Βάσεις για την ταξινόμηση και τις χημικές τους ιδιότητες. Βάσεις, αμφοτερικά υδροξείδια. Χημικές ιδιότητες βάσεων

3. Υδροξείδια

Μεταξύ πολυστοιχειακών ενώσεων σημαντική ομάδασυνθέτουν υδροξείδια. Μερικά από αυτά παρουσιάζουν τις ιδιότητες των βάσεων (βασικά υδροξείδια) - NaOH, Ba(OH ) 2, κ.λπ. άλλα παρουσιάζουν τις ιδιότητες των οξέων (υδροξείδια οξέος) - HNO3, H3PO4 και άλλοι. Υπάρχουν επίσης αμφοτερικά υδροξείδια που, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να εμφανίσουν τόσο τις ιδιότητες των βάσεων όσο και τις ιδιότητες των οξέων - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, κ.λπ.

3.1. Ταξινόμηση, προετοιμασία και ιδιότητες των βάσεων

Από τη σκοπιά της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, οι βάσεις (βασικά υδροξείδια) είναι ουσίες που διασπώνται σε διαλύματα για να σχηματίσουν ιόντα υδροξειδίου ΟΗ - .

Σύμφωνα με τη σύγχρονη ονοματολογία, ονομάζονται συνήθως υδροξείδια των στοιχείων, υποδεικνύοντας, εάν είναι απαραίτητο, το σθένος του στοιχείου (με ρωμαϊκούς αριθμούς σε παρένθεση): ΚΟΗ - υδροξείδιο του καλίου, υδροξείδιο του νατρίου NaOH , υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH ) 2, υδροξείδιο χρωμίου ( II)-Cr(ΟΗ ) 2, υδροξείδιο χρωμίου ( III) - Cr (OH) 3.

Υδροξείδια μετάλλων συνήθως χωρίζονται σε δύο ομάδες: υδατοδιαλυτό(σχηματίζεται από μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba και επομένως ονομάζονται αλκάλια) και αδιάλυτο στο νερό. Η κύρια διαφορά μεταξύ τους είναι ότι η συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ - σε αλκαλικά διαλύματα είναι αρκετά υψηλό, αλλά για αδιάλυτες βάσεις καθορίζεται από τη διαλυτότητα της ουσίας και συνήθως είναι πολύ μικρή. Ωστόσο, μικρές συγκεντρώσεις ισορροπίας του ιόντος ΟΗ - ακόμη και σε διαλύματα αδιάλυτων βάσεων προσδιορίζονται οι ιδιότητες αυτής της κατηγορίας ενώσεων.

Με τον αριθμό των υδροξυλομάδων (οξύτητα) , ικανά να αντικατασταθούν από όξινο υπόλειμμα, διακρίνονται:

Βάσεις μονοοξέων -ΚΟΗ, NaOH;

Βάσεις διοξέων - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Τριοξικές βάσεις - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Λήψη λόγων

1. Η γενική μέθοδος παρασκευής βάσεων είναι μια αντίδραση ανταλλαγής, με τη βοήθεια της οποίας μπορούν να ληφθούν τόσο αδιάλυτες όσο και διαλυτές βάσεις:

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

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

Όταν λαμβάνονται διαλυτές βάσεις με αυτή τη μέθοδο, κατακρημνίζεται ένα αδιάλυτο άλας.

Κατά την παρασκευή αδιάλυτων στο νερό βάσεων με αμφοτερικές ιδιότητες, θα πρέπει να αποφεύγεται η περίσσεια αλκαλίων, καθώς μπορεί να συμβεί διάλυση της αμφοτερικής βάσης, για παράδειγμα,

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

Al(OH) 3 + ΚΟΗ = Κ.

Σε τέτοιες περιπτώσεις, το υδροξείδιο του αμμωνίου χρησιμοποιείται για τη λήψη υδροξειδίων, στα οποία τα αμφοτερικά οξείδια δεν διαλύονται:

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

Τα υδροξείδια του αργύρου και του υδραργύρου αποσυντίθενται τόσο εύκολα που όταν προσπαθούμε να τα λάβουμε με αντίδραση ανταλλαγής, αντί για υδροξείδια, κατακρημνίζονται οξείδια:

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

2. Τα αλκάλια στην τεχνολογία λαμβάνονται συνήθως με ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων χλωριδίων:

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

(αντίδραση ολικής ηλεκτρόλυσης)

Τα αλκάλια μπορούν επίσης να ληφθούν με αντίδραση μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών ή των οξειδίων τους με νερό:

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

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

Χημικές ιδιότητες βάσεων

1. Όλες οι βάσεις που είναι αδιάλυτες στο νερό αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται για να σχηματίσουν οξείδια:

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

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

2. Η πιο χαρακτηριστική αντίδραση των βάσεων είναι η αλληλεπίδρασή τους με τα οξέα - η αντίδραση εξουδετέρωσης. Τόσο τα αλκάλια όσο και οι αδιάλυτες βάσεις εισέρχονται σε αυτό:

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

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

3. Τα αλκάλια αλληλεπιδρούν με όξινα και αμφοτερικά οξείδια:

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

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

4. Οι βάσεις μπορούν να αντιδράσουν με όξινα άλατα:

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. Είναι απαραίτητο να τονιστεί ιδιαίτερα η ικανότητα των αλκαλικών διαλυμάτων να αντιδρούν με ορισμένα αμέταλλα (αλογόνα, θείο, λευκός φώσφορος, πυρίτιο):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (στο κρύο),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (όταν θερμαίνεται),

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. Επιπλέον, συμπυκνωμένα διαλύματα αλκαλίων, όταν θερμαίνονται, είναι επίσης ικανά να διαλύσουν ορισμένα μέταλλα (αυτά των οποίων οι ενώσεις έχουν επαμφοτερίζουσες ιδιότητες):

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

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

Τα αλκαλικά διαλύματα έχουν pH> 7 (αλκαλικό περιβάλλον), αλλάξτε το χρώμα των δεικτών (λίθος - μπλε, φαινολοφθαλεΐνη - μωβ).

M.V. Andryukhova, L.N. Μποροντίνα

1. Οι βάσεις αντιδρούν με οξέα για να σχηματίσουν αλάτι και νερό:

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

2. Γ οξείδια οξέος, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:

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

3. Τα αλκάλια αντιδρούν με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:

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

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

4. Τα αλκάλια αντιδρούν με διαλυτά άλατα, σχηματίζοντας είτε μια ασθενή βάση, ένα ίζημα ή ένα αέριο:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

βάση

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

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

5. Τα αλκάλια αντιδρούν με ορισμένα μέταλλα, τα οποία αντιστοιχούν σε αμφοτερικά οξείδια:

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

6. Επίδραση αλκαλίου στον δείκτη:

OH - + phenolphthalein ® βυσσινί χρώμα

OH - + λίθος ® Μπλε χρώμα

7. Αποσύνθεση ορισμένων βάσεων όταν θερμαίνονται:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Αμφοτερικά υδροξείδια – χημικές ενώσεις, παρουσιάζοντας τις ιδιότητες τόσο των βάσεων όσο και των οξέων. Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιστοιχούν στα αμφοτερικά οξείδια (βλέπε παράγραφο 3.1).

Τα αμφοτερικά υδροξείδια γράφονται συνήθως με τη μορφή βάσης, αλλά μπορούν επίσης να αναπαρασταθούν με τη μορφή οξέος:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

θεμέλιο

Χημικές ιδιότητεςαμφοτερικά υδροξείδια

1. Τα αμφοτερικά υδροξείδια αλληλεπιδρούν με οξέα και οξείδια:

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

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

2. Αλληλεπιδρούν με αλκάλια και βασικά οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών:

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

H 3 AlO 3 οξύ μετααργιλικό νάτριο

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

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

Όλα τα αμφοτερικά υδροξείδια είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες

Άλατα

Άλατα- Πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από μεταλλικά ιόντα και ένα υπόλειμμα οξέος. Τα άλατα είναι προϊόντα πλήρους ή μερικής αντικατάστασης ιόντων υδρογόνου με ιόντα μετάλλου (ή αμμωνίου) σε οξέα. Τύποι αλάτων: μέτρια (κανονικά), όξινα και βασικά.

Μέτρια άλατα- αυτά είναι τα προϊόντα πλήρους αντικατάστασης κατιόντων υδρογόνου σε οξέα με ιόντα μετάλλου (ή αμμωνίου): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl, κ.λπ.

Χημικές ιδιότητες μεσαίων αλάτων

1. Τα άλατα αλληλεπιδρούν με οξέα, αλκάλια και άλλα άλατα, σχηματίζοντας είτε έναν ασθενή ηλεκτρολύτη είτε ένα ίζημα. ή αέριο:

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

βάση

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

2. Τα άλατα αλληλεπιδρούν με πιο ενεργά μέταλλα. Ένα πιο ενεργό μέταλλο εκτοπίζει ένα λιγότερο ενεργό μέταλλο από το διάλυμα άλατος (Παράρτημα 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Άλατα οξέων- πρόκειται για προϊόντα ατελούς αντικατάστασης κατιόντων υδρογόνου σε οξέα με ιόντα μετάλλου (ή αμμωνίου): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 κ.λπ. Τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματιστούν μόνο από πολυβασικά οξέα. Σχεδόν όλα τα όξινα άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό.

Λήψη όξινων αλάτων και μετατροπή τους σε μέτρια άλατα

1. Τα όξινα άλατα λαμβάνονται με αντίδραση μιας περίσσειας οξέος ή οξειδίου του οξέος με μια βάση:

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

CO 2 + NaOH = NaHC0 3

2. Όταν η περίσσεια οξέος αλληλεπιδρά με το βασικό οξείδιο:

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

3. Τα όξινα άλατα λαμβάνονται από μέτρια άλατα με την προσθήκη οξέος:

· επώνυμος

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

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Τα όξινα άλατα μετατρέπονται σε μέτρια άλατα χρησιμοποιώντας αλκάλια:

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

Βασικά άλατα– πρόκειται για προϊόντα ατελούς υποκατάστασης υδροξοομάδων (ΟΗ - ) βάσεις με όξινο υπόλειμμα: MgOHCl, AlOHSO 4, κ.λπ. Τα βασικά άλατα μπορούν να σχηματιστούν μόνο από ασθενείς βάσεις πολυσθενών μετάλλων. Αυτά τα άλατα είναι γενικά ελάχιστα διαλυτά.

Λήψη βασικών αλάτων και μετατροπή τους σε μέτρια άλατα

1. Τα βασικά άλατα λαμβάνονται με αντίδραση περίσσειας βάσης με οξύ ή οξείδιο οξέος:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

υδροξο-

χλωριούχο μαγνήσιο

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

υδροξο-

θειικός σίδηρος (III).

2. Τα βασικά άλατα σχηματίζονται από μέτριο αλάτι προσθέτοντας έλλειψη αλκαλίου:

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

3. Τα βασικά άλατα μετατρέπονται σε μέτρια άλατα με την προσθήκη ενός οξέος (κατά προτίμηση αυτού που αντιστοιχεί στο αλάτι):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

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

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

Ηλεκτρολύτες- πρόκειται για ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διάλυμα υπό την επίδραση μορίων πολικών διαλυτών (H 2 O). Με βάση την ικανότητά τους να διασπώνται (διασπώνται σε ιόντα), οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε ισχυρούς και ασθενείς. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες διασπώνται σχεδόν πλήρως (σε αραιά διαλύματα), ενώ οι ασθενείς ηλεκτρολύτες διασπώνται σε ιόντα μόνο εν μέρει.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ισχυρούς ηλεκτρολύτεςσχετίζομαι:

· ισχυρά οξέα (βλ. σελ. 20).

· ισχυρές βάσεις – αλκάλια (βλ. σελ. 22).

· σχεδόν όλα τα διαλυτά άλατα.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

ασθενή οξέα (βλ. σελ. 20).

· Οι βάσεις δεν είναι αλκαλικές.

Ένα από τα κύρια χαρακτηριστικά ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη είναι σταθερά διάστασης – ΠΡΟΣ ΤΗΝ . Για παράδειγμα, για ένα μονοβασικό οξύ,

HA Û H + +Α - ,

όπου, είναι η συγκέντρωση ισορροπίας των ιόντων H +;

– συγκέντρωση ισορροπίας όξινων ανιόντων Α - ;

– συγκέντρωση ισορροπίας μορίων οξέος,

Ή για αδύναμα θεμέλια,

MOH Û M + +OH - ,

,

όπου, είναι η συγκέντρωση ισορροπίας των κατιόντων M +;

– συγκέντρωση ισορροπίας ιόντων υδροξειδίου ΟΗ - ;

– συγκέντρωση ισορροπίας μορίων ασθενούς βάσης.

Σταθερές διάστασης ορισμένων ασθενείς ηλεκτρολύτες(σε t = 25°С)

Ουσία	ΠΡΟΣ ΤΗΝ	Ουσία	ΠΡΟΣ ΤΗΝ
HCOOH	Κ = 1,8×10 -4	H3PO4	K 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	Κ = 1,8×10 -5		K 2 = 6,3×10 -8
HCN	Κ = 7,9×10 -10		K 3 = 1,3×10 -12
H2CO3	K 1 = 4,4×10 -7	HClO	Κ = 2,9×10 -8
	Κ2 = 4,8×10 -11	H3BO3	K 1 = 5,8×10 -10
HF	Κ = 6,6×10 -4		Κ2 = 1,8×10 -13
HNO2	K = 4,0×10 -4		K 3 = 1,6×10 -14
H2SO3	K 1 = 1,7×10 -2	H2O	Κ = 1,8×10 -16
	K 2 = 6,3×10 -8	NH 3 × H 2 O	Κ = 1,8×10 -5
H2S	K 1 = 1,1×10 -7	Al(OH) 3	K 3 = 1,4×10 -9
	Κ2 = 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
	Κ2 = 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	Κ2 = 1,8×10 -11	Ag(OH)	Κ = 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

Αφού διαβάσετε το άρθρο, θα μπορείτε να διαχωρίσετε τις ουσίες σε άλατα, οξέα και βάσεις. Το άρθρο περιγράφει ποιο είναι το pH ενός διαλύματος, τι γενικές ιδιότητεςέχουν οξέα και βάσεις.

Όπως τα μέταλλα και τα αμέταλλα, τα οξέα και οι βάσεις είναι η διαίρεση των ουσιών με βάση παρόμοιες ιδιότητες. Η πρώτη θεωρία οξέων και βάσεων ανήκε στον Σουηδό επιστήμονα Arrhenius. Σύμφωνα με τον Arrhenius, ένα οξύ είναι μια κατηγορία ουσιών που, όταν αντιδρούν με το νερό, διασπώνται (διασπώνται), σχηματίζοντας το κατιόν υδρογόνου H +. γη του Arrhenius υδατικό διάλυμασχηματίζουν ΟΗ - ανιόντα. Η επόμενη θεωρία προτάθηκε το 1923 από τους επιστήμονες Bronsted και Lowry. Η θεωρία Brønsted-Lowry ορίζει τα οξέα ως ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο σε μια αντίδραση (ένα κατιόν υδρογόνου ονομάζεται πρωτόνιο στις αντιδράσεις). Οι βάσεις, κατά συνέπεια, είναι ουσίες που μπορούν να δεχτούν ένα πρωτόνιο σε μια αντίδραση. Τρέχουσα ενεργή αυτή τη στιγμήθεωρία - θεωρία Lewis. Η θεωρία Lewis ορίζει τα οξέα ως μόρια ή ιόντα ικανά να δέχονται ζεύγη ηλεκτρονίων, σχηματίζοντας έτσι προσαγωγές Lewis (το προϊόν προσθήκης είναι μια ένωση που σχηματίζεται από το συνδυασμό δύο αντιδραστηρίων χωρίς να σχηματίζονται παραπροϊόντα).

ΣΕ ανόργανη χημεία, κατά κανόνα, με τον όρο οξύ εννοούν ένα οξύ Brønsted-Lowry, δηλαδή ουσίες ικανές να δώσουν ένα πρωτόνιο. Αν εννοούν τον ορισμό ενός οξέος Lewis, τότε στο κείμενο ένα τέτοιο οξύ ονομάζεται οξύ Lewis. Αυτοί οι κανόνες ισχύουν για οξέα και βάσεις.

Διάσταση

Η διάσπαση είναι η διαδικασία αποσύνθεσης μιας ουσίας σε ιόντα σε διαλύματα ή τήγματα. Για παράδειγμα, η διάσταση του υδροχλωρικού οξέος είναι η αποσύνθεση του HCl σε H + και Cl -.

Ιδιότητες οξέων και βάσεων

Οι βάσεις τείνουν να αισθάνονται σαν σαπουνάδα στην αφή, ενώ τα οξέα γενικά έχουν ξινή γεύση.

Όταν μια βάση αντιδρά με πολλά κατιόντα, σχηματίζεται ένα ίζημα. Όταν ένα οξύ αντιδρά με ανιόντα, συνήθως απελευθερώνεται ένα αέριο.

Οξέα που χρησιμοποιούνται συνήθως:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Βάσεις που χρησιμοποιούνται συνήθως:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Ισχυρά και αδύναμα οξέα και βάσεις

Ισχυρά οξέα

Τέτοια οξέα που διασπώνται πλήρως στο νερό, παράγοντας κατιόντα υδρογόνου Η+ και ανιόντα. Ένα παράδειγμα ισχυρού οξέος είναι υδροχλωρικό οξύ HCl:

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

Παραδείγματα ισχυρών οξέων: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Κατάλογος ισχυρών οξέων

• HCl - υδροχλωρικό οξύ
• HBr - υδροβρώμιο
• HI - υδροιώδιο
• HNO3- Νιτρικό οξύ
• HClO 4 - υπερχλωρικό οξύ
• H 2 SO 4 - θειικό οξύ

Αδύναμα οξέα

Μόνο μερικώς διαλυμένο σε νερό, για παράδειγμα, HF:

HF (διάλυμα) + H2O (l) → H3O + (διάλυμα) + F - (διάλυμα) - σε μια τέτοια αντίδραση περισσότερο από το 90% του οξέος δεν διασπάται:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Τα ισχυρά και τα αδύναμα οξέα μπορούν να διακριθούν με τη μέτρηση της αγωγιμότητας των διαλυμάτων: η αγωγιμότητα εξαρτάται από τον αριθμό των ιόντων, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο διάσπαση είναι, επομένως, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο μεγαλύτερη είναι η αγωγιμότητα.

Κατάλογος ασθενών οξέων

• Υδροφθόριο HF
• H 3 PO 4 φωσφορικό
• H 2 SO 3 θειούχο
• H 2 S υδρόθειο
• H 2 CO 3 άνθρακας
• H 2 SiO 3 πυρίτιο

Ισχυρά εδάφη

Οι ισχυρές βάσεις διασπώνται πλήρως στο νερό:

NaOH (διάλυμα) + H 2 O ↔ NH 4

Οι ισχυρές βάσεις περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων της πρώτης (αλκάλια, μέταλλα αλκαλίων) και της δεύτερης (αλκαλινοθερένια, μέταλλα αλκαλικών γαιών).

Λίστα ισχυρών βάσεων

• NaOH υδροξείδιο του νατρίου (καυστική σόδα)
• KOH υδροξείδιο του καλίου (καυστική ποτάσα)
• LiOH υδροξείδιο λιθίου
• Ba(OH) 2 υδροξείδιο του βαρίου
• Ca(OH) 2 υδροξείδιο του ασβεστίου (σβησμένος ασβέστης)

Αδύναμα θεμέλια

ΣΕ αναστρέψιμη αντίδρασηπαρουσία νερού σχηματίζει ιόντα ΟΗ:

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

Οι πιο αδύναμες βάσεις είναι ανιόντα:

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

Λίστα αδύναμων βάσεων

• Mg(OH) 2 υδροξείδιο μαγνησίου
• Fe(OH) 2 υδροξείδιο σιδήρου(II).
• Zn(OH) 2 υδροξείδιο ψευδαργύρου
• NH 4 OH υδροξείδιο του αμμωνίου
• Fe(OH) 3 υδροξείδιο σιδήρου(III).

Αντιδράσεις οξέων και βάσεων

Ισχυρό οξύ και ισχυρή βάση

Αυτή η αντίδραση ονομάζεται εξουδετέρωση: όταν η ποσότητα των αντιδραστηρίων είναι επαρκής για να διαχωριστεί πλήρως το οξύ και η βάση, το διάλυμα που προκύπτει θα είναι ουδέτερο.

Παράδειγμα:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Ασθενής βάση και ασθενές οξύ

Γενική μορφήαντιδράσεις:
Ασθενής βάση (διάλυμα) + H 2 O ↔ Ασθενές οξύ (διάλυμα) + ΟΗ - (διάλυμα)

Ισχυρή βάση και ασθενές οξύ

Η βάση διασπάται πλήρως, το οξύ διασπάται μερικώς, το διάλυμα που προκύπτει έχει ασθενείς ιδιότητες μιας βάσης:

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

Ισχυρό οξύ και αδύναμη βάση

Το οξύ διασπάται πλήρως, η βάση δεν διασπάται πλήρως:

Διάσπαση νερού

Διάσπαση είναι η διάσπαση μιας ουσίας στα συστατικά της μόρια. Οι ιδιότητες ενός οξέος ή μιας βάσης εξαρτώνται από την ισορροπία που υπάρχει στο νερό:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (διάλυμα) + OH - (διάλυμα)
K c = / 2
Η σταθερά ισορροπίας του νερού στους t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, ισχύει και η ακόλουθη ισότητα: = 10 -14, που ονομάζεται σταθερά διάστασης του νερού. Για καθαρό νερό= = 10 -7, από όπου -lg = 7,0.

Αυτή η τιμήΤο (-lg) ονομάζεται pH - δυναμικό υδρογόνου. Εάν το pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, τότε η ουσία έχει βασικές ιδιότητες.

Μέθοδοι για τον προσδιορισμό του pH

Ενόργανη μέθοδος

Μια ειδική συσκευή, ένας μετρητής pH, είναι μια συσκευή που μετατρέπει τη συγκέντρωση των πρωτονίων σε ένα διάλυμα σε ηλεκτρικό σήμα.

δείκτες

Μια ουσία που αλλάζει χρώμα σε ένα συγκεκριμένο εύρος pH ανάλογα με οξύτητα του διαλύματοςΧρησιμοποιώντας πολλούς δείκτες μπορείτε να επιτύχετε αρκετά ακριβή αποτελέσματα.

Αλας

Ένα άλας είναι μια ιοντική ένωση που σχηματίζεται από ένα κατιόν διαφορετικό από το H+ και ένα ανιόν διαφορετικό από το O2-. Σε ένα ασθενές υδατικό διάλυμα, τα άλατα διασπώνται πλήρως.

Για τον προσδιορισμό των ιδιοτήτων οξέος-βάσης ενός διαλύματος άλατος, είναι απαραίτητο να προσδιοριστούν ποια ιόντα υπάρχουν στο διάλυμα και να ληφθούν υπόψη οι ιδιότητές τους: ουδέτερα ιόντα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα και βάσεις δεν επηρεάζουν το pH: δεν απελευθερώνουν ιόντα H + ή OH - στο νερό. Για παράδειγμα, Cl-, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Τα ανιόντα που σχηματίζονται από ασθενή οξέα παρουσιάζουν αλκαλικές ιδιότητες (F-, CH 3 COO -, CO 2- 3)· κατιόντα με αλκαλικές ιδιότητες δεν υπάρχουν.

Όλα τα κατιόντα εκτός από τα μέταλλα της πρώτης και δεύτερης ομάδας έχουν όξινες ιδιότητες.

Ρυθμιστικό διάλυμα

Τα διαλύματα που διατηρούν το επίπεδο pH τους όταν προστίθεται μικρή ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης αποτελούνται κυρίως από:

• Μίγμα ασθενούς οξέος, του αντίστοιχου άλατος και ασθενούς βάσης
• Ασθενής βάση, αντίστοιχο αλάτι και ισχυρό οξύ

Για να παρασκευαστεί ένα ρυθμιστικό διάλυμα ορισμένης οξύτητας, είναι απαραίτητο να αναμειχθεί ένα ασθενές οξύ ή βάση με το κατάλληλο αλάτι, λαμβάνοντας υπόψη:

• Εύρος pH στο οποίο το ρυθμιστικό διάλυμα θα είναι αποτελεσματικό
• Χωρητικότητα διαλύματος - η ποσότητα ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης που μπορεί να προστεθεί χωρίς να επηρεαστεί το pH του διαλύματος
• Δεν πρέπει να υπάρχουν ανεπιθύμητες αντιδράσεις που θα μπορούσαν να αλλάξουν τη σύνθεση του διαλύματος

Δοκιμή:

Πριν συζητήσουμε τις χημικές ιδιότητες των βάσεων και των αμφοτερικών υδροξειδίων, ας ορίσουμε με σαφήνεια ποιες είναι;

1) Οι βάσεις ή τα βασικά υδροξείδια περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +1 ή +2, δηλ. οι τύποι των οποίων γράφονται είτε ως MeOH είτε ως Me(OH) 2. Ωστόσο, υπάρχουν και εξαιρέσεις. Έτσι, τα υδροξείδια Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 δεν είναι βάσεις.

2) Τα αμφοτερικά υδροξείδια περιλαμβάνουν υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +3, +4, καθώς και, κατ' εξαίρεση, τα υδροξείδια Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +4, in Εργασίες Ενιαίας Κρατικής Εξετάσεωνδεν θα συμβούν, επομένως δεν θα ληφθούν υπόψη.

Χημικές ιδιότητες βάσεων

Όλοι οι λόγοι χωρίζονται σε:

Ας θυμηθούμε ότι το βηρύλλιο και το μαγνήσιο δεν είναι μέταλλα αλκαλικών γαιών.

Εκτός από το ότι είναι διαλυτά στο νερό, τα αλκάλια διασπώνται πολύ καλά και σε υδατικά διαλύματα, ενώ οι αδιάλυτες βάσεις έχουν χαμηλό βαθμό διάστασης.

Αυτή η διαφορά στη διαλυτότητα και την ικανότητα διάστασης μεταξύ αλκαλίων και αδιάλυτων υδροξειδίων οδηγεί, με τη σειρά της, σε αξιοσημείωτες διαφορές στις χημικές τους ιδιότητες. Έτσι, συγκεκριμένα, τα αλκάλια είναι πιο χημικά δραστικές ενώσειςκαι είναι συχνά σε θέση να εισέλθουν σε αντιδράσεις στις οποίες δεν εισέρχονται οι αδιάλυτες βάσεις.

Αλληλεπίδραση βάσεων με οξέα

Τα αλκάλια αντιδρούν με όλα τα οξέα, ακόμη και με τα πολύ αδύναμα και αδιάλυτα. Για παράδειγμα:

Οι αδιάλυτες βάσεις αντιδρούν με όλα σχεδόν τα διαλυτά οξέα, αλλά δεν αντιδρούν με το αδιάλυτο πυριτικό οξύ:

Πρέπει να σημειωθεί ότι τόσο ισχυρές όσο και αδύναμες βάσεις με γενικός τύποςΟ τύπος Me(OH) 2 μπορεί να σχηματίσει βασικά άλατα με έλλειψη οξέος, για παράδειγμα:

Αλληλεπίδραση με οξείδια οξέος

Τα αλκάλια αντιδρούν με όλα τα όξινα οξείδια, σχηματίζοντας άλατα και συχνά νερό:

Οι αδιάλυτες βάσεις είναι ικανές να αντιδρούν με όλα τα οξείδια υψηλότερου οξέος που αντιστοιχούν σε σταθερά οξέα, για παράδειγμα, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, για να σχηματίσουν άλατα μέσου όρου:

Οι αδιάλυτες βάσεις της μορφής Me(OH) 2 αντιδρούν παρουσία νερού με διοξείδιο του άνθρακααποκλειστικά με το σχηματισμό βασικών αλάτων. Για παράδειγμα:

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

Λόγω της εξαιρετικής αδράνειας του, μόνο οι ισχυρότερες βάσεις, τα αλκάλια, αντιδρούν με το διοξείδιο του πυριτίου. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται κανονικά άλατα. Η αντίδραση δεν συμβαίνει με αδιάλυτες βάσεις. Για παράδειγμα:

Αλληλεπίδραση βάσεων με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια

Όλα τα αλκάλια αντιδρούν με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια. Εάν η αντίδραση διεξάγεται με σύντηξη ενός αμφοτερικού οξειδίου ή υδροξειδίου με ένα στερεό αλκάλιο, αυτή η αντίδραση οδηγεί στον σχηματισμό αλάτων χωρίς υδρογόνο:

Εάν χρησιμοποιούνται υδατικά διαλύματα αλκαλίων, τότε σχηματίζονται υδροξοσύνθετα άλατα:

Στην περίπτωση του αλουμινίου, υπό τη δράση περίσσειας συμπυκνωμένου αλκαλίου, αντί για άλας Na, σχηματίζεται άλας Na 3:

Αλληλεπίδραση βάσεων με άλατα

Οποιαδήποτε βάση αντιδρά με οποιοδήποτε άλας μόνο εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις ταυτόχρονα:

1) διαλυτότητα των αρχικών ενώσεων.

2) η παρουσία ιζήματος ή αερίου μεταξύ των προϊόντων της αντίδρασης

Για παράδειγμα:

Θερμική σταθερότητα υποστρωμάτων

Όλα τα αλκάλια, εκτός από το Ca(OH) 2, είναι ανθεκτικά στη θερμότητα και τήκονται χωρίς αποσύνθεση.

Όλες οι αδιάλυτες βάσεις, καθώς και το ελαφρώς διαλυτό Ca(OH) 2, αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται. Πλέον θερμότητααποσύνθεση υδροξειδίου του ασβεστίου – περίπου 1000 o C:

Τα αδιάλυτα υδροξείδια έχουν πολύ περισσότερα χαμηλές θερμοκρασίεςαποσύνθεση. Για παράδειγμα, το υδροξείδιο του χαλκού (II) αποσυντίθεται ήδη σε θερμοκρασίες πάνω από 70 o C:

Χημικές ιδιότητες αμφοτερικών υδροξειδίων

Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με οξέα

Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν με ισχυρά οξέα:

Αμφοτερικά υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +3, δηλ. τύπου Me(OH) 3, δεν αντιδρούν με οξέα όπως H 2 S, H 2 SO 3 και H 2 CO 3 λόγω του γεγονότος ότι τα άλατα που θα μπορούσαν να σχηματιστούν ως αποτέλεσμα τέτοιων αντιδράσεων υπόκεινται σε μη αναστρέψιμη υδρόλυση σε το αρχικό αμφοτερικό υδροξείδιο και το αντίστοιχο οξύ:

Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με οξείδια οξέος

Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν με ανώτερα οξείδια, τα οποία αντιστοιχούν σε σταθερά οξέα (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Αμφοτερικά υδροξείδια μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης +3, δηλ. τύπου Me(OH) 3, μην αντιδρούν με όξινα οξείδια SO 2 και CO 2.

Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με βάσεις

Από τις βάσεις, τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν μόνο με αλκάλια. Σε αυτή την περίπτωση, εάν χρησιμοποιηθεί υδατικό διάλυμα αλκαλίου, τότε σχηματίζονται άλατα υδροξοσυμπλοκών:

Και όταν τα αμφοτερικά υδροξείδια συντήκονται με στερεά αλκάλια, λαμβάνονται τα άνυδρα ανάλογα τους:

Αλληλεπίδραση αμφοτερικών υδροξειδίων με βασικά οξείδια

Τα αμφοτερικά υδροξείδια αντιδρούν όταν συντήκονται με οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών:

Θερμική αποσύνθεση αμφοτερικών υδροξειδίων

Όλα τα αμφοτερικά υδροξείδια είναι αδιάλυτα στο νερό και, όπως όλα τα αδιάλυτα υδροξείδια, αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται στο αντίστοιχο οξείδιο και νερό.

Η σύγχρονη χημική επιστήμη αντιπροσωπεύει πολλούς διαφορετικούς κλάδους και ο καθένας από αυτούς, εκτός από τη θεωρητική του βάση, έχει μια μεγάλη εφαρμοσμένη τιμή, πρακτικό. Ό,τι κι αν αγγίξεις, όλα γύρω σου είναι ένα χημικό προϊόν. Οι κύριες τομές είναι ανόργανες και οργανική χημεία. Ας εξετάσουμε ποιες κύριες κατηγορίες ουσιών ταξινομούνται ως ανόργανες και ποιες ιδιότητες έχουν.

Κύριες κατηγορίες ανόργανων ενώσεων

Αυτά περιλαμβάνουν τα ακόλουθα:

1. Οξείδια.
2. Αλας.
3. Λόγοι.
4. Οξέα.

Κάθε μία από τις κατηγορίες αντιπροσωπεύεται από μια μεγάλη ποικιλία ενώσεων ανόργανης φύσης και είναι σημαντική σε σχεδόν κάθε οικονομική και βιομηχανική δραστηριότηταπρόσωπο. Μελετούνται όλες οι κύριες ιδιότητες αυτών των ενώσεων, η εμφάνισή τους στη φύση και η παρασκευή τους σχολικό μάθημαΤο Χημείο είναι υποχρεωτικό στις τάξεις 8-11.

Υπάρχει ένας γενικός πίνακας οξειδίων, αλάτων, βάσεων, οξέων, ο οποίος παρουσιάζει παραδείγματα για κάθε ουσία και την κατάσταση συσσωμάτωσης και εμφάνισής τους στη φύση. Παρουσιάζονται επίσης αλληλεπιδράσεις που περιγράφουν χημικές ιδιότητες. Ωστόσο, θα εξετάσουμε κάθε μια από τις κατηγορίες ξεχωριστά και με περισσότερες λεπτομέρειες.

Ομάδα ενώσεων - οξειδίων

4. Αντιδράσεις ως αποτέλεσμα των οποίων τα στοιχεία αλλάζουν το CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Νερό αντιδραστηρίου: σχηματισμός οξέων (εξαίρεση SiO 2)

CO + νερό = οξύ

2. Αντιδράσεις με βάσεις:

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

3. Αντιδράσεις με βασικά οξείδια: σχηματισμός αλάτων

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

4. Αντιδράσεις OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Παρουσιάζουν διπλές ιδιότητες και αλληλεπιδρούν σύμφωνα με την αρχή της μεθόδου οξέος-βάσης (με οξέα, αλκάλια, βασικά οξείδια, οξείδια οξέος). Δεν αλληλεπιδρούν με το νερό.

1. Με οξέα: σχηματισμός αλάτων και νερού

AO + οξύ = άλας + H 2 O

2. Με βάσεις (αλκάλια): σχηματισμός υδροξοσυμπλοκών

Al 2 O 3 + LiOH + νερό = Li

3. Αντιδράσεις με οξείδια οξέος: λήψη αλάτων

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Αντιδράσεις με OO: σχηματισμός αλάτων, σύντηξη

MnO + Rb 2 O = διπλό αλάτι Rb 2 MnO 2

5. Αντιδράσεις σύντηξης με αλκάλια και ανθρακικά αλκαλιμέταλλα: σχηματισμός αλάτων

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

Δεν σχηματίζουν ούτε οξέα ούτε αλκάλια. Εμφάνιση στενά συγκεκριμένες ιδιότητες.

Κάθε ανώτερο οξείδιο, που σχηματίζεται είτε από μέταλλο είτε από αμέταλλο, όταν διαλύεται στο νερό, δίνει ένα ισχυρό οξύ ή αλκάλιο.

Οργανικά και ανόργανα οξέα

Στον κλασικό ήχο (με βάση τις θέσεις των ΕΔ - ηλεκτρολυτική διάσταση- Svante Arrhenius) τα οξέα είναι ενώσεις σε υδάτινο περιβάλλονδιάσπαση σε κατιόντα H + και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος An -. Ωστόσο, σήμερα τα οξέα έχουν επίσης μελετηθεί εκτενώς σε άνυδρες συνθήκες, επομένως υπάρχουν πολλές διαφορετικές θεωρίες για τα υδροξείδια.

Οι εμπειρικοί τύποι οξειδίων, βάσεων, οξέων, αλάτων αποτελούνται μόνο από σύμβολα, στοιχεία και δείκτες που υποδεικνύουν την ποσότητα τους στην ουσία. Για παράδειγμα, τα ανόργανα οξέα εκφράζονται με τον τύπο Η + υπόλειμμα οξέος n-. Οργανική ύληέχουν διαφορετική θεωρητική χαρτογράφηση. Εκτός από το εμπειρικό, μπορείτε να γράψετε το πλήρες και συντετμημένα δομικός τύπος, το οποίο θα αντικατοπτρίζει όχι μόνο τη σύνθεση και την ποσότητα του μορίου, αλλά και τη σειρά διάταξης των ατόμων, τη σύνδεσή τους μεταξύ τους και την κύρια λειτουργική ομάδα για τα καρβοξυλικά οξέα -COOH.

Στα ανόργανα, όλα τα οξέα χωρίζονται σε δύο ομάδες:

• χωρίς οξυγόνο - HBr, HCN, HCL και άλλα.
• που περιέχουν οξυγόνο (οξοξέα) - HClO 3 και οτιδήποτε υπάρχει οξυγόνο.

Τα ανόργανα οξέα ταξινομούνται επίσης με βάση τη σταθερότητα (σταθερά ή σταθερά - τα πάντα εκτός από ανθρακικά και θειούχα, ασταθή ή ασταθή - ανθρακικά και θειούχα). Όσον αφορά την αντοχή, τα οξέα μπορεί να είναι ισχυρά: θειικό, υδροχλωρικό, νιτρικό, υπερχλωρικό και άλλα, καθώς και αδύναμα: υδρόθειο, υποχλωριώδες και άλλα.

Η οργανική χημεία δεν προσφέρει την ίδια ποικιλία. Τα οξέα που είναι οργανικής φύσης ταξινομούνται ως καρβοξυλικά οξέα. Δικα τους γενικό χαρακτηριστικό- Διαθεσιμότητα λειτουργική ομάδα-COOH. Για παράδειγμα, HCOOH (μυρμηκικό), CH 3 COOH (οξικό), C 17 H 35 COOH (στεατικό) και άλλα.

Υπάρχει ένας αριθμός οξέων που τονίζονται ιδιαίτερα προσεκτικά όταν εξετάζεται αυτό το θέμα σε ένα μάθημα χημείας του σχολείου.

1. Solyanaya.
2. Αζωτο.
3. Ορθοφωσφορικός.
4. Υδροβρωμικό.
5. Κάρβουνο.
6. Ιωδιούχο υδρογόνο.
7. Θειικός.
8. Οξικό ή αιθάνιο.
9. Βουτάνιο ή λάδι.
10. Βενζόη.

Αυτά τα 10 οξέα στη χημεία είναι θεμελιώδεις ουσίες της αντίστοιχης τάξης τόσο στο σχολικό μάθημα όσο και γενικά στη βιομηχανία και τις συνθέσεις.

Ιδιότητες ανόργανων οξέων

Οι κύριες φυσικές ιδιότητες περιλαμβάνουν, πρώτα απ 'όλα, τη διαφορετική κατάσταση συσσωμάτωσης. Άλλωστε, υπάρχει μια σειρά από οξέα που έχουν τη μορφή κρυστάλλων ή σκόνης (βορικού, ορθοφωσφορικού) υπό κανονικές συνθήκες. Η συντριπτική πλειοψηφία των γνωστών ανόργανα οξέααντιπροσωπεύει διαφορετικά υγρά. Τα σημεία βρασμού και τήξης ποικίλλουν επίσης.

Τα οξέα μπορούν να προκαλέσουν σοβαρά εγκαύματα επειδή έχουν τη δύναμη να καταστρέψουν τον οργανικό ιστό και κάλυψη του δέρματος. Οι δείκτες χρησιμοποιούνται για την ανίχνευση οξέων:

• πορτοκαλί μεθυλίου (σε κανονικό περιβάλλον - πορτοκαλί, σε οξέα - κόκκινο),
• λυχνία (σε ουδέτερο - βιολετί, σε οξέα - κόκκινο) ή κάποια άλλα.

Οι πιο σημαντικές χημικές ιδιότητες περιλαμβάνουν την ικανότητα αλληλεπίδρασης τόσο με απλές όσο και με σύνθετες ουσίες.

Χημικές ιδιότητες ανόργανων οξέων

Με τι αλληλεπιδρούν;	Παράδειγμα αντίδρασης
1. Με απλές ουσίες – μέταλλα. Απαιτούμενη προϋπόθεση: το μέταλλο πρέπει να βρίσκεται στο EHRNM πριν από το υδρογόνο, αφού τα μέταλλα που βρίσκονται μετά το υδρογόνο δεν μπορούν να το εκτοπίσουν από τη σύνθεση των οξέων. Η αντίδραση παράγει πάντα αέριο υδρογόνο και αλάτι.
2. Με λόγους. Το αποτέλεσμα της αντίδρασης είναι αλάτι και νερό. Τέτοιες αντιδράσεις ισχυρών οξέων με αλκάλια ονομάζονται αντιδράσεις εξουδετέρωσης.	Οποιοδήποτε οξύ (ισχυρό) + διαλυτή βάση = αλάτι και νερό
3. Με αμφοτερικά υδροξείδια. Κατώτατη γραμμή: αλάτι και νερό.	2HNO 2 + υδροξείδιο του βηρυλλίου = Be(NO 2) 2 (μέτριο αλάτι) + 2H 2 O
4. Με βασικά οξείδια. Αποτέλεσμα: νερό, αλάτι.	2HCL + FeO = χλωριούχος σίδηρος (II) + H 2 O
5. Με αμφοτερικά οξείδια. Τελικό αποτέλεσμα: αλάτι και νερό.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Με άλατα που σχηματίζονται από ασθενέστερα οξέα. Τελικό αποτέλεσμα: αλάτι και ασθενές οξύ.	2HBr + MgCO 3 = βρωμιούχο μαγνήσιο + H 2 O + CO 2

Όταν αλληλεπιδρούν με μέταλλα, δεν αντιδρούν όλα τα οξέα εξίσου. Η Χημεία (9η τάξη) στο σχολείο περιλαμβάνει μια πολύ ρηχή μελέτη τέτοιων αντιδράσεων, ωστόσο, ακόμη και σε αυτό το επίπεδο λαμβάνονται υπόψη οι ειδικές ιδιότητες του πυκνού νιτρικού και θειικού οξέος όταν αλληλεπιδρά με μέταλλα.

Υδροξείδια: αλκάλια, αμφοτερικές και αδιάλυτες βάσεις

Οξείδια, άλατα, βάσεις, οξέα - όλες αυτές οι κατηγορίες ουσιών έχουν κοινή χημική φύση, που εξηγείται από τη δομή κρυσταλλικού πλέγματος, καθώς και την αμοιβαία επίδραση των ατόμων στα μόρια. Ωστόσο, εάν ήταν δυνατό να δοθεί ένας πολύ συγκεκριμένος ορισμός για τα οξείδια, τότε αυτό είναι πιο δύσκολο να γίνει για τα οξέα και τις βάσεις.

Ακριβώς όπως τα οξέα, οι βάσεις, σύμφωνα με τη θεωρία ED, είναι ουσίες που μπορούν να αποσυντεθούν σε ένα υδατικό διάλυμα σε μεταλλικά κατιόντα Me n + και ανιόντα των υδροξυλομάδων OH - .

• Διαλυτές ή αλκαλικές (ισχυρές βάσεις που αλλάζουν το χρώμα των δεικτών). Σχηματίζεται από μέταλλα των ομάδων I και II. Παράδειγμα: KOH, NaOH, LiOH (δηλαδή λαμβάνονται υπόψη στοιχεία μόνο των κύριων υποομάδων).
• Ελαφρώς διαλυτό ή αδιάλυτο (μέτριας αντοχής, μην αλλάζετε το χρώμα των δεικτών). Παράδειγμα: υδροξείδιο του μαγνησίου, σίδηρος (II), (III) και άλλα.
• Μοριακές (ασθενείς βάσεις, σε υδατικό περιβάλλον διασπώνται αναστρέψιμα σε μόρια ιόντων). Παράδειγμα: N2H4, αμίνες, αμμωνία.
• Αμφοτερικά υδροξείδια (δείχνουν διπλές ιδιότητες βασικού οξέος). Παράδειγμα: βηρύλλιο, ψευδάργυρος και ούτω καθεξής.

Κάθε ομάδα που παρουσιάζεται μελετάται στο μάθημα της σχολικής χημείας στην ενότητα «Βασικές αρχές». Η χημεία στους βαθμούς 8-9 περιλαμβάνει μια λεπτομερή μελέτη αλκαλίων και κακώς διαλυτών ενώσεων.

Κύριες χαρακτηριστικές ιδιότητες των βάσεων

Όλα τα αλκάλια και οι ελαφρώς διαλυτές ενώσεις βρίσκονται στη φύση σε στερεά κρυσταλλική κατάσταση. Ταυτόχρονα, οι θερμοκρασίες τήξης τους είναι συνήθως χαμηλές και τα κακώς διαλυτά υδροξείδια αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται. Το χρώμα των βάσεων είναι διαφορετικό. Αν αλκάλια άσπρο, τότε οι κρύσταλλοι κακοδιαλυτών και μοριακών βάσεων μπορεί να έχουν πολύ διαφορετικά χρώματα. Διαλυτότητα των περισσότερων ενώσεων αυτής της τάξηςμπορείτε να δείτε στον πίνακα, ο οποίος παρουσιάζει τους τύπους οξειδίων, βάσεων, οξέων, αλάτων, δείχνοντας τη διαλυτότητά τους.

Τα αλκάλια μπορούν να αλλάξουν το χρώμα των δεικτών ως εξής: φαινολοφθαλεΐνη - βυσσινί, μεθυλ πορτοκαλί - κίτρινο. Αυτό εξασφαλίζεται από την ελεύθερη παρουσία υδροξοομάδων στο διάλυμα. Γι' αυτό οι κακοδιαλυτές βάσεις δεν δίνουν τέτοια αντίδραση.

Οι χημικές ιδιότητες κάθε ομάδας βάσεων είναι διαφορετικές.

Χημικές ιδιότητες
Αλκάλια	Ελαφρώς διαλυτές βάσεις	Αμφοτερικά υδροξείδια
I. Αλληλεπίδραση με CO (αποτέλεσμα - αλάτι και νερό): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + νερό II. Αλληλεπίδραση με οξέα (αλάτι και νερό): συνήθεις αντιδράσεις εξουδετέρωσης (βλέπε οξέα) III. Αλληλεπιδρούν με το ΑΟ για να σχηματίσουν ένα σύμπλοκο υδρόξο αλατιού και νερού: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ή Na 2 IV. Αλληλεπιδρούν με αμφοτερικά υδροξείδια για να σχηματίσουν υδροξοσύνθετα άλατα: Το ίδιο με τον ΑΟ, μόνο χωρίς νερό V. Αντιδράστε με διαλυτά άλατα για να σχηματίσετε αδιάλυτα υδροξείδια και άλατα: 3CsOH + χλωριούχος σίδηρος (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Αντιδράστε με ψευδάργυρο και αλουμίνιο σε υδατικό διάλυμα για να σχηματιστούν άλατα και υδρογόνο: 2RbOH + 2Al + νερό = σύμπλοκο με ιόν υδροξειδίου 2Rb + 3H 2	I. Όταν θερμαίνονται, μπορούν να αποσυντεθούν: αδιάλυτο υδροξείδιο = οξείδιο + νερό II. Αντιδράσεις με οξέα (αποτέλεσμα: αλάτι και νερό): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + νερό III. Αλληλεπίδραση με KO: Me +n (OH) n + KO = αλάτι + H 2 O	I. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό: (II) + 2HBr = CuBr 2 + νερό II. Αντίδραση με αλκάλια: αποτέλεσμα - αλάτι και νερό (κατάσταση: σύντηξη) Zn(OH) 2 + 2CsOH = άλας + 2H 2 O III. Αντιδράστε με ισχυρά υδροξείδια: το αποτέλεσμα είναι άλατα εάν η αντίδραση γίνει σε υδατικό διάλυμα: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Αυτές είναι οι περισσότερες από τις χημικές ιδιότητες που παρουσιάζουν οι βάσεις. Η χημεία των βάσεων είναι αρκετά απλή και ακολουθεί τους γενικούς νόμους όλων των ανόργανων ενώσεων.

Κατηγορία ανόργανων αλάτων. Ταξινόμηση, φυσικές ιδιότητες

Με βάση τις διατάξεις του ΕΔ, τα άλατα μπορούν να ονομαστούν ανόργανες ενώσεις που διασπώνται σε υδατικό διάλυμα σε μεταλλικά κατιόντα Me +n και ανιόντα όξινων υπολειμμάτων An n-. Έτσι μπορείτε να φανταστείτε τα άλατα. Η χημεία δίνει περισσότερους από έναν ορισμούς, αλλά αυτός είναι ο πιο ακριβής.

Επιπλέον, σύμφωνα με τη χημική τους φύση, όλα τα άλατα χωρίζονται σε:

• Όξινο (που περιέχει κατιόν υδρογόνου). Παράδειγμα: NaHSO 4.
• Βασικό (που περιέχει υδροξοομάδα). Παράδειγμα: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Μέσο (αποτελείται μόνο από ένα κατιόν μετάλλου και ένα υπόλειμμα οξέος). Παράδειγμα: NaCL, CaSO 4.
• Διπλό (περιλαμβάνει δύο διαφορετικά μεταλλικά κατιόντα). Παράδειγμα: NaAl(SO 4) 3.
• Σύμπλεγμα (υδροξοσύμπλεγμα, υδάτινα σύμπλοκα και άλλα). Παράδειγμα: K 2.

Οι τύποι των αλάτων αντικατοπτρίζουν τη χημική τους φύση και υποδεικνύουν επίσης την ποιοτική και ποσοτική σύνθεση του μορίου.

Οξείδια, άλατα, βάσεις, οξέα έχουν διαφορετικές ιδιότητες διαλυτότητας, τις οποίες μπορείτε να δείτε στον αντίστοιχο πίνακα.

Αν μιλάμε για κατάσταση συνάθροισηςάλατα, τότε πρέπει να παρατηρήσετε τη μονοτονία τους. Υπάρχουν μόνο σε στερεά, κρυσταλλική ή σκόνη. Η χρωματική γκάμα είναι αρκετά διαφορετική. Τα διαλύματα σύνθετων αλάτων, κατά κανόνα, έχουν φωτεινά, κορεσμένα χρώματα.

Χημικές αλληλεπιδράσεις για την κατηγορία των μεσαίων αλάτων

Έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες με τις βάσεις, τα οξέα και τα άλατα. Τα οξείδια, όπως έχουμε ήδη εξετάσει, είναι κάπως διαφορετικά από αυτά σε αυτόν τον παράγοντα.

Συνολικά, μπορούν να διακριθούν 4 κύριοι τύποι αλληλεπιδράσεων για μεσαία άλατα.

I. Αλληλεπίδραση με οξέα (μόνο ισχυρά από την άποψη της ΕΔ) με το σχηματισμό ενός άλλου άλατος και ενός ασθενούς οξέος:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Αντιδράσεις με διαλυτά υδροξείδια που παράγουν άλατα και αδιάλυτες βάσεις:

CuSO 4 + 2LiOH = 2 LiSO 4 διαλυτό άλας + Cu(OH) 2 αδιάλυτη βάση

III. Αντίδραση με άλλο διαλυτό άλας σχηματίζοντας ένα αδιάλυτο και ένα διαλυτό άλας:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Αντιδράσεις με μέταλλα που βρίσκονται στο EHRNM στα αριστερά αυτού που σχηματίζει το άλας. Σε αυτή την περίπτωση, το μέταλλο που αντιδρά δεν πρέπει να αλληλεπιδρά με το νερό υπό κανονικές συνθήκες:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Αυτοί είναι οι κύριοι τύποι αλληλεπιδράσεων που είναι χαρακτηριστικά των μεσαίων αλάτων. Οι τύποι σύνθετων, βασικών, διπλών και όξινων αλάτων μιλούν από μόνες τους για την ειδικότητα των χημικών ιδιοτήτων που παρουσιάζονται.

Οι τύποι οξειδίων, βάσεων, οξέων, αλάτων αντικατοπτρίζουν τη χημική ουσία όλων των εκπροσώπων αυτών των κατηγοριών ανόργανων ενώσεων και επιπλέον δίνουν μια ιδέα για το όνομα της ουσίας και της φυσικές ιδιότητες. Επομένως, θα πρέπει να δώσετε προσοχή στη γραφή τους Ιδιαίτερη προσοχή. Μια τεράστια ποικιλία ενώσεων μας προσφέρει η γενικά καταπληκτική επιστήμη της χημείας. Οξείδια, βάσεις, οξέα, άλατα - αυτό είναι μόνο ένα μέρος της τεράστιας ποικιλομορφίας.