Hydroxidy alkalických kovov - za normálnych podmienok sú to tuhé biele kryštalické látky, hygroskopické, na dotyk mydlové, veľmi rozpustné vo vode (ich rozpúšťanie je exotermický proces), taviteľné. Hydroxidy kovov alkalických zemín Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) sú biele práškové látky, oveľa menej rozpustné vo vode v porovnaní s hydroxidmi alkalických kovov. Vo vode nerozpustné zásady sa zvyčajne tvoria ako gélovité precipitáty, ktoré sa pri skladovaní rozkladajú. Napríklad Cu (OH)2 je modrá želatínová zrazenina.

3.1.4 Chemické vlastnosti zásad.

Vlastnosti zásad sú spôsobené prítomnosťou OH - iónov. Existujú rozdiely vo vlastnostiach alkálií a vo vode nerozpustných zásad, ale spoločnou vlastnosťou je reakcia interakcie s kyselinami. Chemické vlastnosti báz sú uvedené v tabuľke 6.

Tabuľka 6 - Chemické vlastnosti zásad

alkálie	Nerozpustné zásady
Všetky zásady reagujú s kyselinami ( neutralizačná reakcia)
2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H20
Bázy reagujú s kyslými oxidmi s tvorbou soli a vody: 6KOH + P205 \u003d 2K3RO4 + 3H20
Alkálie reagujú so soľnými roztokmi ak jeden z reakčných produktov vyzráža sa(t. j. ak sa vytvorí nerozpustná zlúčenina): CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Vo vode nerozpustné zásady a amfotérne hydroxidy pri zahrievaní sa rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu: Mn(OH)2  MnO + H20 Cu (OH)2  CuO + H20
Alkálie možno zistiť pomocou indikátora. V alkalickom prostredí: lakmusový - modrý, fenolftaleín - malinový, metyloranžový - žltý

3.1.5 Základné základy.

NaOH- lúh sodný, lúh sodný. Tavné (t pl = 320 °C) biele hygroskopické kryštály, vysoko rozpustné vo vode. Roztok je na dotyk mydlový a je to nebezpečná žieravina. NaOH je jedným z najdôležitejších produktov chemického priemyslu. Je potrebný vo veľkých množstvách na čistenie ropných produktov a je široko používaný v mydlovom, papierenskom, textilnom a inom priemysle, ako aj na výrobu umelých vlákien.

KOH- žieravina potaš. Biele hygroskopické kryštály, dobre rozpustné vo vode. Roztok je na dotyk mydlový a je to nebezpečná žieravina. Vlastnosti KOH sú podobné vlastnostiam NaOH, ale hydroxid draselný sa používa oveľa menej často kvôli jeho vyššej cene.

Ca(OH) 2 - hasené vápno. Biele kryštály, mierne rozpustné vo vode. Roztok sa nazýva „vápenná voda“, suspenzia sa nazýva „vápenné mlieko“. Vápenná voda sa používa na rozpoznávanie oxidu uhličitého, pri prechode CO 2 sa zakalí. Hydratované vápno sa široko používa v stavebníctve ako základ na výrobu spojív.

Kov a hydroxylová skupina (OH). Napríklad hydroxid sodný je NaOH hydroxid vápenatý - Ca(Oh) 2 hydroxid bárnatý - Ba(Oh) 2 atď.

Získanie hydroxidov.

1. Reakcia výmeny:

CaS04 + 2NaOH \u003d Ca (OH)2 + Na2S04,

2. Elektrolýza vodných roztokov solí:

2KCl + 2H20 \u003d 2KOH + H2 + Cl2,

3. Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

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

Chemické vlastnosti hydroxidov.

1. Hydroxidy majú zásaditý charakter.

2. Hydroxidy rozpúšťajú sa vo vode (zásady) a sú nerozpustné. Napríklad, KOH- rozpúšťa sa vo vode Ca(Oh) 2 - mierne rozpustný, má biely roztok. Kovy 1. skupiny periodickej tabuľky D.I. Mendelejev poskytuje rozpustné zásady (hydroxidy).

3. Hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú:

Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.

4. Alkálie reagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

2KOH + CO2 \u003d K2C03 + H20.

5. Alkálie môžu reagovať s niektorými nekovmi pri rôznych teplotách rôznymi spôsobmi:

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

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(teplo).

6. Interakcia s kyselinami:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

Zásady, amfotérne hydroxidy

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

Vlastnosti alkalických hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín

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

2. Vodné roztoky disociujú:

3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:

Polykyselinové zásady môžu poskytnúť medziprodukty a zásadité soli:

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

5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:

a) fúzia:

b) v riešeniach:

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

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

Amfotérne hydroxidy

Zlúčeniny sa nazývajú amfotérne, ktoré v závislosti od podmienok môžu byť ako donory vodíkových katiónov a vykazovať kyslé vlastnosti, tak ich akceptory, t.j. majú zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych zlúčenín

1. Pri interakcii so silnými kyselinami odhaľujú hlavné vlastnosti:

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

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

Zn (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 ( komplexná soľ)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplexná soľ)

Zlúčeniny sa nazývajú komplexy, v ktorých bola aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor.

Všeobecný spôsob získavania zásad je založený na výmenných reakciách, ktorými je možné získať nerozpustné aj rozpustné zásady.

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K2CO3 + Ba (OH)2 \u003d 2 KOH + BaCO3 ↓

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

Pri získavaní vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné vyhnúť sa nadbytku zásad, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napríklad:

AlCl3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

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

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH4Cl

Hydroxidy striebra a ortuti sa rozkladajú tak ľahko, že keď sa ich pokúsite získať výmennou reakciou, namiesto hydroxidov sa vyzrážajú oxidy:

2AgNO 3 + 2 KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2 KNO 3

V priemysle sa alkálie zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

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

2Li + 2H20 \u003d 2LiOH + H2

SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2

kyseliny

Kyseliny sa nazývajú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov, a zvyškov kyselín. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a kvapalné (kyselina sírová H 2 SO 4 bude čistá kvapalina).

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

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

kyselina → zásada + H +

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

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

kyslá zásada kyslá zásada

Všeobecnejšia definícia kyselín a zásad navrhol americký chemik G. Lewis. Naznačil, že acidobázické interakcie sú dosť sa nemusia nevyhnutne vyskytnúť pri prenose protónov. Pri stanovovaní kyselín a zásad podľa Lewisa je pri chemických reakciách daná hlavná úloha elektronická para.

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

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

AlF3 + :NH3 ⇆ :

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

Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých sa uvažovalo v skôr navrhovaných teóriách. Tabuľka porovnáva definície kyselín a zásad, ktoré sa v súčasnosti používajú.

Názvoslovie kyselín

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

Podľa počtu atómov vodíka schopných odštiepiť sa vo vodnom roztoku sa kyseliny delia na jednosýtny(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3RO4).

Podľa zloženia sa kyselina delí na anoxický(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).

Zvyčajne názvy okysličených kyselín odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, - spôsob, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): - oválny, ististaya, - vajcovitý:

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

Vo vodíkových zlúčeninách prvkov skupín III-IV periodického systému tvoria bór, hliník, uhlík, kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII periodickej sústavy sa v priebehu periódy polarita väzby nekov-vodík zvyšuje s nábojom atómu, ale rozloženie nábojov vo výslednom dipóle je iné ako v zlúčeninách vodíka prvky, ktoré majú tendenciu darovať elektróny. Atómy nekovov, v ktorých je potrebných niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, ťahajú k sebe (polarizujú) dvojicu väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je náboj jadra. Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl sa väzby s atómami vodíka, pričom zostávajú kovalentné, stávajú polárnejšími a atóm vodíka v dipóle väzba prvok-vodík sa stáva elektropozitívnejšou. Ak sú polárne molekuly v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.

Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú H-O-E väzbu a prirodzene, O-E väzba ovplyvňuje polaritu H-O väzby. Preto tieto kyseliny disociujú spravidla ľahšie ako voda.

H2SO3 + H20 ⇆ Hs O + + HSO3

HNO3 + H20 ⇆ Hs O + + NO 3

Pozrime sa na pár príkladov vlastnosti okysličených kyselín, tvorené prvkami, ktoré sú schopné vykazovať rôzne oxidačné stavy. To je známe kyselina chlórna HClO veľmi slabá tiež kyselina chlorovodíková HCl02 slabý ale silnejšia ako chlórna kyselina chlórna HclO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jedným z najsilnejší anorganické kyseliny.

Disociácia podľa kyslého typu (s elimináciou iónu H) vyžaduje prerušenie väzby O-H. Ako možno vysvetliť pokles pevnosti tejto väzby v rade HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tejto sérii sa zvyšuje počet atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom chlóru. Zakaždým, keď sa vytvorí nová väzba kyslíka s chlórom, elektrónová hustota sa odtiahne z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. Výsledkom je, že hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu О-Н, ktorá je kvôli tomu oslabená.

Taký vzor - zlepšenie kyslých vlastností so zvýšením stupňa oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, je silnejšia ako kyselina dusitá HNO2 (oxidačný stav dusíka je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnejšia ako kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).

Získavanie kyselín

1. Možno získať anoxické kyseliny v priamej kombinácii nekovov s vodíkom.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S ⇆ H2S

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

3. Môžu sa získať anoxické aj okysličené kyseliny podľa výmenných reakcií medzi soľami a inými kyselinami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H2S04 (pa zb) \u003d H2S + FeSO4

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H20

4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.

H202 + S02 \u003d H2S04

3P + 5HNO3 + 2H20 \u003d ZH3PO4 + 5NO2

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

možno rozdeliť do dvoch typov reakcií:

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

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

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

Medzi všeobecné vlastnosti kyselín patria reakcie kyselín s kovmi v sérii napätí až po vodík, napr.

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

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

2 CO3 + 4HBr \u003d 2CuBr2 + CO2 + 3H20

Mg (HC03)2 + 2HCl \u003d MgCl2 + 2C02 + 2H20

2KHS03 + H2S04 \u003d K2S04 + 2SO2 + 2H20

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

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H2PO 4) 2

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20

KOH + H2S \u003d KHS + H20

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

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

Najčastejšie používané ukazovatele sú lakmus(v neutrálnyživotné prostredie Fialová, v kyslé - červená, v zásadité - modrá), metylová oranž(v kysléživotné prostredie červená, v neutrálny - oranžová, v zásadité - žltá), fenolftaleín(v vysoko alkalickéživotné prostredie karmínovo červená, v neutrálne a kyslé - bezfarebný).

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

Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (biela zrazenina)

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

Niektoré špecifické reakcie kyselín sú spôsobené ich redoxnými vlastnosťami.

Anoxické kyseliny vo vodnom roztoku môžu iba oxidovať.

2KMnO4 + 16HCl \u003d 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H20

H2S + Br2 \u003d S + 2HBg

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

H2S03 + Cl2 + H20 \u003d H2S04 + 2HCl

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

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

Pb + 4HN03 \u003d Pb (N03)2 + 2N02 + 2H20

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

Malo by sa pamätať na to, že:

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

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

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

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

• Tieto aj iné kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť stredné aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):

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

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

Vlastnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovanej kyseliny sírovej H 2 SO 4 (konc.) sú spôsobené tým, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovmi a nekovmi) nie katiónmi H +, ale dusičnanmi a síranmi. ióny budú pôsobiť ako oxidačné činidlá. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov, v závislosti od koncentrácia kyselín, poloha kovu v sérii napätí a reakčné podmienky (teplota, jemnosť kovu atď.).

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

Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) sa často zamieňajú. Prchavé kyseliny sa nazývajú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, ale perzistentná, stabilná kyselina. Prchavosť nestabilných kyselín nemožno posúdiť. Napríklad neprchavá, nerozpustná kyselina kremičitá sa rozkladá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodný roztok kyseliny chrómovej H 2 CrO 4 je žltý, kyselina manganičitá HMnO 4 je malina.

Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:

Mendelejevov stôl

Tabuľka rozpustnosti

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

Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na rozpustný (zásady) a nerozpustné zásady . Tiež mám nestabilné pozemky ktoré sa spontánne rozkladajú.

Získanie pozemku

1. Interakcia zásaditých oxidov s vodou. Zároveň reagujú s vodou len za normálnych podmienok tie oxidy, ktoré zodpovedajú rozpustnej zásade (zásady). Tie. týmto spôsobom môžete len získať alkálie:

zásaditý oxid + voda = zásada

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

Na20 + H20 -> 2NaOH

Zároveň o oxid meďnatý s voda nereaguje:

CuO + H20 ≠

2. Interakcia kovov s vodou. V čom reagovať s vodouza normálnych podmienoklen alkalické kovy(lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium), vápnik, stroncium a bárium.V tomto prípade dochádza k redoxnej reakcii, vodík pôsobí ako oxidačné činidlo a kov pôsobí ako redukčné činidlo.

kov + voda = alkálie + vodík

Napríklad, draslík reaguje s voda veľmi násilné:

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

3. Elektrolýza roztokov niektorých solí alkalických kovov. Na získanie alkálií sa spravidla podrobí elektrolýze roztoky solí tvorené alkalickými kovmi alebo kovmi alkalických zemín a anoxickými kyselinami (okrem fluorovodíkovej) - chloridy, bromidy, sulfidy atď. Podrobnejšie sa tejto problematike venujeme v článku .

Napríklad , elektrolýza chloridu sodného:

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

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

alebo

lúh + soľ 1 = soľ 2 ↓ + lúh

Napríklad: uhličitan draselný reaguje v roztoku s hydroxidom vápenatým:

K2C03 + Ca(OH)2 → CaC03↓ + 2KOH

Napríklad: chlorid meďnatý reaguje v roztoku s hydroxidom sodným. Zároveň klesá modrá zrazenina hydroxidu meďnatého:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Chemické vlastnosti nerozpustných zásad

1. Nerozpustné zásady interagujú so silnými kyselinami a ich oxidmi (a niektoré stredné kyseliny). Zároveň sa tvoria soľ a voda.

nerozpustná zásada + kyselina = soľ + voda

nerozpustná zásada + kyslý oxid = soľ + voda

Napríklad ,hydroxid meďnatý (II) interaguje so silnou kyselinou chlorovodíkovou:

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

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

Cu(OH)2 + C02 ≠

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

Napríklad, hydroxid železitý sa kalcináciou rozkladá na oxid železitý a vodu:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

3. Nerozpustné zásady neinteragujús amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi.

nerozpustná zásada + amfotérny oxid ≠

nerozpustná zásada + amfotérny hydroxid ≠

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

Napríklad , Hydroxid železitý sa môže oxidovať vzdušným kyslíkom v prítomnosti vody na hydroxid železitý:

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

Chemické vlastnosti alkálií

1. Alkálie interagujú s akýmikoľvek kyseliny – silné aj slabé . V tomto prípade sa tvorí soľ a voda. Tieto reakcie sú tzv neutralizačné reakcie. Prípadne vzdelanie kyslá soľ, ak je kyselina viacsýtna, pri určitom pomere činidiel, alebo v prebytok kyseliny. AT nadbytok alkálií Priemerná soľ a voda sa tvoria:

zásada (nadbytok) + kyselina \u003d stredná soľ + voda

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

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

V tomto prípade sa dihydrofosforečnany tvoria v nadbytku kyseliny alebo v molárnom pomere (pomer množstiev látok) činidiel 1:1.

NaOH + H3P04 -> NaH2P04 + H20

Pri molárnom pomere množstva zásady a kyseliny 2: 1 sa tvoria hydrofosforečnany:

2NaOH + H3P04 -> Na2HP04 + 2H20

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

3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20

2. Alkálie interagujú samfotérne oxidy a hydroxidy. V čom v tavenine vznikajú bežné soli , a v roztoku - komplexné soli .

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

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

alkálie (roztok) + amfotérny oxid = komplexná soľ

alkálie (roztok) + amfotérny hydroxid = komplexná soľ

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

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

A v roztoku vzniká komplexná soľ:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Venujte pozornosť tomu, ako je zostavený vzorec komplexnej soli:najprv vyberieme centrálny atóm (dospravidla ide o kov z amfotérneho hydroxidu).Potom k tomu pridajte ligandy- v našom prípade sú to hydroxidové ióny. Počet ligandov je spravidla 2-krát väčší ako oxidačný stav centrálneho atómu. Ale hlinitý komplex je výnimkou, jeho počet ligandov je najčastejšie 4. Vzniknutý fragment uzatvárame do hranatých zátvoriek – ide o komplexný ión. Stanovíme jeho náboj a zvonku pridáme požadovaný počet katiónov alebo aniónov.

3. Alkálie interagujú s kyslými oxidmi. Je možné formovať kyslé alebo stredná soľ v závislosti od molárneho pomeru alkalického a kyslého oxidu. V nadbytku alkálií sa tvorí priemerná soľ a v nadbytku kyslého oxidu sa tvorí kyslá soľ:

alkálie (nadbytok) + kyslý oxid \u003d stredná soľ + voda

alebo:

alkálie + kyslý oxid (nadbytok) = soľ kys

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

2NaOH + CO2 \u003d Na2C03 + H20

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

2NaOH + C02 = NaHC03

4. Alkálie interagujú so soľami. alkálie reagujú len s rozpustnými soľami v roztoku, za predpokladu, že produkty tvoria plyn alebo zrazeninu . Tieto reakcie prebiehajú podľa mechanizmu iónová výmena.

alkálie + rozpustná soľ = soľ + zodpovedajúci hydroxid

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

Napríklad hydroxid sodný interaguje so síranom meďnatým v roztoku:

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

To isté alkálie interagujú s roztokmi amónnych solí.

Napríklad , hydroxid draselný interaguje s roztokom dusičnanu amónneho:

NH4 + N03 - + K + OH - \u003d K + N03 - + NH3 + H20

! Pri interakcii solí amfotérnych kovov s nadbytkom alkálií vzniká komplexná soľ!

Pozrime sa na túto problematiku podrobnejšie. Ak soľ tvorená kovom ku ktorému amfotérny hydroxid , interaguje s malým množstvom alkálie, potom prebieha obvyklá výmenná reakcia a vyzráža sahydroxidu tohto kovu .

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

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Pri tejto reakcii však nevzniká zásada, ale mfotérny hydroxid. A ako sme spomenuli vyššie, amfotérne hydroxidy sa rozpúšťajú v nadbytku alkálií za vzniku komplexných solí . T Takže počas interakcie síranu zinočnatého s prebytok alkalického roztoku vzniká komplexná soľ, nevytvára sa zrazenina:

ZnS04 + 4KOH \u003d K2 + K2S04

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

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

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

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

kyslá soľ + zásada \u003d stredná soľ + voda

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

KHS03 + KOH \u003d K2S03 + H20

Je veľmi vhodné určiť vlastnosti kyslých solí mentálnym rozbitím kyslej soli na 2 látky - kyselinu a soľ. Napríklad štiepime hydrogénuhličitan sodný NaHCO 3 na kyselinu močovú H 2 CO 3 a uhličitan sodný Na 2 CO 3 . Vlastnosti hydrogénuhličitanu sú do značnej miery určené vlastnosťami kyseliny uhličitej a vlastnosťami uhličitanu sodného.

6. Alkálie interagujú s kovmi v roztoku a tavenine. V tomto prípade dochádza v roztoku k redoxnej reakcii komplexná soľ a vodík, v tavenine - stredná soľ a vodík.

Poznámka! Len tie kovy reagujú s alkáliami v roztoku, v ktorých je oxid s minimálnym kladným oxidačným stavom kovu amfotérny!

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

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

7. Alkálie interagujú s nekovmi. V tomto prípade prebiehajú redoxné reakcie. zvyčajne nekovy disproporcionálne v alkáliách. nereagujte s alkáliami kyslík, vodík, dusík, uhlík a inertné plyny (hélium, neón, argón atď.):

NaOH + O2 ≠

NaOH + N2 ≠

NaOH+C≠

Síra, chlór, bróm, jód, fosfor a iné nekovy neprimerané v alkáliách (t.j. samooxidácia-samooprava).

Napríklad chlórpri interakcii s studená zásada prechádza do oxidačných stavov -1 a +1:

2NaOH + Cl20 \u003d NaCl - + NaOCl + + H20

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

6NaOH + Cl20 \u003d 5NaCl - + NaCl + 503 + 3H20

Silikón oxidované alkáliami na oxidačný stav +4.

Napríklad, v riešení:

2NaOH + Si0 + H2 + O \u003d NaCl - + Na2Si + 403 + 2H20

Fluór oxiduje alkálie:

2F20 + 4NaO -2 H \u003d O20 + 4NaF - + 2H20

Viac o týchto reakciách si môžete prečítať v článku.

8. Zásady sa pri zahrievaní nerozkladajú.

Výnimkou je hydroxid lítny:

2LiOH \u003d Li20 + H20

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

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

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

Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H20

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

2NaOH + Cr203 \u003d 2NaCrO2 + H20

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

4. Alkálie interagujú s rozpustnými soľami, pričom vytvárajú buď slabú zásadu, alebo zrazeninu, alebo plyn:

2NaOH + NiCl2 \u003d Ni (OH) 2¯ + 2NaCl

základňu

2KOH + (NH4)2S04 \u003d 2NH3 + 2H20 + K2S04

Ba(OH)2 + Na2C03 = BaC03¯ + 2NaOH

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

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

6. Pôsobenie alkálie na indikátor:

Oh - + fenolftaleín ® malinová farba

Oh - + lakmusová ® modrá farba

7. Rozklad niektorých zásad pri zahrievaní:

Сu(OH)2®CuO + H20

Amfotérne hydroxidy- chemické zlúčeniny, ktoré vykazujú vlastnosti zásad aj kyselín. Amfotérne hydroxidy zodpovedajú amfotérnym oxidom (pozri časť 3.1).

Amfotérne hydroxidy sa zvyčajne píšu vo forme zásady, ale môžu byť reprezentované aj ako kyselina:

Zn(OH)2 Û H2Zn02

základne do

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

1. Amfotérne hydroxidy interagujú s kyselinami a kyslými oxidmi:

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

Be(OH)2 + S03 = BeS04 + H20

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

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

H3AlO3 kyslý metahlinitan sodný

(H3AlO3® HAl02 + H20)

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

Všetky amfotérne hydroxidy sú slabé elektrolyty.

soľ

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

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

Chemické vlastnosti stredných solí

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

Ba(N03)2 + H2S04 = BaSO4¯ + 2HN03

Na2S04 + Ba(OH)2 = BaS04¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d 2AgCl¯ + Ca (NO 3) 2

2CH3COONa + H2SO4 = Na2S04 + 2CH3COOH

NiSO 4 + 2 KOH \u003d Ni (OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

základňu

NH4NO3 + NaOH \u003d NH3 + H20 + NaN03

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

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

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

Získanie kyslých solí a ich premena na médium

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

H2C03 + NaOH = NaHC03 + H20

C02 + NaOH = NaHC03

2. Keď nadbytok kyseliny interaguje so zásaditým oxidom:

2H 2 CO 3 + CaO \u003d Ca (HCO 3) 2 + H20

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

rovnomenný

Na2S03 + H2S03 \u003d 2NaHS03;

Na2S03 + HCl \u003d NaHS03 + NaCl

4. Kyslé soli sa konvertujú na médium pomocou zásad:

NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20

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

Získanie zásaditých solí a ich premena na médium

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

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCI3 + H20

hydroxo-

chlorid horečnatý

Fe(OH)3 + S03 = FeOHSO4¯ + H20

hydroxo-

síran železitý

2. Zásadité soli vznikajú z priemernej soli pridaním nedostatku alkálií:

Fe2(S04)3 + 2NaOH \u003d 2FeOHSO4 + Na2S04

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

MgOHCl + HCl \u003d MgCl2 + H20

2MgOHCl + H2S04 \u003d MgCl2 + MgS04 + 2H20

ELEKTROLYTY

elektrolytov- sú to látky, ktoré sa vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla (H 2 O) v roztoku rozkladajú na ióny. Podľa schopnosti disociácie (rozpadu na ióny) sú elektrolyty podmienene rozdelené na silné a slabé. Silné elektrolyty disociujú takmer úplne (v zriedených roztokoch), zatiaľ čo slabé sa rozkladajú na ióny len čiastočne.

Silné elektrolyty zahŕňajú:

silné kyseliny (pozri str. 20);

silné zásady - alkálie (pozri str. 22);

takmer všetky rozpustné soli.

Medzi slabé elektrolyty patria:

Slabé kyseliny (pozri str. 20);

zásady nie sú alkálie;

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

HA Û H + + A - ,

kde, je rovnovážna koncentrácia iónov H+;

je rovnovážna koncentrácia kyslých aniónov A - ;

je rovnovážna koncentrácia molekúl kyseliny,

Alebo pre slabý základ,

MZ Û M + +OH - ,

,

kde, je rovnovážna koncentrácia katiónov M+;

– rovnovážna koncentrácia hydroxidových iónov OH - ;

je rovnovážna koncentrácia molekúl slabej bázy.

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

Látka	Komu	Látka	Komu
HCOOH	K = 1,8 x 10-4	H3PO4	K 1 \u003d 7,5 × 10 -3
CH3COOH	K = 1,8 x 10-5		K 2 \u003d 6,3 × 10-8
HCN	K = 7,9 x 10-10		K 3 \u003d 1,3 × 10 -12
H2CO3	K 1 \u003d 4,4 × 10-7	HClO	K = 2,9 x 10-8
	K 2 \u003d 4,8 × 10 -11	H3BO3	K 1 \u003d 5,8 × 10 -10
HF	K = 6,6 x 10-4		K 2 \u003d 1,8 × 10 -13
HNO 2	K = 4,0 x 10-4		K 3 \u003d 1,6 × 10 -14
H2SO3	K 1 \u003d 1,7 × 10 -2	H2O	K = 1,8 x 10-16
	K 2 \u003d 6,3 × 10-8	NH3 x H20	K = 1,8 x 10-5
H 2 S	K 1 \u003d 1,1 × 10-7	Al(OH)3	K 3 \u003d 1,4 × 10 -9
	K 2 \u003d 1,0 × 10 -14	Zn(OH) 2	K 1 \u003d 4,4 × 10 -5
H2Si03	K 1 \u003d 1,3 × 10 -10		K 2 \u003d 1,5 × 10-9
	K 2 \u003d 1,6 × 10 -12	Cd(OH)2	K 2 \u003d 5,0 × 10-3
Fe(OH)2	K 2 \u003d 1,3 × 10-4	Cr(OH)3	K 3 \u003d 1,0 × 10 -10
Fe(OH)3	K 2 \u003d 1,8 × 10 -11	Ag(OH)	K = 1,1 x 10-4
	K 3 \u003d 1,3 × 10 -12	Pb(OH)2	K 1 \u003d 9,6 × 10 -4
Cu(OH)2	K 2 \u003d 3,4 × 10-7		K 2 \u003d 3,0 × 10-8
Ni(OH)2	K 2 \u003d 2,5 × 10-5