny kovovými iónmi; možno ich považovať aj za produkty úplnej náhrady OH iónov bázického aniónu
Nomenklatúra stredných solí

V ruskej nomenklatúre (používanej v technologickej praxi) existuje nasledovné poradie pomenovania solí média: slovo sa pridáva ku koreňu názvu kyseliny obsahujúcej kyslík.
Chemické vlastnosti stredných solí

1) Takmer všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sa v tavenine a vo vodnom roztoku disociujú na ióny (pri prechode prúdu cez roztoky alebo roztavené soli dochádza k procesu elektrolýzy).
Príprava stredných solí

Štruktúra atómu.
Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov. Atómové číslo prvku v periodickej tabuľke prvkov sa rovná náboju jadra

Zloženie atómových jadier
Jadro pozostáva z protónov a neutrónov.

Počet protónov sa rovná atómovému číslu prvku. Počet neutrónov v jadre sa rovná rozdielu medzi hmotnostným číslom izotopu a
Electron

Elektróny rotujú okolo jadra na určitých stacionárnych dráhach. Elektrón, ktorý sa pohybuje po svojej dráhe, nevyžaruje ani neabsorbuje elektromagnetickú energiu. Dochádza k emisii alebo absorpcii energie
Pravidlo pre plnenie elektronických úrovní a podúrovní prvkov

Počet elektrónov, ktoré môžu byť na jednej energetickej hladine, je určený vzorcom 2n2, kde n je číslo hladiny. Maximálne naplnenie prvých štyroch energetických úrovní: pre prvú
Ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita.

Ionizačná energia atómu. Energia potrebná na odstránenie elektrónu z nevybudeného atómu sa nazýva prvá ionizačná energia (potenciál) I: E + I = E+ + e- Energia ionizácie
Kovalentná väzba

Vo väčšine prípadov, keď sa vytvorí väzba, sú elektróny viazaných atómov zdieľané. Tento typ chemickej väzby sa nazýva kovalentná väzba (v latinčine predpona „co-“.
Sigma a pi pripojenia.

Sigma (σ)-, pi (π)-väzby - približný popis typov kovalentných väzieb v molekulách rôznych zlúčenín, σ-väzba sa vyznačuje tým, že hustota elektrónového oblaku je maximálna
Tvorba kovalentnej väzby mechanizmom donor-akceptor.

Okrem homogénneho mechanizmu tvorby kovalentnej väzby načrtnutého v predchádzajúcej časti existuje aj heterogénny mechanizmus – interakcia opačne nabitých iónov – protón H+ a
Chemická väzba a molekulárna geometria. BI3, PI3

Obrázok 3.1 Adícia dipólových prvkov v molekulách NH3 a NF3
Polárna a nepolárna väzba

Kovalentná väzba vzniká v dôsledku zdieľania elektrónov (na vytvorenie spoločných elektrónových párov), ku ktorému dochádza pri prekrývaní elektrónových oblakov. Vo vzdelávaní
Iónová väzba

Iónová väzba je chemická väzba, ku ktorej dochádza prostredníctvom elektrostatickej interakcie opačne nabitých iónov.
Teda proces vzdelávania a

Oxidačný stav
Okrem rôznych heteropolárnych a homeopolárnych väzieb existuje ešte jeden špeciálny typ väzby, ktorý v posledných dvoch desaťročiach priťahuje čoraz väčšiu pozornosť chemikov. Ide o takzvaný vodík

Kryštálové mriežky
Kryštálová štruktúra sa teda vyznačuje správnym (pravidelným) usporiadaním častíc na presne definovaných miestach v kryštáli. Keď tieto body mentálne spojíte čiarami, získate medzery.

Riešenia
Ak sa do nádoby s vodou vložia kryštály kuchynskej soli, cukru alebo manganistanu draselného (manganistanu draselného), potom môžeme pozorovať, ako množstvo tuhej látky postupne klesá. Zároveň voda

Elektrolytická disociácia
Roztoky všetkých látok možno rozdeliť do dvoch skupín: elektrolyty vedú elektrický prúd, neelektrolyty nevedú elektrický prúd. Toto rozdelenie je podmienené, pretože všetko

Disociačný mechanizmus.
Molekuly vody sú dipólové, t.j. jeden koniec molekuly je nabitý záporne, druhý kladne. Molekula má záporný pól približujúci sa k iónu sodíka a kladný pól približujúci sa k iónu chlóru; obklopujú io

Iónový produkt vody
Vodíkový index (pH) je hodnota charakterizujúca aktivitu alebo koncentráciu vodíkových iónov v roztokoch. Vodíkový indikátor je označený ako pH. Vodíkový index je číselný

Chemická reakcia
Chemická reakcia je premena jednej látky na inú. Takáto definícia však potrebuje jeden významný doplnok. V jadrovom reaktore alebo urýchľovači dochádza aj k premene niektorých látok

Metódy usporiadania koeficientov v OVR
Metóda elektronickej váhy 1). Napíšeme rovnicu chemickej reakcie KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Hľadanie atómov

Hydrolýza
Hydrolýza je proces výmennej interakcie medzi soľnými iónmi a vodou, ktorý vedie k tvorbe mierne disociovaných látok a je sprevádzaný zmenou reakcie (pH) média.

Podstata
Rýchlosť chemických reakcií

Rýchlosť reakcie je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

1. Povaha reagujúcich látok. Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidla. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok s
Aktivačná energia

Zrážka chemických častíc vedie k chemickej interakcii iba vtedy, ak majú zrážané častice energiu presahujúcu určitú hodnotu. Zvážme jeden druhého
Mnohé reakcie je možné urýchliť alebo spomaliť zavedením určitých látok. Pridané látky sa nezúčastňujú reakcie a počas jej priebehu sa nespotrebúvajú, ale majú významný vplyv na

Chemická rovnováha
Chemické reakcie, ktoré prebiehajú porovnateľnou rýchlosťou v oboch smeroch, sa nazývajú reverzibilné. Pri takýchto reakciách sa vytvárajú rovnovážne zmesi činidiel a produktov, ktorých zloženie

Le Chatelierov princíp
Le Chatelierov princíp hovorí, že na to, aby ste posunuli rovnováhu doprava, musíte najprv zvýšiť tlak. V skutočnosti, keď sa tlak zvyšuje, systém bude „odolať“ zvýšeniu kon

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie Zvýšenie rýchlosti Zníženie rýchlosti Prítomnosť chemicky aktívnych činidiel

Hessov zákon
Pomocou tabuľkových hodnôt

Tepelný efekt
Pri reakcii dochádza k prerušeniu väzieb vo východiskových látkach a vzniku nových väzieb v produktoch reakcie. Keďže k vytvoreniu väzby dochádza pri uvoľnení a k jej rozbitiu dochádza pri absorpcii energie, potom x

Zásady, amfotérne hydroxidy

Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (-OH). Všeobecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupín rovný oxidačnému stavu kovu Me. V tabuľke je uvedená klasifikácia báz.

Vlastnosti alkálií, hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín

1. Vodné roztoky zásad sú na dotyk mydlové a menia farbu indikátorov: lakmusový - modrý, fenolftaleín - karmínový.

2. Vodné roztoky disociujú:

3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:

Polykyselinové zásady môžu poskytovať stredné a zásadité soli:

4. Reagovať s kyslými oxidmi, pričom vzniká médium a kyslé soli v závislosti od zásaditosti kyseliny zodpovedajúcej tomuto oxidu:

5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:

a) fúzia:

b) v riešeniach:

6. Interakcia so soľami rozpustnými vo vode, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:

Nerozpustné zásady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 atď.) interagujú s kyselinami a pri zahrievaní sa rozkladajú:

Amfotérne hydroxidy

Amfotérne zlúčeniny sú zlúčeniny, ktoré v závislosti od podmienok môžu byť ako donory vodíkových katiónov a vykazovať kyslé vlastnosti, tak ich akceptory, t.j. majú zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych zlúčenín

1. Pri interakcii so silnými kyselinami vykazujú základné vlastnosti:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

2. Interakcia s alkáliami - silnými zásadami, vykazujú kyslé vlastnosti:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexná soľ)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexná soľ)

Komplexné zlúčeniny sú tie, v ktorých je aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom.

Všeobecný spôsob prípravy zásad je založený na výmenných reakciách, ktorými sa môžu získať nerozpustné aj rozpustné zásady.

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04

K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaC03 ↓

Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.

Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné sa vyhnúť prebytku zásad, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napr.

AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI

V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne hydroxidy nerozpúšťajú:

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Hydroxidy striebra a ortuti sa tak ľahko rozkladajú, že pri pokuse o ich získanie výmennou reakciou sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:

2AgNO3 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3

V priemysle sa alkálie zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou.

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2

SrO + H20 = Sr(OH)2

Kyseliny

Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov a kyslými zvyškami. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a kvapalné (vo svojej čistej forme bude kyselina sírová H 2 SO 4 kvapalná).

Plyny ako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sírovodík H2S tvoria zodpovedajúce kyseliny vo vodných roztokoch. Počet vodíkových iónov vytvorených každou molekulou kyseliny počas disociácie určuje náboj zvyšku kyseliny (aniónu) a zásaditosť kyseliny.

Podľa protolytická teória kyselín a zásad, navrhli súčasne dánsky chemik Brønsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštiepenie s touto reakciou protóny, A základ- látka, ktorá môže prijímať protóny.

kyselina → zásada + H +

Na základe takýchto predstáv je to jasné základné vlastnosti amoniaku, ktorý v dôsledku prítomnosti osamelého elektrónového páru na atóme dusíka účinne prijíma protón pri interakcii s kyselinami, pričom prostredníctvom väzby donor-akceptor vytvára amónny ión.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

kyslá zásada kyslá zásada

Všeobecnejšia definícia kyselín a zásad navrhol americký chemik G. Lewis. Navrhol, že acidobázické interakcie sú úplne nemusia nevyhnutne nastať pri prenose protónov. Pri Lewisovom stanovení kyselín a zásad hrá hlavnú úlohu v chemických reakciách elektrónové páry

Nazývajú sa katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré môžu prijať jeden alebo viac párov elektrónov Lewisove kyseliny.

Napríklad fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, pretože je schopná prijať elektrónový pár pri interakcii s amoniakom.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

Katióny, anióny alebo neutrálne molekuly schopné darovať elektrónové páry sa nazývajú Lewisove bázy (amoniak je báza).

Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých uvažovali skôr navrhnuté teórie. Tabuľka porovnáva v súčasnosti používané definície kyselín a zásad.

Názvoslovie kyselín

Keďže existujú rôzne definície kyselín, ich klasifikácia a nomenklatúra sú skôr ľubovoľné.

Podľa počtu atómov vodíka schopných eliminácie vo vodnom roztoku sa kyseliny delia na jednosýtny(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3P04).

Podľa zloženia kyseliny sa delia na bez kyslíka(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).

Zvyčajne názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, -vaya, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): -nepriehľadné, hrdzavé, -ovčie:

Ak vezmeme do úvahy polaritu vodíkovo-nekovovej väzby v rámci periódy, môžeme ľahko spojiť polaritu tejto väzby s pozíciou prvku v periodickej tabuľke. Z atómov kovov, ktoré ľahko strácajú valenčné elektróny, vodíkové atómy prijímajú tieto elektróny, vytvárajú stabilný dvojelektrónový obal podobný obalu atómu hélia a poskytujú iónové hydridy kovov.

Vo vodíkových zlúčeninách prvkov skupín III-IV periodickej tabuľky tvoria bór, hliník, uhlík a kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII periodickej tabuľky sa v priebehu periódy polarita väzby nekov-vodík zvyšuje s nábojom atómu, ale rozloženie nábojov vo výslednom dipóle je iné ako vo vodíkových zlúčeninách prvkov, ktoré majú tendenciu darovať elektróny. Nekovové atómy, ktoré vyžadujú niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, priťahujú (polarizujú) pár väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je jadrový náboj. Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sa väzby s atómami vodíka, pričom zostávajú kovalentné, stávajú polárnejšie a atóm vodíka v dipól väzby prvok-vodík sa stáva elektropozitívnejším. Ak sa polárne molekuly ocitnú v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.

Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú väzbu H-O-E a polarita väzby H-O je prirodzene ovplyvnená väzbou O-E. Preto sa tieto kyseliny spravidla ľahšie disociujú ako voda.

H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3

HNO3 + H20 ⇆ H30 + + N03

Pozrime sa na pár príkladov vlastnosti kyselín obsahujúcich kyslík, tvorené prvkami, ktoré sú schopné vykazovať rôzne stupne oxidácie. To je známe kyselina chlórna HClO veľmi slabé kyselina chlórna HCl02 tiež slabý, ale silnejšia ako chlórna kyselina chlórna HClO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jedným z najsilnejší anorganické kyseliny.

Pre kyslú disociáciu (s elimináciou H iónu) je nevyhnutné štiepenie O-H väzby. Ako môžeme vysvetliť pokles pevnosti tejto väzby v rade HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tejto sérii sa zvyšuje počet atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom chlóru. Zakaždým, keď sa vytvorí nová väzba kyslík-chlór, elektrónová hustota sa získa z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. V dôsledku toho hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu O-H, ktorá je v dôsledku toho oslabená.

Tento vzor - posilnenie kyslých vlastností so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO 3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, je silnejšia ako kyselina dusitá HNO 2 (oxidačný stav dusíka je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnejšia ako kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).

Získavanie kyselín

1. Môžu sa získať bezkyslíkaté kyseliny priamou kombináciou nekovov s vodíkom.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S ⇆ H2S

2. Môžu sa získať niektoré kyseliny obsahujúce kyslík interakcia kyslých oxidov s vodou.

3. Môžu sa získať bezkyslíkaté aj kyslíkaté kyseliny metabolickými reakciami medzi soľami a inými kyselinami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 НВr

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓

FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04

NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20

4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.

H202 + S02 = H2S04

3P + 5HN03 + 2H20 = ZN3P04 + 5N02

Kyslá chuť, vplyv na ukazovatele, elektrická vodivosť, interakcia s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba esterov s alkoholmi – tieto vlastnosti sú spoločné pre anorganické a organické kyseliny.

možno rozdeliť do dvoch typov reakcií:

1) všeobecný Pre kyseliny reakcie sú spojené s tvorbou hydróniového iónu H 3 O + vo vodných roztokoch;

2) špecifické(t.j. charakteristické) reakcie špecifické kyseliny.

Vodíkový ión môže vstúpiť do redox reakciu, redukciu na vodík, ako aj v zloženej reakcii so záporne nabitými alebo neutrálnymi časticami, ktoré majú osamelé páry elektrónov, t.j acidobázické reakcie.

K všeobecným vlastnostiam kyselín patria reakcie kyselín s kovmi v napäťovom rade až po vodík, napr.

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Acidobázické reakcie zahŕňajú reakcie so zásaditými oxidmi a zásadami, ako aj so strednými, zásaditými a niekedy kyslými soľami.

2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H20

Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20

2KHS03 + H2S04 = K2S04 + 2S02 + 2H20

Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a v každom nasledujúcom kroku je disociácia ťažšia, preto pri prebytku kyseliny sa najčastejšie tvoria kyslé soli, a nie priemerné.

Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca (H2P04)2

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20

KOH + H2S = KHS + H20

Na prvý pohľad sa môže zdať vznik kyslých solí prekvapivý jednosložkový kyselina fluorovodíková. Táto skutočnosť sa však dá vysvetliť. Na rozdiel od všetkých ostatných halogenovodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková v roztokoch čiastočne polymerizovaná (vzhľadom k tvorbe vodíkových väzieb) a môžu sa v nej vyskytovať rôzne častice (HF) X, konkrétne H 2 F 2, H 3 F 3 atď.

Špeciálny prípad acidobázickej rovnováhy - reakcie kyselín a zásad s indikátormi, ktoré menia svoju farbu v závislosti od kyslosti roztoku. Indikátory sa používajú v kvalitatívnej analýze na detekciu kyselín a zásad v riešeniach.

Najčastejšie používané ukazovatele sú lakmus(V neutrálnyživotné prostredie fialová, V kyslý - červená, V alkalický - modrá), metylová oranž(V kyslýživotné prostredie červená, V neutrálny - oranžová, V alkalický - žltá), fenolftaleín(V vysoko alkalickéživotné prostredie malinová červená, V neutrálne a kyslé - bezfarebný).

Špecifické vlastnosti rôzne kyseliny môžu byť dvoch typov: po prvé, reakcie vedúce k vzniku nerozpustné soli, a za druhé, redoxných premien. Ak sú reakcie spojené s prítomnosťou iónu H + spoločné pre všetky kyseliny (kvalitatívne reakcie na detekciu kyselín), ako kvalitatívne reakcie pre jednotlivé kyseliny sa používajú špecifické reakcie:

Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)

Ba2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biela zrazenina)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žltá zrazenina)

Niektoré špecifické reakcie kyselín sú spôsobené ich redoxnými vlastnosťami.

Anoxické kyseliny vo vodnom roztoku môžu byť oxidované iba.

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

H2S + Br2 = S + 2НВг

Kyslíkové kyseliny sa môžu oxidovať iba vtedy, ak je ich centrálny atóm v nižšom alebo strednom oxidačnom stave, ako napríklad v kyseline sírovej:

H2S03 + Cl2 + H20 = H2S04 + 2HCl

Mnohé kyseliny obsahujúce kyslík, v ktorých má centrálny atóm maximálny oxidačný stav (S +6, N +5, Cr +6), vykazujú vlastnosti silných oxidačných činidiel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidačné činidlo.

Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + S02 + 2H20

Pb + 4HN03 = Pb(N03)2 + 2N02 + 2H20

C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20

Malo by sa pamätať na to, že:

• Kyslé roztoky reagujú s kovmi, ktoré sú naľavo od vodíka v elektrochemickom rade napätia, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba rozpustnej soli ako výsledok reakcie. Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.

Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo a chróm.

• Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyškov kyselín, napr.

• Anorganické a organické kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi za predpokladu, že sa vytvorí rozpustná soľ:

• Obe kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť intermediárne aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):

• K reakcii medzi kyselinami a soľami dochádza iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:

Interakcia H 3 PO 4 s vápencom sa zastaví v dôsledku tvorby poslednej nerozpustnej zrazeniny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.

Zvláštnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselín sú spôsobené tým, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovy a nekovy) nebudú oxidačnými činidlami H + katióny. , ale dusičnanové a síranové ióny. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov v závislosti od koncentrácie. kyselín, poloha kovu v napäťovom rade a reakčné podmienky (teplota, stupeň mletia kovu atď.).

Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorne ilustrujú tézu teórie chemickej štruktúry o vzájomnom ovplyvňovaní atómov v molekulách látok.

Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) sa často zamieňajú. Prchavé kyseliny sú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, ale stabilná kyselina. Nie je možné posúdiť prchavosť nestabilných kyselín. Napríklad neprchavá, nerozpustná kyselina kremičitá sa rozkladá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodný roztok kyseliny chrómovej H 2 CrO 4 má žltú farbu a kyselina mangánová HMnO 4 karmínovú.

Referenčný materiál na vykonanie testu:

Periodická tabuľka

Tabuľka rozpustnosti

1. Zásady reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

2. S oxidmi kyselín, ktoré tvoria soľ a vodu:

Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H20

3. Alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi za vzniku soli a vody:

2NaOH + Cr203 = 2NaCr02 + H20

KOH + Cr(OH)3 = KCr02 + 2H20

4. Alkálie reagujú s rozpustnými soľami a vytvárajú buď slabú zásadu, zrazeninu alebo plyn:

2NaOH + NiCl2 = Ni(OH)2¯ + 2NaCl

základňu

2KOH + (NH4)2S04 = 2NH3 + 2H20 + K2S04

Ba(OH)2 + Na2C03 = BaC03¯ + 2NaOH

5. Alkálie reagujú s niektorými kovmi, ktoré zodpovedajú amfotérnym oxidom:

2NaOH + 2Al + 6H20 = 2Na + 3H 2

6. Vplyv alkálie na indikátor:

OH - + fenolftaleín ® karmínová farba

OH - + lakmusová ® modrá farba

7. Rozklad niektorých zásad pri zahrievaní:

Сu(OH)2®CuO + H20

Amfotérne hydroxidy– chemické zlúčeniny vykazujúce vlastnosti zásad aj kyselín. Amfotérne hydroxidy zodpovedajú amfotérnym oxidom (pozri odsek 3.1).

Amfotérne hydroxidy sa zvyčajne píšu v zásaditej forme, ale môžu sa písať aj v kyslej forme:

Zn(OH)2 Û H2Zn02

nadácie

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

1. Amfotérne hydroxidy interagujú s kyselinami a kyslými oxidmi:

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20

Be(OH)2 + S03 = BeS04 + H20

2. Interakcia s alkáliami a zásaditými oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:

Al(OH)3 + NaOH = NaAl02 + 2H20;

H3AlO3 kyslý metahlinitan sodný

(H3AlO3® HAl02 + H20)

2Al(OH)3 + Na20 = 2NaAl02 + 3H20

Všetky amfotérne hydroxidy sú slabé elektrolyty

Soli

Soli- Ide o komplexné látky pozostávajúce z kovových iónov a zvyškov kyseliny. Soli sú produkty úplného alebo čiastočného nahradenia vodíkových iónov kovovými (alebo amónnymi) iónmi v kyselinách. Druhy solí: stredné (normálne), kyslé a zásadité.

Stredné soli- ide o produkty úplnej náhrady vodíkových katiónov v kyselinách kovovými (alebo amónnymi) iónmi: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl atď.

Chemické vlastnosti stredných solí

1. Soli interagujú s kyselinami, zásadami a inými soľami, pričom vytvárajú buď slabý elektrolyt alebo zrazeninu; alebo plyn:

Ba(N03)2 + H2S04 = BaSO4¯ + 2HN03

Na2S04 + Ba(OH)2 = BaS04¯ + 2NaOH

CaCl2 + 2AgN03 = 2AgCl¯ + Ca(N03)2

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

NiS04 + 2KOH = Ni(OH)2¯ + K2S04

základňu

NH4NO3 + NaOH = NH3 + H20 + NaN03

2. Soli interagujú s aktívnejšími kovmi. Aktívnejší kov vytláča z roztoku soli menej aktívny kov (príloha 3).

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Kyslé soli- ide o produkty neúplnej náhrady vodíkových katiónov v kyselinách kovovými (alebo amónnymi) iónmi: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 atď. Kyslé soli môžu tvoriť iba viacsýtne kyseliny. Takmer všetky soli kyselín sú vysoko rozpustné vo vode.

Získanie kyslých solí a ich premena na stredné soli

1. Kyslé soli sa získavajú reakciou nadbytku kyseliny alebo kyslého oxidu so zásadou:

H2C03 + NaOH = NaHC03 + H20

C02 + NaOH = NaHC03

2. Keď nadbytočná kyselina interaguje so zásaditým oxidom:

2H2C03 + CaO = Ca(HC03)2 + H20

3. Kyslé soli sa získavajú zo stredných solí pridaním kyseliny:

· rovnomenný

Na2S03 + H2S03 = 2NaHS03;

Na2S03 + HCl = NaHS03 + NaCl

4. Kyslé soli sa konvertujú na stredné soli pomocou zásad:

NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20

Zásadité soli– ide o produkty neúplnej substitúcie hydroxoskupín (OH - ) zásady s kyslým zvyškom: MgOHCl, AlOHSO 4 atď. Zásadité soli môžu tvoriť len slabé zásady viacmocných kovov. Tieto soli sú všeobecne málo rozpustné.

Získanie zásaditých solí a ich premena na stredné soli

1. Zásadité soli sa získavajú reakciou nadbytku zásady s kyselinou alebo kyslým oxidom:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCI3 + H20

hydroxo-

chlorid horečnatý

Fe(OH)3 + S03 = FeOHSO4¯ + H20

hydroxo-

síran železitý

2. Zásadité soli vznikajú zo strednej soli pridaním nedostatku alkálií:

Fe2(S04)3 + 2NaOH = 2FeOHSO4 + Na2S04

3. Zásadité soli sa konvertujú na stredné soli pridaním kyseliny (najlepšie takej, ktorá zodpovedá soli):

MgOHCI + HCl = MgCl2 + H20

2MgOHCl + H2S04 = MgCl2 + MgS04 + 2H20

ELEKTROLYTY

Elektrolyty- sú to látky, ktoré sa vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla (H 2 O) v roztoku rozpadajú na ióny. Na základe ich schopnosti disociovať (rozkladať sa na ióny) sa elektrolyty bežne delia na silné a slabé. Silné elektrolyty disociujú takmer úplne (v zriedených roztokoch), zatiaľ čo slabé elektrolyty disociujú na ióny len čiastočne.

Silné elektrolyty zahŕňajú:

· silné kyseliny (pozri str. 20);

· silné zásady – alkálie (pozri str. 22);

· takmer všetky rozpustné soli.

Medzi slabé elektrolyty patria:

slabé kyseliny (pozri str. 20);

· zásady nie sú alkalické;

Jednou z hlavných charakteristík slabého elektrolytu je disociačná konštanta – TO . Napríklad pre jednosýtnu kyselinu

HA Û H + +A - ,

kde, je rovnovážna koncentrácia iónov H+;

– rovnovážna koncentrácia kyslých aniónov A - ;

- rovnovážna koncentrácia molekúl kyseliny,

Alebo pre slabý základ,

MZ Û M + +OH - ,

,

kde, je rovnovážna koncentrácia katiónov M+;

– rovnovážna koncentrácia hydroxidových iónov OH - ;

– rovnovážna koncentrácia molekúl slabej bázy.

Disociačné konštanty niektorých slabých elektrolytov (pri t = 25 °C)

Látka	TO	Látka	TO
HCOOH	K = 1,8 x 10-4	H3PO4	K1 = 7,5 x 10-3
CH3COOH	K = 1,8 x 10-5		K2 = 6,3 x 10-8
HCN	K = 7,9 x 10-10		K3 = 1,3 x 10-12
H2CO3	K1 = 4,4 x 10-7	HClO	K = 2,9 x 10-8
	K2 = 4,8 x 10-11	H3BO3	K1 = 5,8 x 10-10
HF	K = 6,6 x 10-4		K2 = 1,8 x 10-13
HNO2	K = 4,0 x 10-4		K3 = 1,6 x 10-14
H2SO3	K1 = 1,7 x 10-2	H2O	K = 1,8 x 10-16
	K2 = 6,3 x 10-8	NH3 x H20	K = 1,8 x 10-5
H2S	K1 = 1,1 x 10-7	Al(OH)3	K3 = 1,4 x 10-9
	K2 = 1,0 x 10-14	Zn(OH)2	K1 = 4,4 x 10-5
H2Si03	K1 = 1,3 x 10-10		K2 = 1,5 x 10-9
	K2 = 1,6 x 10-12	Cd(OH)2	K2 = 5,0 x 10-3
Fe(OH)2	K2 = 1,3 x 10-4	Cr(OH)3	K3 = 1,0 x 10-10
Fe(OH) 3	K2 = 1,8 x 10-11	Ag(OH)	K = 1,1 x 10-4
	K3 = 1,3 x 10-12	Pb(OH)2	K1 = 9,6 x 10-4
Cu(OH)2	K2 = 3,4 x 10-7		K2 = 3,0 x 10-8
Ni(OH)2	K2 = 2,5 x 10-5