Bazele reacţionează cu metalele. Proprietățile chimice ale bazelor

Proprietăți generale bazele se datorează prezenței ionului OH - în soluțiile lor, care creează un mediu alcalin în soluție (fenolftaleina devine purpurie, metil portocaliu - galben, turnesol - albastru).

1. Proprietăți chimice alcaline:

1) interacțiunea cu oxizii acizi:

2KOH+C02®K2C03 +H20;

2) reacție cu acizi (reacție de neutralizare):

2NaOH+ H2S04®Na2S04 +2H20;

3) interacțiune cu sărurile solubile (doar dacă, atunci când un alcali acționează asupra unei săruri solubile, se formează un precipitat sau se eliberează un gaz):

2NaOH+ CuSO4®Cu(OH)2¯+Na2SO4,

Ba(OH)2+Na2SO4®BaS04 ¯+2NaOH, KOH(conc.)+NH4CI(cristalin)®NH3+KCI+H2O.

2. Proprietățile chimice ale bazelor insolubile:

1) interacțiunea bazelor cu acizii:

Fe(OH)2 +H2S04®FeS04 +2H20;

2) descompunerea la încălzire. Bazele insolubile se descompun atunci când sunt încălzite în oxid de bază și apă:

Cu(OH)2®CuO+H20

Sfârșitul lucrării -

Acest subiect aparține secțiunii:

Studii moleculare atomice în chimie. Atom. Moleculă. Element chimic. Mol. Substanțe simple complexe. Exemple

Atomic învățături moleculareîn chimie atom moleculă element chimic mol simplu substanțe complexe exemple.. baza teoretica chimia modernă este atomo-moleculară.. atomii sunt cele mai mici particule chimice care sunt limita chimiei..

Dacă aveți nevoie de material suplimentar pe această temă, sau nu ați găsit ceea ce căutați, vă recomandăm să utilizați căutarea în baza noastră de date de lucrări:

Ce vom face cu materialul primit:

Dacă acest material ți-a fost util, îl poți salva pe pagina ta de pe rețelele sociale:

Toate subiectele din această secțiune:

Obținerea de terenuri
1. Prepararea alcalinelor: 1) interacțiunea metalelor alcaline sau alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apa: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nomenclatura acizilor
Denumirile acizilor sunt derivate din elementul din care se formează acidul. Mai mult, în titlu acizi fără oxigen de obicei există o terminație -hidrogen: HCl - clorhidric, HBr - bromură de hidrogen

Proprietățile chimice ale acizilor
Proprietățile generale ale acizilor în solutii apoase sunt cauzate de prezența ionilor de H+ formați în timpul disocierii moleculelor de acid, astfel, acizii sunt donatori de protoni: HxAn«xH+

Obținerea acizilor
1) interacțiunea oxizilor acizi cu apa: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Proprietățile chimice ale sărurilor acide
1) sărurile acide conțin atomi de hidrogen care pot lua parte la reacția de neutralizare, astfel încât pot reacționa cu alcalii, transformându-se în săruri medii sau alte acide - cu un număr mai mic

Obținerea sărurilor acide
Sarea acidă se poate obține: 1) prin reacția de neutralizare incompletă a unui acid polibazic cu o bază: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Săruri de bază.
Bazice (sărurile hidroxo) sunt săruri care se formează ca urmare a înlocuirii incomplete a ionilor de hidroxid ai bazei cu anioni acizi.

Baze unice acide, de exemplu NaOH, KOH,
Proprietățile chimice ale sărurilor bazice

1) sărurile bazice conțin grupări hidroxo care pot lua parte la reacția de neutralizare, astfel încât acestea pot reacționa cu acizii, transformându-se în săruri intermediare sau săruri bazice cu mai puține
Prepararea sărurilor bazice

Sarea principală poate fi obținută: 1) prin reacția de neutralizare incompletă a bazei cu un acid: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Săruri medii.

Sărurile medii sunt produsele înlocuirii complete a ionilor H+ ai unui acid cu ioni metalici; pot fi considerate şi ca produse de înlocuire completă a ionilor OH ai anionului de bază
Nomenclatura sărurilor medii

În nomenclatura rusă (utilizată în practica tehnologică) există următoarea ordine de denumire a sărurilor medii: cuvântul este adăugat la rădăcina numelui unui acid care conține oxigen.
Proprietățile chimice ale sărurilor medii

1) Aproape toate sărurile sunt compuși ionici, prin urmare, într-o topitură și într-o soluție apoasă, ele se disociază în ioni (când trece curentul prin soluții sau săruri topite, are loc procesul de electroliză).
Prepararea sărurilor medii

Majoritatea metodelor de obținere a sărurilor se bazează pe interacțiunea unor substanțe de natură opusă - metale cu nemetale, oxizi acizi cu cei bazici, baze cu acizi (vezi Tabelul 2).
Structura atomului.

Un atom este o particulă neutră din punct de vedere electric constând dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ. Numărul atomic al unui element din Tabelul Periodic al Elementelor este egal cu sarcina nucleului
Compoziția nucleelor ​​atomice

Nucleul este format din protoni și neutroni.
Numărul de protoni este egal cu numărul atomic al elementului. Numărul de neutroni din nucleu este egal cu diferența dintre numărul de masă al izotopului și

Electron
Numărul de electroni care pot fi la un nivel de energie este determinat de formula 2n2, unde n este numărul nivelului. Umplerea maximă a primelor patru niveluri de energie: pentru primul

Energia de ionizare, afinitatea electronică, electronegativitatea.
Energia de ionizare a unui atom. Energia necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom neexcitat se numește prima energie de ionizare (potențial) I: E + I = E+ + e- Energia de ionizare

Legătura covalentă
În cele mai multe cazuri, atunci când se formează o legătură, electronii atomilor legați sunt împărțiți. Acest tip de legătură chimică se numește legătură covalentă (prefixul „co-” în latină

Conexiuni Sigma și pi.
Legături Sigma (σ)-, pi (π) - o descriere aproximativă a tipurilor de legături covalente în moleculele diferiților compuși, legătura σ este caracterizată prin faptul că densitatea norului de electroni este maximă

Formarea unei legături covalente printr-un mecanism donor-acceptor.
Pe lângă mecanismul omogen de formare a legăturilor covalente prezentat în secțiunea anterioară, există un mecanism eterogen - interacțiunea ionilor încărcați opus - protonul H+ și

Legături chimice și geometrie moleculară. BI3, PI3
Figura 3.1 Adăugarea elementelor dipol în moleculele NH3 și NF3

Legături polare și nepolare
Legătura covalentă se formează ca urmare a socializării electronilor (cu formarea de perechi de electroni comune), care are loc în timpul suprapunerii norilor de electroni. În educație

Legătura ionică
O legătură ionică este o legătură chimică care are loc prin interacțiunea electrostatică a ionilor încărcați opus.

Astfel, procesul de educaţie şi
Starea de oxidare Valenta 1. Valenta este capacitatea atomilor elemente chimice formă un anumit număr

legături chimice. 2. Valorile valenței variază de la I la VII (rar VIII). Valens
Legătura de hidrogen

Pe lângă diferitele legături heteropolare și homeopolare, există un alt tip special de legătură care a atras atenția din ce în ce mai mult din partea chimiștilor în ultimele două decenii. Acesta este așa-numitul hidrogen
Grile de cristal

Deci, structura cristalină este caracterizată de aranjarea corectă (regulată) a particulelor în locuri strict definite din cristal. Când conectați mental aceste puncte cu linii, obțineți spații.
Soluții

Dacă într-un vas cu apă se pun cristale de sare de masă, zahăr sau permanganat de potasiu (permanganat de potasiu), atunci putem observa cum scade treptat cantitatea de substanță solidă. În același timp, apă
Soluțiile tuturor substanțelor pot fi împărțite în două grupe: electroliți - conductă curent electric, non-electroliții nu sunt conductori. Această împărțire este condiționată, pentru că totul

Mecanismul de disociere.
Moleculele de apă sunt dipol, adică. un capăt al moleculei este încărcat negativ, celălalt este încărcat pozitiv. Molecula are un pol negativ care se apropie de ionul de sodiu, iar un pol pozitiv se apropie de ionul de clor; surround io

Produs ionic al apei
Indicele de hidrogen (pH) este o valoare care caracterizează activitatea sau concentrația ionilor de hidrogen în soluții. Indicatorul de hidrogen este indicat prin pH. Indicele de hidrogen este numeric

Reacție chimică
O reacție chimică este transformarea unei substanțe în alta. Cu toate acestea, această definiție necesită o adăugare semnificativă. ÎN reactor nuclear sau în accelerator, de asemenea, unele substanțe sunt convertite

Metode de aranjare a coeficienților în OVR
Metoda echilibrului electronic 1). Scriem ecuația reacție chimică KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Găsirea atomilor

Hidroliză
Hidroliza este un proces de interacțiune de schimb între ioni de sare și apă, care duce la formarea unor substanțe ușor disociate și însoțite de o modificare a reacției (pH) a mediului.

Esența
Viteza reacțiilor chimice

Viteza de reacție este determinată de o modificare a concentrației molare a unuia dintre reactanți: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t
Factori care afectează viteza reacțiilor chimice

1. Natura substanţelor care reacţionează. Natura legăturilor chimice și structura moleculelor de reactiv joacă un rol important. Reacțiile se desfășoară în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu
Energia de activare

Ciocnirea particulelor chimice duce la o interacțiune chimică numai dacă particulele care se ciocnesc au energie care depășește o anumită valoare. Să ne luăm în considerare
Catalizator de cataliză

Multe reactii pot fi accelerate sau incetinite prin introducerea anumitor substante. Substanțele adăugate nu participă la reacție și nu sunt consumate în cursul acesteia, dar au un efect semnificativ asupra
Echilibru chimic

Reacțiile chimice care se desfășoară la viteze comparabile în ambele direcții se numesc reversibile. În astfel de reacții, se formează amestecuri de echilibru de reactivi și produse, a căror compoziție
Principiul lui Le Chatelier

Principiul lui Le Chatelier spune că, pentru a deplasa echilibrul la dreapta, trebuie mai întâi să crești presiunea. Într-adevăr, pe măsură ce presiunea crește, sistemul va „rezista” creșterii con
Factori care influențează viteza unei reacții chimice Creșterea vitezei Reducerea vitezei Prezența reactivilor activi chimic

legea lui Hess
Utilizarea valorilor din tabel

Efect termic
În timpul reacției, legăturile din substanțele inițiale sunt rupte și se formează noi legături în produșii de reacție. Deoarece formarea unei legături are loc odată cu eliberarea, iar ruperea acesteia are loc odată cu absorbția energiei, atunci x

Știința chimică modernă reprezintă multe ramuri diferite și fiecare dintre ele, pe lângă baza sa teoretică, are o mare valoare aplicată, practic. Orice ai atinge, există produse peste tot producție chimică. Secțiunile principale sunt anorganice și chimie organică. Să luăm în considerare ce clase principale de substanțe sunt clasificate ca anorganice și ce proprietăți au acestea.

Principalele categorii de compuși anorganici

Acestea includ următoarele:

1. Oxizi.
2. Sare.
3. Terenuri.
4. Acizi.

Fiecare dintre clase este reprezentată de o mare varietate de compuși de natură anorganică și este importantă în aproape orice structură a activității economice și industriale umane. Toate proprietățile principale caracteristice acestor compuși, apariția lor în natură și producerea lor sunt studiate într-un curs școlar de chimie fără greșeală, în clasele 8-11.

Există un tabel general de oxizi, săruri, baze, acizi, care prezintă exemple ale fiecărei substanțe și starea lor de agregare și apariție în natură. Sunt prezentate și interacțiunile care descriu proprietățile chimice. Cu toate acestea, vom analiza fiecare dintre clase separat și mai detaliat.

Grup de compuși - oxizi

4. Reacții în urma cărora elementele modifică CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Apa reactivă: formarea de acizi (excepție SiO 2 )

CO + apă = acid

2. Reacții cu baze:

CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O

3. Reacții cu oxizi bazici: formare de sare

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

4. Reacții OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ele prezintă proprietăți duble și interacționează conform principiului metodei acido-bazice (cu acizi, alcalii, oxizi bazici, oxizi acizi). Nu interacționează cu apa.

1. Cu acizi: formare de săruri și apă

AO + acid = sare + H2O

2. Cu baze (alcaline): formarea de complexe hidroxo

Al2O3 + LiOH + apă = Li

3. Reacţii cu oxizi acizi: obţinerea sărurilor

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacții cu OO: formare de săruri, fuziune

MnO + Rb 2 O = sare dublă Rb 2 MnO 2

5. Reacții de fuziune cu alcalii și carbonați de metale alcaline: formarea sărurilor

Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O

Fiecare oxid superior, format fie dintr-un metal, fie dintr-un nemetal, atunci când este dizolvat în apă, dă un acid sau alcali puternic.

Acizi organici si anorganici

În sensul clasic (pe baza pozițiilor ED - disociere electrolitică - Svante Arrhenius), acizii sunt compuși care se disociază în mediu apos în cationi H + și anioni ai reziduurilor acide An -. Cu toate acestea, astăzi acizii au fost, de asemenea, studiati pe larg în condiții anhidre, așa că există multe teorii diferite pentru hidroxizi.

Formulele empirice ale oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor constau numai din simboluri, elemente și indici care indică cantitatea lor în substanță. De exemplu, acizii anorganici sunt exprimați prin formula H + rest acid n-. Materia organică au o mapare teoretică diferită. Pe lângă cea empirică, puteți nota o formulă structurală completă și prescurtată pentru ele, care va reflecta nu numai compoziția și cantitatea moleculei, ci și ordinea atomilor, legătura lor între ei și principalul funcțional. grupa pentru acizi carboxilici -COOH.

În substanțele anorganice, toți acizii sunt împărțiți în două grupe:

• fără oxigen - HBr, HCN, HCL și altele;
• conţinând oxigen (oxoacizi) - HClO 3 şi tot ceea ce este oxigen.

Acizii anorganici sunt de asemenea clasificați după stabilitate (stabili sau stabili - totul cu excepția acizilor carbonici și sulfurosi, instabili sau instabili - acizii carbonici și sulfurosi). În ceea ce privește rezistența, acizii pot fi puternici: sulfuric, clorhidric, nitric, percloric și alții, precum și slabi: hidrogen sulfurat, hipocloroși și altele.

Chimia organică nu oferă aceeași varietate. Acizii care sunt de natură organică sunt clasificați ca acizi carboxilici. Lor caracteristică generală- prezenta grupei functionale -COOH. De exemplu, HCOOH (formic), CH 3 COOH (acetic), C 17 H 35 COOH (stearic) și altele.

Există o serie de acizi care sunt subliniați cu atenție atunci când luați în considerare acest subiect într-un curs de chimie școlar.

1. Solyanaya.
2. Azot.
3. Ortofosforic.
4. Bromhidric.
5. Cărbune.
6. Iodură de hidrogen.
7. Sulfuric.
8. Acetic sau etan.
9. Butan sau ulei.
10. Benzoin.

Acești 10 acizi din chimie sunt substanțe fundamentale ale clasei corespunzătoare atât în ​​cursul școlar, cât și în general în industrie și sinteze.

Proprietățile acizilor anorganici

Principalele proprietăți fizice includ, în primul rând, starea diferită de agregare. La urma urmei, există o serie de acizi care au formă de cristale sau pulberi (boric, ortofosforic) în condiții normale. Marea majoritate a acizilor anorganici cunoscuți sunt lichide diferite. Punctele de fierbere și de topire variază, de asemenea.

Acizii pot provoca arsuri grave deoarece au puterea de a distruge tesuturile organice si piele. Indicatorii sunt utilizați pentru a detecta acizi:

• metil portocală (în mediu normal - portocaliu, în acizi - roșu),
• turnesol (în neutru - violet, în acizi - roșu) sau altele.

Cele mai importante proprietăți chimice includ capacitatea de a interacționa atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe.

Când interacționează cu metalele, nu toți acizii reacționează în mod egal. Chimia (clasa a IX-a) la școală implică un studiu foarte superficial al unor astfel de reacții, cu toate acestea, chiar și la acest nivel sunt luate în considerare proprietățile specifice ale acidului azotic și sulfuric concentrat atunci când interacționează cu metalele.

Hidroxizi: baze alcaline, baze amfotere și insolubile

Oxizi, săruri, baze, acizi - toate aceste clase de substanțe au o natură chimică comună, explicată prin structură rețea cristalină, precum și influența reciprocă a atomilor în molecule. Cu toate acestea, dacă a fost posibil să se dea o definiție foarte specifică pentru oxizi, atunci acest lucru este mai dificil de făcut pentru acizi și baze.

La fel ca acizii, bazele, conform teoriei ED, sunt substanțe care se pot descompune într-o soluție apoasă în cationi metalici Me n+ și anioni ai grupelor hidroxil OH -.

• Solubile sau alcaline (baze puternice care schimbă culoarea indicatorilor). Formată din metale din grupele I și II. Exemplu: KOH, NaOH, LiOH (adică sunt luate în considerare doar elementele principalelor subgrupe);
• Puțin solubil sau insolubil (rezistență medie, nu schimbați culoarea indicatorilor). Exemplu: hidroxid de magneziu, fier (II), (III) și altele.
• Moleculare (baze slabe, în mediu apos se disociază reversibil în molecule ionice). Exemplu: N2H4, amine, amoniac.
• Hidroxizi amfoteri (prezintă proprietăți duble bazic-acide). Exemplu: beriliu, zinc și așa mai departe.

Fiecare grupă prezentată este studiată în cadrul cursului școlar de chimie din secțiunea „Fundamente”. Chimia în clasele 8-9 implică un studiu detaliat al alcalinelor și compușilor slab solubili.

Principalele proprietăți caracteristice ale bazelor

Toate alcalinele și compușii ușor solubili se găsesc în natură în stare solidă cristalină. În același timp, temperaturile lor de topire sunt de obicei scăzute, iar hidroxizii slab solubili se descompun atunci când sunt încălziți. Culoarea bazelor este diferită. Dacă alcalii alb, atunci cristalele de baze moleculare și slab solubile pot fi de culori foarte diferite. Solubilitatea majorității compușilor din această clasă poate fi vizualizată în tabel, care prezintă formulele oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor și arată solubilitatea acestora.

Alcaliile pot schimba culoarea indicatorilor după cum urmează: fenolftaleina - purpuriu, metil portocaliu - galben. Acest lucru este asigurat de prezența liberă a grupărilor hidroxo în soluție. De aceea bazele slab solubile nu dau o astfel de reacție.

Proprietățile chimice ale fiecărui grup de baze sunt diferite.

Acestea sunt majoritatea proprietăților chimice pe care le prezintă bazele. Chimia bazelor este destul de simplă și se supune legilor generale ale tuturor compuși anorganici.

Clasa de săruri anorganice. Clasificare, proprietăți fizice

Pe baza prevederilor ED, sărurile pot fi numite compuși anorganici care se disociază într-o soluție apoasă în cationi metalici Me +n și anioni ai reziduurilor acide An n-. Așa vă puteți imagina sărurile. Chimia oferă mai mult de o definiție, dar aceasta este cea mai exactă.

În plus, în funcție de natura lor chimică, toate sărurile sunt împărțite în:

• Acid (care conține un cation de hidrogen). Exemplu: NaHSO 4.
• Bazic (conținând o grupare hidroxo). Exemplu: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Mediu (constă numai dintr-un cation metalic și un reziduu acid). Exemplu: NaCL, CaSO4.
• Dublu (include doi cationi metalici diferiți). Exemplu: NaAl(SO4)3.
• Complex (complexe hidroxo, complexe acvatice și altele). Exemplu: K 2.

Formulele sărurilor reflectă natura lor chimică și indică, de asemenea, compoziția calitativă și cantitativă a moleculei.

Oxizii, sărurile, bazele, acizii au proprietăți de solubilitate diferite, care pot fi vizualizate în tabelul corespunzător.

Dacă vorbim despre starea de agregare săruri, atunci trebuie să observați monotonia lor. Ele există numai în stări solide, cristaline sau pulverulente. Gama de culori este destul de variată. Soluțiile de săruri complexe, de regulă, au culori strălucitoare, saturate.

Interacțiuni chimice pentru clasa sărurilor medii

Au proprietăți chimice similare cu bazele, acizii și sărurile. Oxizii, așa cum am examinat deja, sunt oarecum diferiți de ei în acest factor.

În total, se pot distinge 4 tipuri principale de interacțiuni pentru sărurile medii.

I. Interacțiunea cu acizii (numai puternici din punctul de vedere al DE) cu formarea unei alte săruri și a unui acid slab:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacții cu hidroxizi solubili producând săruri și baze insolubile:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sare solubilă + Cu(OH) 2 bază insolubilă

III. Reacția cu o altă sare solubilă pentru a forma o sare insolubilă și una solubilă:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reacții cu metale situate în EHRNM în stânga celui care formează sarea. În acest caz, metalul care reacționează nu ar trebui să interacționeze cu apa în condiții normale:

Mg + 2AgCL = MgCl2 + 2Ag

Acestea sunt principalele tipuri de interacțiuni care sunt caracteristice sărurilor medii. Formulele sărurilor complexe, bazice, duble și acide vorbesc de la sine despre specificul proprietăților chimice expuse.

Formulele de oxizi, baze, acizi, săruri reflectă esența chimică a tuturor reprezentanților acestor clase de compuși anorganici și, în plus, oferă o idee despre numele substanței și al acesteia. proprietăți fizice. Prin urmare, ar trebui să acordați atenție scrisului lor atenție deosebită. O mare varietate de compuși ne este oferită de știința în general uimitoare a chimiei. Oxizi, baze, acizi, săruri - aceasta este doar o parte din imensa diversitate.

1. Bazele reacţionează cu acizii formând sare şi apă:

Cu(OH)2 + 2HCI = CuCl2 + 2H2O

2. Cu oxizi acizi, formând sare și apă:

Ca(OH)2 + CO2 = CaC03 + H2O

3. Alcalii reacţionează cu oxizii şi hidroxizii amfoteri, formând sare şi apă:

2NaOH + Cr2O3 = 2NaCrO2 + H2O

KOH + Cr(OH)3 = KCrO2 + 2H2O

4. Alcalii reacţionează cu sărurile solubile, formând fie o bază slabă, un precipitat, fie un gaz:

2NaOH + NiCl2 = Ni(OH)2¯ + 2NaCl

baza

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

Ba(OH)2 + Na2CO3 = BaCO3¯ + 2NaOH

5. Alcalii reacţionează cu unele metale, care corespund oxizilor amfoteri:

2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na + 3H2

6. Efectul alcalin asupra indicatorului:

OH - + fenolftaleină ® culoare purpurie

OH - + turnesol ® albastru

7. Descompunerea unor baze la încălzire:

U(OH)2® CuO + H2O

Hidroxizi amfoteri – compuși chimici, prezentând proprietățile atât ale bazelor, cât și ale acizilor. Hidroxizii amfoteri corespund oxizilor amfoteri (a se vedea punctul 3.1).

Hidroxizii amfoteri sunt de obicei scrisi sub forma unei baze, dar pot fi reprezentati si sub forma unui acid:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

fundaţie

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

1. Hidroxizii amfoteri interacționează cu acizi și oxizi acizi:

Be(OH)2 + 2HCI = BeCI2 + 2H2O

Be(OH)2 + SO3 = BeSO4 + H2O

2. Interacționează cu alcalii și oxizii bazici ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase:

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

Metaaluminat de sodiu acid H3Al03

(H3AlO3® HAlO2 + H2O)

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Toate hidroxizi amfoteri sunt electroliți slabi

Săruri

Săruri- Sunt substanțe complexe formate din ioni metalici și un reziduu acid. Sărurile sunt produse ale înlocuirii totale sau parțiale a ionilor de hidrogen cu ioni de metal (sau amoniu) în acizi. Tipuri de săruri: medii (normale), acide și bazice.

Săruri medii- acestea sunt produsele înlocuirii complete a cationilor de hidrogen în acizi cu ioni de metal (sau de amoniu): Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl etc.

Proprietățile chimice ale sărurilor medii

1. Sărurile interacționează cu acizi, alcalii și alte săruri, formând fie un electrolit slab, fie un precipitat; sau gaz:

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

Na2S04 + Ba(OH)2 = BaS04 ¯ + 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

NH4NO3 + NaOH = NH3 + H2O + NaNO3

2. Sărurile interacționează cu metale mai active. Un metal mai activ înlocuiește un metal mai puțin activ din soluția de sare (Anexa 3).

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Săruri acide- sunt produse de înlocuire incompletă a cationilor de hidrogen în acizi cu ioni de metal (sau de amoniu): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 etc. Sărurile acide pot fi formate numai de acizi polibazici. Aproape toate sărurile acide sunt foarte solubile în apă.

Obținerea sărurilor acide și transformarea lor în săruri medii

1. Sărurile acide se obțin prin reacția unui exces de acid sau oxid acid cu o bază:

H2CO3 + NaOH = NaHC03 + H2O

CO2 + NaOH = NaHCO3

2. Când acidul în exces interacționează cu oxidul bazic:

2H2CO3 + CaO = Ca(HCO3)2 + H2O

3. Sărurile acide se obțin din săruri medii prin adăugare de acid:

· eponim

Na2S03 + H2S03 = 2NaHS03;

Na2S03 + HCI = NaHS03 + NaCI

4. Sărurile acide sunt transformate în săruri medii folosind alcali:

NaHC03 + NaOH = Na2CO3 + H2O

Săruri de bază– acestea sunt produse de substituție incompletă a grupărilor hidroxo (OH - ) baze cu un reziduu acid: MgOHCl, AlOHSO 4 etc. Sărurile de bază pot fi formate numai din baze slabe ale metalelor polivalente. Aceste săruri sunt în general puțin solubile.

Obținerea sărurilor bazice și transformarea lor în săruri medii

1. Sărurile bazice se obțin prin reacția unui exces de bază cu un acid sau oxid acid:

Mg(OH)2 + HCI = MgOHCl¯ + H2O

hidroxo-

clorura de magneziu

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidroxo-

sulfat de fier (III).

2. Sărurile de bază se formează din sare medie prin adăugarea unei lipse de alcali:

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

3. Sărurile de bază sunt transformate în săruri medii prin adăugarea unui acid (de preferință cel care corespunde sării):

MgOHCI + HCI = MgCl2 + H2O

2MgOHCI + H2SO4 = MgCl2 + MgSO4 + 2H2O

ELECTROLIȚI

Electroliții- sunt substanțe care se dezintegrează în ioni în soluție sub influența moleculelor de solvent polar (H 2 O). Pe baza capacității lor de a se disocia (se descompune în ioni), electroliții sunt împărțiți în mod convențional în puternici și slabi. Electroliții puternici se disociază aproape complet (în soluții diluate), în timp ce electroliții slabi se disociază în ioni doar parțial.

Electroliții puternici includ:

· acizi tari (vezi p. 20);

· baze tari – alcaline (vezi p. 22);

· aproape toate sărurile solubile.

Electroliții slabi includ:

· acizi slabi(vezi p. 20);

· bazele nu sunt alcaline;

Una dintre principalele caracteristici ale unui electrolit slab este constanta de disociere – LA . De exemplu, pentru un acid monobazic,

HA Û H + +A - ,

unde, este concentrația de echilibru a ionilor H +;

– concentrația de echilibru a anionilor acizi A - ;

– concentrația de echilibru a moleculelor de acid,

Sau pentru o fundație slabă,

MOH Û M + +OH - ,

,

unde, este concentrația de echilibru a cationilor M +;

– concentrația de echilibru a ionilor de hidroxid OH - ;

– concentrația de echilibru a moleculelor de bază slabă.

Constantele de disociere ale unor electroliți slabi (la t = 25°C)

Hidroxizii de metale alcaline - in conditii normale, sunt substante cristaline solide albe, higroscopice, sapunoase la atingere, foarte solubile in apa (dizolvarea lor este un proces exotermic), fuzibile. Hidroxizii de metale alcalino-pământoase Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) sunt substanțe pulverulente albe, mult mai puțin solubile în apă în comparație cu hidroxizii de metale alcaline. Bazele insolubile în apă se formează de obicei sub formă de precipitate asemănătoare gelului care se descompun în timpul depozitării. De exemplu, Cu(OH)2 este un precipitat gelatinos albastru.

3.1.4 Proprietăţile chimice ale bazelor.

Proprietățile bazelor sunt determinate de prezența ionilor OH –. Există diferențe în proprietățile alcalinelor și ale bazelor insolubile în apă, dar o proprietate comună este reacția cu acizii. Proprietățile chimice ale bazelor sunt prezentate în Tabelul 6.

Tabelul 6 - Proprietățile chimice ale bazelor

3.1.5 Motive esențiale.

NaOH– sodă caustică, sodă caustică. Cu punct de topire scăzut (t pl = 320 °C) cristale albe higroscopice, foarte solubile în apă. Soluția este săpunoasă la atingere și este un lichid periculos de caustic. NaOH este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice. Este necesar în cantități mari pentru purificarea produselor petroliere și este utilizat pe scară largă în săpun, hârtie, textile și alte industrii, precum și pentru producția de fibre artificiale.

CON- potasiu caustic. Cristale albe higroscopice, foarte solubile în apă. Soluția este săpunoasă la atingere și este un lichid periculos de caustic. Proprietățile KOH sunt similare cu cele ale NaOH, dar hidroxidul de potasiu este folosit mult mai rar datorită costului său mai mare.

Ca(OH) 2 – var stins. Cristale albe, ușor solubile în apă. Soluția se numește „apă de var”, suspensia se numește „lapte de var”. Apa de var este folosită pentru a detecta dioxidul de carbon; Var stins utilizat pe scară largă în industria construcțiilor ca bază pentru producția de lianți.

1. Bază + sare acidă + apă

KOH + HCI
KCI + H2O.

2. Bază + oxid acid
sare + apa

2KOH + SO 2
K2S03 + H2O.

3. Alcali + oxid/hidroxid amfoter
sare + apa

2NaOH (tv) + Al2O3
2NaAl02 + H20;

NaOH (solid) + Al(OH) 3
NaAl02 + 2H20.

Reacția de schimb între o bază și o sare are loc numai în soluție (atât baza, cât și sarea trebuie să fie solubile) și numai dacă cel puțin unul dintre produse este un precipitat sau un electrolit slab (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH)2 + Na2S04
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4CI
BaCI2 + NH4OH.

Doar bazele de metale alcaline, cu excepția LiOH, sunt rezistente la căldură

Ca(OH)2
CaO + H20;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (s) + Zn
Na2ZnO2 + H2.

ACIZI

Acizi din punctul de vedere al TED se numesc substanțe complexe care se disociază în soluții pentru a forma ionul de hidrogen H +.

Clasificarea acizilor

1. După numărul de atomi de hidrogen capabili de eliminare într-o soluție apoasă, acizii se împart în monobazic(HF, HNO2), dibazic(H2CO3, H2SO4), tribazic(H3PO4).

2. După compoziția acidului se împart în fără oxigen(HCI, H2S) şi conţinând oxigen(HCI04, HNO3).

3. După capacitatea acizilor de a se disocia în soluții apoase, aceștia se împart în slabŞi puternic. Moleculele de acizi tari din soluții apoase se dezintegrează complet în ioni, iar disocierea lor este ireversibilă.

De exemplu, HCI
H + + CI-;

H2SO4
H++HSO .

Acizii slabi se disociază reversibil, de exemplu. moleculele lor în soluții apoase se dezintegrează în ioni parțial, iar cele polibazice - treptat.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

1) H2S
HS - + H + , 2) HS -
H++ S2-.

Se numește porțiunea unei molecule de acid fără unul sau mai mulți ioni de hidrogen H+ reziduu acid. Sarcina unui reziduu de acid este întotdeauna negativă și este determinată de numărul de ioni H + îndepărtați din molecula de acid. De exemplu, acidul ortofosforic H3PO4 poate forma trei resturi acide: H2PO - ion fosfat dihidrogen, HPO - ion fosfat hidrogen, PO - ion fosfat.

Denumirile acizilor fără oxigen sunt compuse prin adăugarea terminației - hidrogen la rădăcina numelui rusesc al elementului care formează acid (sau la numele unui grup de atomi, de exemplu, CN - - cyan): HCl - acid clorhidric ( acid clorhidric), H 2 S – acid hidrosulfurat, HCN – acid cianhidric (acid cianhidric).

Numele acizilor care conțin oxigen sunt, de asemenea, formate din numele rusesc al elementului care formează acid, cu adăugarea cuvântului „acid”. În acest caz, numele acidului în care elementul se află în cea mai mare stare de oxidare se termină în „... ovule” sau „... ovule”, de exemplu, H 2 SO 4 este acid sulfuric, H 3 AsO 4 este acidul arsenic. Odată cu scăderea stării de oxidare a elementului care formează acid, terminațiile se schimbă în următoarea secvență: "... naya"(HClO 4 – acid percloric), "...eh"(HClO 3 – acid percloric), "...obosit"(HClO 2 – acid cloros), "...ovous"(HClO este acid hipocloros). Dacă un element formează acizi în timp ce se află în doar două stări de oxidare, atunci numele acidului care corespunde celei mai scăzute stări de oxidare a elementului primește terminația „... pur” (HNO 3 - acid azotic, HNO 2 - acid azot) .

Același oxid acid (de exemplu, P2O5) poate corespunde mai multor acizi care conțin un atom dintr-un element dat în moleculă (de exemplu, HPO3 și H3PO4). În astfel de cazuri, prefixul „meta...” este adăugat la numele acidului care conține cel mai mic număr de atomi de oxigen din moleculă, iar prefixul „orto...” este adăugat la numele acidului care conține cel mai mare număr de atomi de oxigen din moleculă (HPO 3 - acid metafosforic, H 3 PO 4 - acid ortofosforic).

Dacă o moleculă de acid conține mai mulți atomi ai unui element care formează acid, atunci la numele său se adaugă un prefix numeric, de exemplu, H 4 P 2 O 7 - două acid fosforic, H 2 B 4 O 7 – patru acid boric.

H2S05H2S2O8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H-O-O O O O

Acid peroxosulfuric Acid peroxosulfuric

Proprietățile chimice ale acizilor

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuS04 + H2O.

2HCI + BeO
BeCI2 + H20.

Acizii interacționează cu soluțiile de sare dacă acest lucru are ca rezultat formarea unei sări insolubile în acizi sau a unui acid mai slab (volatil) în comparație cu acidul original.

H2S04 + BaCl2
BaSO4 +2HCI;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H2CO3
H2O + CO2.

H2S04 (diluat) + Fe
FeS04 + H2;

HCI + Cu .

Figura 2 prezintă interacțiunea acizilor cu metalele.

ACID - OXIDANT

Metal în domeniul de tensiune până la N 2

+
sare metalică + H2

la gradul min

H2S04 concentrat

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
nicio reacție

/Mq/Zn

in functie de conditii

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
nicio reacție

Metal alcalin/alcalino-pământos

+

HNO 3 diluat

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
nicio reacție

Metal alcalin/alcalino-pământos

NH3 (NH4NO3)