Sārmu metālu hidroksīdi - normālos apstākļos ir cietas baltas kristāliskas vielas, higroskopiskas, ziepjveida uz tausti, ļoti labi šķīst ūdenī (to šķīšana ir eksotermisks process), kausējamas. Hidroksīdi sārmzemju metāli Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ir baltas pulverveida vielas, kas daudz mazāk šķīst ūdenī, salīdzinot ar sārmu metālu hidroksīdiem. Ūdenī nešķīstošās bāzes parasti veidojas kā želejveida nogulsnes, kas uzglabāšanas laikā sadalās. Piemēram, Cu(OH)2 ir zilas želatīna nogulsnes.
3.1.4. Bāžu ķīmiskās īpašības.
Bāzu īpašības nosaka OH – jonu klātbūtne. Pastāv atšķirības sārmu un ūdenī nešķīstošu bāzu īpašībās, taču kopīga īpašība ir mijiedarbības reakcija ar skābēm. Bāžu ķīmiskās īpašības ir parādītas 6. tabulā.
6. tabula – Ķīmiskās īpašības iemeslus
|
Sārmi |
Nešķīstošas bāzes |
|
Visas bāzes reaģē ar skābēm ( neitralizācijas reakcija) |
|
|
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O |
Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H2O |
|
Bāzes reaģē Ar skābie oksīdi ar sāls un ūdens veidošanos: 6KON + P 2 O 5 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O |
|
|
Sārmi reaģē ar sāls šķīdumiem, ja viens no reakcijas produktiem izgulsnējas(t.i., ja veidojas nešķīstošs savienojums): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 |
Bāzes, kas nešķīst ūdenī un amfoteriskie hidroksīdi karsējot sadalās līdz atbilstošajam oksīdam un ūdenim: Mn(OH)2 MnO + H2O Cu(OH) 2 CuO + H 2 O |
|
Sārmus var noteikt ar indikatoru. Sārmainā vidē: lakmuss - zils, fenolftaleīns - sārtināts, metiloranžs - dzeltens | |
3.1.5. Būtiski iemesli.
NaOH– kaustiskā soda, kaustiskā soda. Zema kušanas temperatūra (t pl = 320 °C) balti higroskopiski kristāli, labi šķīst ūdenī. Šķīdums ir ziepjš uz tausti un ir bīstami kodīgs šķidrums. NaOH ir viens no svarīgākajiem ķīmiskās rūpniecības produktiem. Tas ir nepieciešams lielos daudzumos naftas produktu attīrīšanai, un to plaši izmanto ziepju, papīra, tekstila un citās nozarēs, kā arī mākslīgās šķiedras ražošanā.
CON- kodīgais kālijs. Balti higroskopiski kristāli, labi šķīst ūdenī. Šķīdums ir ziepjš uz tausti un ir bīstami kodīgs šķidrums. KOH īpašības ir līdzīgas NaOH īpašībām, taču kālija hidroksīds tiek izmantots daudz retāk, jo tas ir dārgāks.
Ca(OH) 2 - dzēstie kaļķi. Balti kristāli, nedaudz šķīst ūdenī. Šķīdumu sauc par “kaļķu ūdeni”, suspensiju sauc par “kaļķu pienu”. Oglekļa dioksīda noteikšanai izmanto kaļķu ūdeni; tas kļūst duļķains, kad cauri tiek izvadīts CO 2. Dzēstos kaļķus plaši izmanto būvniecībā kā pamatu saistvielu ražošanai.
Bāzes ir sarežģīti savienojumi, kas ietver divus galvenos strukturālos komponentus:
- Hidrokso grupa (viena vai vairākas). Līdz ar to, starp citu, šo vielu otrais nosaukums ir “hidroksīdi”.
- Metāla atoms vai amonija jons (NH4+).
Bāzes nosaukums radies, apvienojot abu tās sastāvdaļu nosaukumus: piemēram, kalcija hidroksīds, vara hidroksīds, sudraba hidroksīds utt.
Vienīgais izņēmums no vispārējs noteikums Par bāzu veidošanos jādomā, kad hidroksogrupa piesaistās nevis metālam, bet amonija katjonam (NH4+). Šī viela veidojas, kad amonjaks izšķīst ūdenī.
Ja mēs runājam par bāzu īpašībām, tad nekavējoties jāatzīmē, ka hidroksogrupas valence ir vienāda ar vienu; attiecīgi šo grupu skaits molekulā būs tieši atkarīgs no reaģējošo metālu valences. Piemēri sadaļā šajā gadījumā var kalpot tādu vielu formulas kā NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.
Bāzu ķīmiskās īpašības izpaužas to reakcijās ar skābēm, sāļiem, citām bāzēm, kā arī to iedarbībā uz indikatoriem. Jo īpaši sārmus var noteikt, pakļaujot to šķīdumu noteiktam indikatoram. Šajā gadījumā tas manāmi mainīs savu krāsu: piemēram, tas kļūs no baltas uz zilu, un fenolftaleīns kļūs sārtināts.
Bāzu ķīmiskās īpašības, kas izpaužas to mijiedarbībā ar skābēm, izraisa slavenās neitralizācijas reakcijas. Šīs reakcijas būtība ir tāda, ka metāla atomi, savienojoties ar skābo atlikumu, veido sāli, un hidroksogrupa un ūdeņraža jons, apvienojoties, tiek pārvērsti ūdenī. Šo reakciju sauc par neitralizācijas reakciju, jo pēc tās nav palicis sārms vai skābe.
Bāzēm raksturīgās ķīmiskās īpašības izpaužas arī to reakcijā ar sāļiem. Ir vērts atzīmēt, ka tikai sārmi reaģē ar šķīstošiem sāļiem. Šo vielu struktūras īpatnības noved pie tā, ka reakcijas rezultātā veidojas jauns sāls un jauna, visbiežāk nešķīstoša bāze.
Visbeidzot, bāzu ķīmiskās īpašības lieliski izpaužas to termiskās iedarbības laikā - karsējot. Šeit, veicot noteiktus eksperimentus, ir vērts paturēt prātā, ka gandrīz visas bāzes, izņemot sārmus, karsējot uzvedas ārkārtīgi nestabili. Lielākā daļa no tiem gandrīz acumirklī sadalās atbilstošajā oksīdā un ūdenī. Un, ja mēs ņemam tādu metālu bāzes kā sudrabs un dzīvsudrabs, tad normāli apstākļi tos nevar iegūt, jo tie sāk sadalīties jau istabas temperatūrā.
Vispārējās īpašības bāzes rodas OH - jona klātbūtnes dēļ to šķīdumos, kas šķīdumā rada sārmainu vidi (fenolftaleīns kļūst sārtināts, metiloranžs kļūst dzeltens, lakmuss kļūst zils).
1. Sārmu ķīmiskās īpašības:
1) mijiedarbība ar skābju oksīdiem:
2KOH+CO2®K2CO3+H2O;
2) reakcija ar skābēm (neitralizācijas reakcija):
2NaOH+ H2SO4®Na2SO4+2H2O;
3) mijiedarbība ar šķīstošiem sāļiem (tikai tad, ja, sārmam iedarbojoties uz šķīstošo sāli, veidojas nogulsnes vai izdalās gāze):
2NaOH+ CuSO4®Cu(OH)2¯+Na2SO4,
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯ + 2NaOH, KOH (konc.) + NH 4 Cl (kristālisks) ® NH 3 + KCl + H 2 O.
2. Nešķīstošu bāzu ķīmiskās īpašības:
1) bāzu mijiedarbība ar skābēm:
Fe(OH)2 +H2SO4®FeSO4 +2H2O;
2) karsējot sadalās. Karsējot, nešķīstošās bāzes sadalās pamata oksīdā un ūdenī:
Cu(OH)2®CuO+H2O
Darba beigas -
Šī tēma pieder sadaļai:
Atomu molekulārie pētījumi ķīmijā. Atom. Molekula. Ķīmiskais elements. Mol. Vienkāršas sarežģītas vielas. Piemēri
Atomiski molekulārās mācībasķīmijā atoma molekula ķīmiskais elements mols vienkāršs sarežģītas vielas piemēri.. teorētiskā bāze mūsdienu ķīmija ir atommolekulāra.. atomi ir mazākās ķīmiskās daļiņas, kas ir ķīmiskās vielas robeža..
Ja tev vajag papildu materiāls par šo tēmu, vai arī neatradāt meklēto, iesakām izmantot meklēšanu mūsu darbu datubāzē:
Ko darīsim ar saņemto materiālu:
Ja šis materiāls jums bija noderīgs, varat to saglabāt savā lapā sociālajos tīklos:
| Čivināt |
Visas tēmas šajā sadaļā:
Pamatojuma iegūšana
1. Sārmu sagatavošana: 1) sārmu vai sārmzemju metālu vai to oksīdu mijiedarbība ar ūdeni: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H
Skābju nomenklatūra
Skābju nosaukumi ir atvasināti no elementa, no kura veidojas skābe. Tajā pašā laikā bezskābekļa skābju nosaukumiem parasti ir galotne -ūdeņradis: HCl - sālsskābe, HBr - broma hidrogēnskābe
Skābju ķīmiskās īpašības
Skābju vispārīgās īpašības ūdens šķīdumi izraisa H+ jonu klātbūtne, kas veidojas skābes molekulu disociācijas laikā, līdz ar to skābes ir protonu donores: HxAn«xH+
Skābju iegūšana
1) skābju oksīdu mijiedarbība ar ūdeni: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Skābju sāļu ķīmiskās īpašības
1) skābie sāļi satur ūdeņraža atomus, kas var piedalīties neitralizācijas reakcijā, tāpēc var reaģēt ar sārmiem, pārvēršoties vidējos vai citos skābos sāļos - ar mazāku skaitu
Skābju sāļu iegūšana
Skābes sāli var iegūt: 1) nepilnīgas daudzbāziskas skābes neitralizēšanas reakcijā ar bāzi: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Bāzes sāļi.
Bāzes (hidroksosāļi) ir sāļi, kas veidojas bāzes hidroksīda jonu nepilnīgas aizstāšanas ar skābju anjoniem rezultātā. Atsevišķas skābes bāzes, piemēram, NaOH, KOH,
Bāzes sāļu ķīmiskās īpašības
1) bāziskie sāļi satur hidroksogrupas, kas var piedalīties neitralizācijas reakcijā, tādējādi var reaģēt ar skābēm, pārvēršoties starpsāļos vai bāzes sāļos ar mazāku daudzumu
Bāzes sāļu sagatavošana
Galveno sāli var iegūt: 1) bāzes nepilnīgas neitralizēšanas reakcijā ar skābi: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Vidēji sāļi.
Vidējie sāļi ir skābes H+ jonu pilnīgas aizstāšanas produkti ar metāla joniem; tos var uzskatīt arī par bāzes anjona OH jonu pilnīgas aizstāšanas produktiem
Vidējo sāļu nomenklatūra
Krievu nomenklatūrā (izmanto tehnoloģiskajā praksē) ir šāda vidējo sāļu nosaukšanas secība: vārds tiek pievienots skābekli saturošas skābes nosaukuma saknei.
Vidējo sāļu ķīmiskās īpašības
1) Gandrīz visi sāļi ir jonu savienojumi, tāpēc kausējumā un ūdens šķīdumā tie sadalās jonos (kad strāva tiek laista caur šķīdumiem vai kausētiem sāļiem, notiek elektrolīzes process).
Vidējo sāļu sagatavošana
Lielākā daļa sāļu iegūšanas metodes balstās uz pretējas dabas vielu mijiedarbību - metāliem ar nemetāliem, skābajiem oksīdiem ar bāziskajiem, bāzēm ar skābēm (skat. 2. tabulu).
Atoma struktūra.
Atoms ir elektriski neitrāla daļiņa, kas sastāv no pozitīvi lādēta kodola un negatīvi lādētiem elektroniem. Elementa atomskaitlis elementu periodiskajā tabulā ir vienāds ar kodola lādiņu
Atomu kodolu sastāvs
Kodols sastāv no protoniem un neitroniem. Protonu skaits ir vienāds ar elementa atomu skaitu. Neitronu skaits kodolā ir vienāds ar starpību starp masas skaitlis izotopu un
Elektrons
Elektroni griežas ap kodolu noteiktās stacionārās orbītās. Pārvietojoties pa savu orbītu, elektrons neizstaro un neuzsūc elektromagnētisko enerģiju. Notiek enerģijas emisija vai absorbcija
Elektronisko līmeņu un elementu apakšlīmeņu aizpildīšanas noteikums
Elektronu skaitu, kas var atrasties vienā enerģijas līmenī, nosaka pēc formulas 2n2, kur n ir līmeņa skaitlis. Pirmo četru enerģijas līmeņu maksimālā piepildīšana: pirmajam
Jonizācijas enerģija, elektronu afinitāte, elektronegativitāte.
Atoma jonizācijas enerģija. Enerģiju, kas nepieciešama elektrona noņemšanai no neierosināta atoma, sauc par pirmo jonizācijas enerģiju (potenciālu) I: E + I = E+ + e- Jonizācijas enerģija
Kovalentā saite
Vairumā gadījumu, kad veidojas saite, saistīto atomu elektroni tiek dalīti. Šāda veida ķīmiskās saites sauc par kovalento saiti (priedēklis "co-" latīņu valodā
Sigma un pi savienojumi.
Sigma (σ)-, pi (π)-saites - aptuvens kovalento saišu veidu apraksts dažādu savienojumu molekulās, σ-saiti raksturo tas, ka elektronu mākoņa blīvums ir maksimāls
Kovalentās saites veidošanās ar donora-akceptora mehānismu.
Papildus tam, kas norādīts iepriekšējā sadaļa homogēns kovalentās saites veidošanās mehānisms, pastāv neviendabīgs mehānisms - pretēji lādētu jonu mijiedarbība - H+ protons un
Ķīmiskā saite un molekulārā ģeometrija. BI3, PI3
3.1. attēls Dipolu elementu pievienošana NH3 un NF3 molekulās
Polārā un nepolārā saite
Kovalentā saite veidojas elektronu koplietošanas rezultātā (lai veidotu kopīgus elektronu pārus), kas rodas elektronu mākoņu pārklāšanās laikā. Izglītībā
Jonu saite
Jonu saite ir ķīmiska saite, kas rodas pretēji lādētu jonu elektrostatiskās mijiedarbības rezultātā. Tādējādi izglītības process un
Oksidācijas stāvoklis
Valence 1. Valence ir atomu spēja ķīmiskie elementi formā noteiktu skaitu ķīmiskās saites. 2. Valences vērtības svārstās no I līdz VII (reti VIII). Valensa
Ūdeņraža saite
Papildus dažādām heteropolārajām un homeopolārajām saitēm ir vēl viena īpašs veids komunikācija, kas pēdējo divu desmitgažu laikā ir piesaistījusi arvien lielāku ķīmiķu uzmanību. Tas ir tā sauktais ūdeņradis
Kristāla režģi
Tātad kristāla struktūru raksturo pareizs (regulārs) daļiņu izvietojums stingri noteiktās kristāla vietās. Kad jūs garīgi savienojat šos punktus ar līnijām, jūs iegūstat atstarpes.
Risinājumi
Ja ievietojat kristālus traukā ar ūdeni galda sāls, cukuru vai kālija permanganātu (kālija permanganātu), tad varam novērot, kā pamazām samazinās cietās vielas daudzums. Tajā pašā laikā ūdens
Elektrolītiskā disociācija
Visu vielu šķīdumus var iedalīt divās grupās: elektrolīti - vadītspēja elektrība, neelektrolīti nav vadītāji. Šis dalījums ir nosacīts, jo viss
Disociācijas mehānisms.
Ūdens molekulas ir dipola, t.i. viens molekulas gals ir negatīvi uzlādēts, otrs ir pozitīvi. Molekulai ir negatīvs pols, kas tuvojas nātrija jonam, un pozitīvs pols tuvojas hlora jonam; surround io
Jonu ūdens produkts
pH vērtība(pH) ir vērtība, kas raksturo ūdeņraža jonu aktivitāti vai koncentrāciju šķīdumos. Ūdeņraža indikators ir apzīmēts ar pH. Ūdeņraža indekss ir skaitliski
Ķīmiskā reakcija
Ķīmiskā reakcija ir vienas vielas pārvēršana citā. Tomēr šādai definīcijai ir vajadzīgs viens būtisks papildinājums. IN kodolreaktors vai arī akseleratorā dažas vielas tiek pārveidotas
Koeficientu kārtošanas metodes OVR
Elektroniskā bilances metode 1). Mēs rakstām vienādojumu ķīmiskā reakcija KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Atomu atrašana
Hidrolīze
Hidrolīze ir apmaiņas mijiedarbības process starp sāls joniem un ūdeni, kā rezultātā veidojas nedaudz disociētas vielas un mainās vides reakcija (pH). Būtība
Ķīmisko reakciju ātrums
Reakcijas ātrumu nosaka viena reaģenta molārās koncentrācijas izmaiņas: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t
Faktori, kas ietekmē ķīmisko reakciju ātrumu
1. Reaģējošo vielu īpašības. Svarīga loma ir ķīmisko saišu raksturam un reaģenta molekulu struktūrai. Reakcijas notiek mazāk spēcīgu saišu iznīcināšanas un vielu veidošanās virzienā ar
Aktivizācijas enerģija
Ķīmisko daļiņu sadursme izraisa ķīmisku mijiedarbību tikai tad, ja sadursmē esošo daļiņu enerģija pārsniedz noteiktu vērtību. Apskatīsim viens otru
Katalīzes katalizators
Daudzas reakcijas var paātrināt vai palēnināt, ievadot noteiktas vielas. Pievienotās vielas nepiedalās reakcijā un tās norises laikā netiek patērētas, bet tām piemīt būtiska ietekme ieslēgts
Ķīmiskais līdzsvars
Ķīmiskās reakcijas, kas notiek ar salīdzināmu ātrumu abos virzienos, sauc par atgriezeniskām. Šādās reakcijās veidojas reaģentu un produktu līdzsvara maisījumi, kuru sastāvs
Le Šateljē princips
Le Chatelier princips saka, ka, lai pārvietotu līdzsvaru pa labi, vispirms ir jāpalielina spiediens. Patiešām, pieaugot spiedienam, sistēma “pretosies” kon
Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu
Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu Palielināt ātrumu Samazināt ātrumu Ķīmiski aktīvo reaģentu klātbūtne
Hesa likums
Izmantojot tabulas vērtības
Termiskais efekts
Reakcijas laikā saites izejvielās pārtrūkst un reakcijas produktos veidojas jaunas saites. Tā kā saite veidojas, atbrīvojoties, un tās pārrāvums notiek ar enerģijas absorbciju, tad x
Bāzes (hidroksīdi)– kompleksas vielas, kuru molekulas satur vienu vai vairākas hidroksi-OH grupas. Visbiežāk bāzes sastāv no metāla atoma un OH grupas. Piemēram, NaOH ir nātrija hidroksīds, Ca(OH) 2 ir kalcija hidroksīds utt.
Ir bāze - amonija hidroksīds, kurā hidroksigrupa ir piesaistīta nevis metālam, bet NH 4 + jonam (amonija katjonam). Amonija hidroksīds veidojas, kad amonjaks tiek izšķīdināts ūdenī (ūdens pievienošanas reakcija amonjakam):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonija hidroksīds).
Hidroksigrupas valence ir 1. Hidroksilgrupu skaits bāzes molekulā ir atkarīgs no metāla valences un ir vienāds ar to. Piemēram, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 utt.
Visi iemesli - cietvielas, kurām ir dažādas krāsas. Dažas bāzes labi šķīst ūdenī (NaOH, KOH utt.). Tomēr lielākā daļa no tiem nešķīst ūdenī.
Bāzes, kas šķīst ūdenī, sauc par sārmiem. Sārmu šķīdumi ir “ziepjami”, slideni uz tausti un diezgan kodīgi. Pie sārmiem pieder sārmu un sārmzemju metālu hidroksīdi (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 utt.). Pārējie ir nešķīstoši.
Nešķīstošas bāzes- tie ir amfoteriskie hidroksīdi, kas darbojas kā bāzes, mijiedarbojoties ar skābēm, un uzvedas kā skābes ar sārmiem.
Dažādām bāzēm ir dažādas spējas noņemt hidroksigrupas, tāpēc tās iedala stiprās un vājās bāzēs.
Spēcīgas bāzes ūdens šķīdumos viegli atsakās no savām hidroksigrupām, bet vājās bāzes to nedara.
Bāžu ķīmiskās īpašības
Bāzu ķīmiskās īpašības raksturo to saistība ar skābēm, skābes anhidrīdiem un sāļiem.
1. Rīkojieties par rādītājiem. Indikatori maina krāsu atkarībā no mijiedarbības ar dažādiem ķīmiskās vielas. Neitrālos šķīdumos tiem ir viena krāsa, skābos šķīdumos tiem ir cita krāsa. Mijiedarbojoties ar bāzēm, tās maina savu krāsu: metiloranžo indikators griežas dzeltens, lakmusa indikators - in Zilā krāsa, un fenolftaleīns kļūst par fuksiju.
2. Mijiedarboties ar skābju oksīdiem ar Sāls un ūdens veidošanās:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni. Bāzes reakciju ar skābi sauc par neitralizācijas reakciju, jo pēc tās pabeigšanas vide kļūst neitrāla:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reaģē ar sāļiem veidojot jaunu sāli un bāzi:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
5. Sildot, tie var sadalīties ūdenī un galvenajā oksīdā:
Cu(OH)2 = CuO + H2O.
Vai joprojām ir jautājumi? Vai vēlaties uzzināt vairāk par tonālo krēmu?
Lai saņemtu palīdzību no pasniedzēja, reģistrējieties.
Pirmā nodarbība bez maksas!
tīmekļa vietni, kopējot materiālu pilnībā vai daļēji, ir nepieciešama saite uz avotu.