Osnove za njihovu klasifikaciju i hemijska svojstva. Baze, amfoterni hidroksidi. Hemijska svojstva baza

3. Hidroksidi

Među jedinjenja sa više elemenata važna grupa prave hidrokside. Neki od njih pokazuju svojstva baza (baznih hidroksida) - NaOH, Ba(OH ) 2 itd.; drugi pokazuju svojstva kiselina (kiseli hidroksidi) - HNO3, H3PO4 i drugi. Postoje i amfoterni hidroksidi koji, u zavisnosti od uslova, mogu pokazati i svojstva baza i svojstva kiselina - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, itd.

3.1. Klasifikacija, priprema i svojstva baza

Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije, baze (bazni hidroksidi) su supstance koje disociraju u rastvorima dajući OH hidroksid ione - .

Prema modernoj nomenklaturi, obično se nazivaju hidroksidi elemenata, ukazujući, ako je potrebno, na valenciju elementa (rimskim brojevima u zagradama): KOH - kalijev hidroksid, natrijum hidroksid NaOH , kalcijum hidroksid Ca(OH ) 2, hrom hidroksid ( II)-Cr(OH ) 2, hrom hidroksid ( III) - Cr (OH) 3.

Metalni hidroksidi obično se dele u dve grupe: rastvorljiv u vodi(formirani od alkalnih i zemnoalkalnih metala - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba i stoga se nazivaju alkalije) i nerastvorljivo u vodi. Glavna razlika između njih je u koncentraciji OH iona - u alkalnim rastvorima je prilično visoka, ali za nerastvorljive baze određena je rastvorljivošću supstance i obično je veoma mala. Međutim, male ravnotežne koncentracije OH jona - čak iu rastvorima nerastvorljivih baza određuju se svojstva ove klase jedinjenja.

Po broju hidroksilnih grupa (kiselosti) , koji se mogu zamijeniti kiselim ostatkom, razlikuju se:

Mono-kiselinske baze - KOH, NaOH;

Dikiseline baze - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Trikiseline baze - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Dobivanje osnova

1. Opšta metoda za pripremu baza je reakcija razmene, uz pomoć koje se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

Kada se ovim metodom dobiju rastvorljive baze, taloži se nerastvorljiva so.

Kada se pripremaju u vodi netopive baze s amfoternim svojstvima, treba izbjegavati višak lužine, jer može doći do rastvaranja amfoterne baze, npr.

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

U takvim slučajevima, amonijum hidroksid se koristi za dobijanje hidroksida, u kojima se amfoterni oksidi ne rastvaraju:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Srebrni i živini hidroksidi se tako lako razlažu da kada se pokušavaju dobiti reakcijom izmjene, umjesto hidroksida, talože se oksidi:

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

2. Alkalije se u tehnologiji obično dobijaju elektrolizom vodenih rastvora hlorida:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2.

(reakcija totalne elektrolize)

Alkalije se također mogu dobiti reakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.

Hemijska svojstva baza

1. Sve baze nerastvorljive u vodi se razlažu kada se zagrijavaju i formiraju okside:

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

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

2. Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija sa kiselinama – reakcija neutralizacije. U njega ulaze i alkalije i nerastvorljive baze:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

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

3. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim i amfoterni oksidi:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Baze mogu reagovati sa kiselim solima:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

5. Posebno je potrebno istaći sposobnost alkalnih rastvora da reaguju sa nekim nemetalima (halogeni, sumpor, beli fosfor, silicijum):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (na hladnom),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kada se zagreje),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Osim toga, koncentrirani rastvori alkalija, kada se zagreju, takođe mogu da rastvore neke metale (one čija jedinjenja imaju amfoterna svojstva):

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

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.

Alkalne otopine imaju pH> 7 (alkalna sredina), promijenite boju indikatora (lakmus - plava, fenolftalein - ljubičasta).

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

1. Baze reaguju sa kiselinama i formiraju so i vodu:

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

2. C kiseli oksidi tvoreći sol i vodu:

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

3. Alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima, stvarajući sol i vodu:

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

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

4. Alkalije reaguju sa rastvorljivim solima, formirajući ili slabu bazu, talog ili gas:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

baza

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. Alkalije reaguju sa nekim metalima, koji odgovaraju amfoternim oksidima:

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

6. Utjecaj lužine na indikator:

OH - + fenolftalein ® grimizna boja

OH - + lakmus ® Plava boja

7. Raspadanje nekih baza pri zagrevanju:

Su(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Amfoterni hidroksidi – hemijska jedinjenja, pokazujući svojstva i baza i kiselina. Amfoterni hidroksidi odgovaraju amfoternim oksidima (vidi paragraf 3.1).

Amfoterni hidroksidi se obično pišu u obliku baze, ali se mogu predstaviti i u obliku kiseline:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

temelj

Hemijska svojstva amfoterni hidroksidi

1. Amfoterni hidroksidi stupaju u interakciju s kiselinama i kiselim oksidima:

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

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

2. Interakcija sa alkalijama i osnovnim oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

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

H 3 AlO 3 kiseli natrijum metaaluminat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

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

Svi amfoterni hidroksidi su slabi elektroliti

soli

soli- To su složene supstance koje se sastoje od metalnih jona i kiselog ostatka. Soli su produkti potpune ili djelomične zamjene vodikovih jona metalnim (ili amonijevim) ionima u kiselinama. Vrste soli: srednje (normalne), kisele i bazne.

Srednje soli- to su proizvodi potpune zamjene katjona vodonika u kiselinama metalnim (ili amonijumskim) jonima: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itd.

Hemijska svojstva srednjih soli

1. Soli stupaju u interakciju sa kiselinama, alkalijama i drugim solima, stvarajući slab elektrolit ili talog; ili plin:

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

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 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

baza

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

2. Soli stupaju u interakciju s aktivnijim metalima. Aktivniji metal istiskuje manje aktivni metal iz rastvora soli (Dodatak 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Kiselinske soli- to su proizvodi nepotpune zamjene katjona vodika u kiselinama metalnim (ili amonijumskim) ionima: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itd. Kisele soli mogu biti formirane samo od višebaznih kiselina. Gotovo sve kisele soli su visoko rastvorljive u vodi.

Dobivanje kiselih soli i njihovo pretvaranje u srednje soli

1. Kisele soli se dobijaju reakcijom viška kiseline ili kiselog oksida sa bazom:

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Kada višak kiseline stupi u interakciju s bazičnim oksidom:

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

3. Kisele soli se dobijaju iz srednjih soli dodavanjem kiseline:

· istoimeni

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Kisele soli se pretvaraju u srednje soli pomoću alkalija:

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

Bazične soli– to su proizvodi nepotpune supstitucije hidrokso grupa (OH - ) baze sa kiselim ostatkom: MgOHCl, AlOHSO 4 itd. Bazične soli mogu nastati samo od slabih baza polivalentnih metala. Ove soli su uglavnom slabo rastvorljive.

Dobivanje bazičnih soli i njihovo pretvaranje u srednje soli

1. Bazne soli se dobivaju reakcijom viška baze s kiselinom ili kiselim oksidom:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hidrokso-

magnezijum hlorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidrokso-

gvožđe(III) sulfat

2. Bazne soli nastaju od srednje soli dodavanjem manjka lužine:

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

3. Bazne soli se pretvaraju u srednje soli dodavanjem kiseline (poželjno one koja odgovara soli):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

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

ELEKTROLITI

Elektroliti- to su supstance koje se u rastvoru raspadaju na jone pod uticajem polarnih molekula rastvarača (H 2 O). Na osnovu njihove sposobnosti da se disocijacije (razgrađuju na ione), elektroliti se konvencionalno dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti disociraju gotovo u potpunosti (u razrijeđenim otopinama), dok se slabi elektroliti disociraju na jone samo djelomično.

TO jaki elektroliti vezati:

· jake kiseline (vidi str. 20);

· jake baze – alkalije (vidi str. 22);

· skoro sve rastvorljive soli.

U slabi elektroliti spadaju:

slabe kiseline (vidi str. 20);

· baze nisu alkalije;

Jedna od glavnih karakteristika slabog elektrolita je konstanta disocijacije – TO . Na primjer, za jednobazičnu kiselinu,

HA Û H + +A - ,

gdje je ravnotežna koncentracija H + jona;

– ravnotežna koncentracija anjona kiseline A - ;

– ravnotežna koncentracija molekula kiseline,

Ili za slabu osnovu,

MOH Û M + +OH - ,

,

gdje je ravnotežna koncentracija M + kationa;

– ravnotežna koncentracija hidroksidnih jona OH - ;

– ravnotežna koncentracija slabih baznih molekula.

Konstante disocijacije nekih slabi elektroliti(na t = 25°S)

Supstanca	TO	Supstanca	TO
HCOOH	K = 1,8×10 -4	H3PO4	K 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10 -5		K 2 = 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
	K 2 = 6,3×10 -8	NH 3 × H 2 O	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		K 2 = 1,5×10 -9
	K2 = 1,6×10 -12	Cd(OH)2	K 2 = 5,0×10 -3
Fe(OH)2	K 2 = 1,3×10 -4	Cr(OH)3	K 3 = 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	K 2 = 3,4×10 -7		K 2 = 3,0×10 -8
Ni(OH)2	K 2 = 2,5×10 -5

Nakon čitanja članka, moći ćete razdvojiti tvari na soli, kiseline i baze. Članak opisuje koji je pH rastvora, šta opšta svojstva imaju kiseline i baze.

Poput metala i nemetala, kiseline i baze su podjela supstanci na osnovu sličnih svojstava. Prva teorija kiselina i baza pripadala je švedskom naučniku Arrhenijusu. Prema Arrheniusu, kiselina je klasa supstanci koje se u reakciji s vodom disociraju (raspadaju) stvarajući vodikov kation H+. Arrheniusov teren vodeni rastvor formiraju OH - anione. Sljedeću teoriju predložili su 1923. godine naučnici Bronsted i Lowry. Teorija Brønsted-Lowryja definira kiseline kao supstance sposobne da doniraju proton u reakciji (vodonik kation se naziva proton u reakcijama). Baze su, prema tome, tvari koje mogu prihvatiti proton u reakciji. Current on ovog trenutka teorija - Lewisova teorija. Lewisova teorija definira kiseline kao molekule ili ione sposobne da prihvate elektronske parove, formirajući tako Lewisove adukte (adukt je spoj nastao spajanjem dva reaktanta bez stvaranja nusproizvoda).

IN neorganska hemija, u pravilu, pod kiselinom podrazumijevaju Brønsted-Lowryjevu kiselinu, odnosno tvari sposobne da doniraju proton. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina. Ova pravila se odnose na kiseline i baze.

Disocijacija

Disocijacija je proces razlaganja tvari na ione u otopinama ili topljenima. Na primjer, disocijacija hlorovodonične kiseline je razlaganje HCl na H + i Cl -.

Svojstva kiselina i baza

Baze su obično sapunaste na dodir, dok kiseline općenito imaju kiselkast okus.

Kada baza reaguje sa mnogo kationa, formira se talog. Kada kiselina reaguje sa anionima, obično se oslobađa gas.

Najčešće korištene kiseline:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Često korištene baze:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Jake i slabe kiseline i baze

Jake kiseline

Takve kiseline koje potpuno disociraju u vodi, proizvodeći vodikove katione H+ i anione. Primjer jake kiseline je hlorovodonične kiseline HCl:

HCl (rastvor) + H 2 O (l) → H 3 O + (rastvor) + Cl - (rastvor)

Primjeri jakih kiselina: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Lista jakih kiselina

• HCl - hlorovodonična kiselina
• HBr - bromovodonik
• HI - vodonik jodid
• HNO3- Azotna kiselina
• HClO 4 - perhlorna kiselina
• H 2 SO 4 - sumporna kiselina

Slabe kiseline

Samo djelomično otopljen u vodi, na primjer, HF:

HF (rastvor) + H2O (l) → H3O + (rastvor) + F - (rastvor) - u takvoj reakciji više od 90% kiseline ne disocira:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Jake i slabe kiseline mogu se razlikovati mjerenjem provodljivosti rastvora: provodljivost zavisi od broja jona, što je kiselina jača, što je više disocirana, dakle, što je kiselina jača, to je veća provodljivost.

Lista slabih kiselina

• HF vodonik fluorid
• H 3 PO 4 fosfor
• H 2 SO 3 sumpor
• H 2 S vodonik sulfid
• H 2 CO 3 ugalj
• H 2 SiO 3 silicijum

Jaka osnova

Jake baze se potpuno disociraju u vodi:

NaOH (rastvor) + H 2 O ↔ NH 4

Jake baze uključuju hidrokside metala prve (alkalne, alkalni metali) i druge (alkalinoterene, zemnoalkalne metale) grupe.

Lista jakih baza

• NaOH natrijum hidroksid (kaustična soda)
• KOH kalijum hidroksid (kaustična potaša)
• LiOH litijum hidroksid
• Ba(OH) 2 barijum hidroksid
• Ca(OH) 2 kalcijum hidroksid (gašeno vapno)

Slabi temelji

IN reverzibilna reakcija u prisustvu vode formira OH - jone:

NH 3 (rastvor) + H 2 O ↔ NH + 4 (rastvor) + OH - (rastvor)

Najslabije baze su anjoni:

F - (rastvor) + H 2 O ↔ HF (rastvor) + OH - (rastvor)

Lista slabih baza

• Mg(OH) 2 magnezijum hidroksid
• Fe(OH) 2 gvožđe(II) hidroksid
• Zn(OH) 2 cink hidroksid
• NH 4 OH amonijum hidroksid
• Fe(OH) 3 gvožđe(III) hidroksid

Reakcije kiselina i baza

Jaka kiselina i jaka baza

Ova reakcija se naziva neutralizacija: kada je količina reagensa dovoljna da potpuno disocira kiselinu i bazu, rezultirajuća otopina će biti neutralna.

primjer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Slaba baza i slaba kiselina

Opšti oblik reakcije:
Slaba baza (rastvor) + H 2 O ↔ Slaba kiselina (rastvor) + OH - (rastvor)

Jaka baza i slaba kiselina

Baza se potpuno disocira, kiselina djelimično disocira, rezultirajući rastvor ima slaba svojstva baze:

HX (rastvor) + OH - (rastvor) ↔ H 2 O + X - (rastvor)

Jaka kiselina i slaba baza

Kiselina se potpuno disocira, baza se ne disocira u potpunosti:

Disocijacija vode

Disocijacija je razlaganje supstance na sastavne molekule. Svojstva kiseline ili baze zavise od ravnoteže koja je prisutna u vodi:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (rastvor) + OH - (rastvor)
K c = / 2
Konstanta ravnoteže vode na t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, vrijedi i sljedeća jednakost: = 10 -14, koja se naziva konstanta disocijacije vode. Za čista voda= = 10 -7, odakle je -lg = 7.0.

Ova vrijednost(-lg) se naziva pH - potencijal vodonika. Ako je pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, tada supstanca ima osnovna svojstva.

Metode za određivanje pH

Instrumentalna metoda

Poseban uređaj, pH metar, je uređaj koji pretvara koncentraciju protona u otopini u električni signal.

Indikatori

Supstanca koja mijenja boju u određenom pH rasponu ovisno o kiselost rastvora Koristeći nekoliko indikatora možete postići prilično točne rezultate.

Sol

Sol je jonsko jedinjenje formirano od kationa koji nije H+ i anjona koji nije O2-. U slaboj vodenoj otopini soli se potpuno disociraju.

Odrediti kiselinsko-bazna svojstva otopine soli, potrebno je utvrditi koji su joni prisutni u otopini i razmotriti njihova svojstva: neutralni ioni nastali iz jakih kiselina i baza ne utječu na pH: ne oslobađaju ni H + ni OH - ione u vodi. Na primjer, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Anjoni nastali iz slabih kiselina pokazuju alkalna svojstva (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), katjoni sa alkalnim svojstvima ne postoje.

Svi kationi osim metala prve i druge grupe imaju kisela svojstva.

Puferski rastvor

Otopine koje održavaju svoj pH nivo kada se doda mala količina jake kiseline ili jake baze uglavnom se sastoje od:

• Smjesa slabe kiseline, njene odgovarajuće soli i slabe baze
• Slaba baza, odgovarajuća sol i jaka kiselina

Za pripremu puferske otopine određene kiselosti potrebno je pomiješati slabu kiselinu ili bazu s odgovarajućom soli, uzimajući u obzir:

• pH opseg u kojem će puferski rastvor biti efikasan
• Kapacitet rastvora - količina jake kiseline ili jake baze koja se može dodati bez uticaja na pH rastvora
• Ne bi trebalo biti neželjenih reakcija koje bi mogle promijeniti sastav otopine

Test:

Prije diskusije o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, hajdemo jasno definirati šta su to?

1) Baze ili bazni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +1 ili +2, tj. čije su formule napisane kao MeOH ili Me(OH) 2. Međutim, postoje izuzeci. Dakle, hidroksidi Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 nisu baze.

2) Amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +3, +4, kao i, izuzev, hidrokside Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +4, in Zadaci objedinjenog državnog ispita ne dogode, pa se neće uzeti u obzir.

Hemijska svojstva baza

Svi tereni su podijeljeni na:

Podsetimo se da berilijum i magnezijum nisu zemnoalkalni metali.

Osim što su rastvorljive u vodi, alkalije se veoma dobro disociraju i u vodenim rastvorima, dok nerastvorljive baze imaju nizak stepen disocijacije.

Ova razlika u rastvorljivosti i sposobnosti disociacije između alkalija i nerastvorljivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do uočljivih razlika u njihovim hemijskim svojstvima. Dakle, posebno su alkalije više hemijski aktivnih jedinjenja i često su u stanju da uđu u reakcije u koje ne ulaze nerastvorljive baze.

Interakcija baza sa kiselinama

Alkalije reaguju sa apsolutno svim kiselinama, čak i sa vrlo slabim i nerastvorljivim. Na primjer:

Nerastvorljive baze reaguju sa gotovo svim rastvorljivim kiselinama, ali ne reaguju sa nerastvorljivom silicijumskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze sa opšta formula tip Me(OH) 2 može formirati bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija sa kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima, stvarajući soli i često vodu:

Nerastvorljive baze su sposobne da reaguju sa svim višim kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, da formiraju srednje soli:

Nerastvorljive baze u obliku Me(OH) 2 reaguju u prisustvu vode sa ugljen-dioksid isključivo sa stvaranjem bazičnih soli. Na primjer:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Zbog svoje izuzetne inertnosti sa silicijum dioksidom reaguju samo najjače baze, alkalije. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s nerastvorljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija izvodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida sa čvrstom alkalijom, ova reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine alkalija, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:

U slučaju aluminijuma, pod dejstvom viška koncentrovane alkalije, umesto Na soli nastaje Na 3 so:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reaguje sa bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uslova:

1) rastvorljivost polaznih jedinjenja;

2) prisustvo taloga ili gasa među produktima reakcije

Na primjer:

Termička stabilnost podloga

Sve alkalije, osim Ca(OH) 2, otporne su na toplinu i tope se bez raspadanja.

Sve nerastvorljive baze, kao i slabo rastvorljivi Ca(OH) 2, raspadaju se pri zagrevanju. Većina toplota raspadanje kalcijum hidroksida – oko 1000 o C:

Nerastvorljivih hidroksida ima mnogo više niske temperature raspadanje. Na primjer, bakar (II) hidroksid se raspada već na temperaturama iznad 70 o C:

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselinama

Amfoterni hidroksidi reaguju sa jakim kiselinama:

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +3, tj. tipa Me(OH) 3, ne reagiraju sa kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi originalni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju sa višim oksidima, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +3, tj. tipa Me(OH) 3, ne reaguju sa kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazama

Među bazama, amfoterni hidroksidi reaguju samo sa alkalijama. U ovom slučaju, ako se koristi vodeni rastvor alkalija, tada nastaju soli hidrokso kompleksa:

A kada se amfoterni hidroksidi stapaju sa čvrstim alkalijama, dobijaju se njihovi bezvodni analozi:

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju kada su fuzionisani sa oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

Termička razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su nerastvorljivi u vodi i, kao i svi nerastvorljivi hidroksidi, raspadaju se kada se zagreju na odgovarajući oksid i vodu.

Savremena hemijska nauka predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, pored svoje teorijske osnove, ima veliku primijenjena vrijednost, praktično. Šta god da dodirnete, sve oko vas je hemijski proizvod. Glavni dijelovi su neorganski i organska hemija. Hajde da razmotrimo koje su glavne klase supstanci klasifikovane kao neorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Grounds.
4. Kiseline.

Svaka od klasa je predstavljena širokim spektrom spojeva anorganske prirode i važna je u gotovo svim ekonomskim i industrijska aktivnost osoba. Proučavaju se sva glavna svojstva karakteristična za ove spojeve, njihovu pojavu u prirodi i njihovu pripremu školski kurs Hemija je obavezna u 8-11 razredima.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primere svake supstance i njihovog agregacionog stanja i pojave u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju hemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa spojeva - oksidi

4. Reakcije usljed kojih elementi mijenjaju CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiselina (izuzetak SiO 2)

CO + voda = kiselina

2. Reakcije sa bazama:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije sa bazičnim oksidima: stvaranje soli

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva i međusobno djeluju po principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju sa vodom.

1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = so + H 2 O

2. Sa bazama (alkalijama): formiranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije sa OO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalni metali: formiranje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne stvaraju ni kiseline ni alkalije. Pokažite usko specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran od metala ili nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na osnovu pozicija ED - elektrolitička disocijacija- Svante Arrhenius) kiseline su jedinjenja u vodena sredina disocijacija na katione H + i anjone kiselinskih ostataka An -. Međutim, danas su kiseline također opširno proučavane u bezvodnim uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji ukazuju na njihovu količinu u tvari. Na primjer, neorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiselinski ostatak n-. Organska materija imaju drugačije teorijsko mapiranje. Osim empirijskog, možete zapisati i potpuno i skraćeno strukturnu formulu, koji će odražavati ne samo sastav i količinu molekula, već i redoslijed rasporeda atoma, njihovu međusobnu povezanost i glavnu funkcionalnu grupu za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim tvarima sve kiseline se dijele u dvije grupe:

• bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kiseonik (oksokiseline) - HClO 3 i sve gde ima kiseonika.

Anorganske kiseline se također klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, hlorovodonične, azotne, perhlorne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipohlorne i druge.

Organska hemija ne nudi istu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode klasifikovane su kao karboksilne kiseline. Njihova opšta karakteristika- Dostupnost funkcionalna grupa-COOH. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (sirćetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se ova tema razmatra u školskom kursu hemije.

1. Solyanaya.
2. Nitrogen.
3. Orthophosphoric.
4. Bromovodična.
5. Ugalj.
6. Vodonik jodid.
7. Sumporna.
8. Sirćet ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. Benzoin.

Ovih 10 kiselina u hemiji su osnovne supstance odgovarajuće klase kako u školskom kursu tako i uopšte u industriji i sintezi.

Svojstva neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva uključuju, prije svega, različito stanje agregacije. Na kraju krajeva, postoji niz kiselina koje u normalnim uslovima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina dobro poznatih neorganske kiseline predstavlja različite tečnosti. Tačke ključanja i topljenja također variraju.

Kiseline mogu izazvati teške opekotine jer imaju moć da unište organsko tkivo i pokrivanje kože. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnarandžasta (u normalnom okruženju - narandžasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Najvažnija hemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije sa jednostavnim i složene supstance.

Hemijska svojstva neorganskih kiselina

Sa čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. Sa jednostavnim supstancama - metalima. Obavezno stanje: metal mora biti u EHRNM prije vodonika, pošto metali koji stoje poslije vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina sa alkalijama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + rastvorljiva baza = so i voda
3. Sa amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijum hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja so) + 2H 2 O
4. Sa osnovnim oksidima. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) hlorid + H 2 O
5. Sa amfoternim oksidima. Konačni efekat: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni efekat: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijum bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline jednako. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje ovakvih reakcija, međutim, i na ovom nivou se razmatraju specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase supstanci imaju zajedničku hemijsku prirodu, objašnjenu strukturom kristalna rešetka, kao i međusobni uticaj atoma u molekulima. Međutim, ako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, onda je to teže učiniti za kiseline i baze.

Baš kao i kiseline, baze su, prema ED teoriji, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidroksilnih grupa OH - .

• Rastvorljive ili alkalne (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Nastaje od metala I i II grupe. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podgrupa);
• Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv (srednje jačine, ne menjati boju indikatora). Primer: magnezijum hidroksid, gvožđe (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenom okruženju reverzibilno se disociraju u molekule jona). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna svojstva bazične kiseline). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava u školskom kursu hemije u odeljku „Osnove“. Hemija u razredima 8-9 uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i slabo rastvorljiva jedinjenja nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove temperature topljenja su obično niske, a slabo topljivi hidroksidi se raspadaju kada se zagrijavaju. Boja baza je drugačija. Ako alkalije bijela, tada kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Rastvorljivost većine jedinjenja ove klase može se pogledati u tabeli, u kojoj su prikazane formule oksida, baza, kiselina, soli, pokazujući njihovu rastvorljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - grimizna, metilnarandžasta - žuta. To se osigurava slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva
Alkalije	Slabo rastvorljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija sa kiselinama (sol i voda): obične reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Oni stupaju u interakciju sa AO kako bi formirali hidrokso kompleks soli i vode: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. Oni stupaju u interakciju s amfoternim hidroksidima i formiraju hidroksi kompleksne soli: Isto kao i sa AO, samo bez vode V. Reaguje sa rastvorljivim solima da nastane nerastvorljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo (III) hlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reaguje sa cinkom i aluminijumom u vodenoj otopini da nastane soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks sa hidroksid ionom 2Rb + 3H 2	I. Kada se zagreju, mogu se razgraditi: nerastvorljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kiselinama (rezultat: sol i voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me +n (OH) n + KO = so + H 2 O	I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reakcija s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo su većina hemijskih svojstava koje pokazuju baze. Hemija baza je prilično jednostavna i prati opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se u vodenom rastvoru disociraju na metalne katjone Me +n i anjone kiselih ostataka An n-. Ovako možete zamisliti soli. Hemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtačnija.

Štaviše, prema svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrže vodikov kation). Primjer: NaHSO 4.
• Basic (sadrži hidrokso grupu). Primjer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi i dr.). Primjer: K 2.

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također ukazuju na kvalitativni i kvantitativni sastav molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva rastvorljivosti, što se može videti u odgovarajućoj tabeli.

Ako govorimo o stanje agregacije soli, onda morate primijetiti njihovu monotoniju. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle, zasićene boje.

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična hemijska svojstva kao baze, kiseline i soli. Oksidi se, kao što smo već ispitali, po ovom faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija sa kiselinama (samo jakim sa stanovišta ED) sa stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima koje proizvode soli i nerastvorljive baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rastvorljiva so + Cu(OH) 2 nerastvorljiva baza

III. Reakcija sa drugom rastvorljivom soli da nastane nerastvorljiva i rastvorljiva so:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji se nalaze u EHRNM lijevo od onog koji formira sol. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao stupiti u interakciju s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, baznih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti prikazanih hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju hemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa anorganskih jedinjenja, a osim toga daju ideju o nazivu supstance i njenom fizička svojstva. Stoga treba obratiti pažnju na njihovo pisanje Posebna pažnja. Općenito nevjerovatna kemijska nauka nudi nam ogroman izbor jedinjenja. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio ogromne raznolikosti.