a) dobivanje razloga.

1) Uobičajena metoda za dobivanje baza je reakcija izmjene, kojom se mogu dobiti i netopljive i topljive baze:

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

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 .

Kada se ovom metodom dobiju topljive baze, taloži se netopiva sol.

2) Alkalije se također mogu dobiti interakcijom alkalnih i zemnoalkalijskih metala ili njihovih oksida s vodom:

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2,

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.

3) Alkalije se u tehnologiji obično dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida:

b)kemijskibazna svojstva.

1) Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija s kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i lužine i netopive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d SuSO 4 + 2 H 2 O.

2) Gore je pokazano kako lužine međusobno djeluju s kiselim i amfoternim oksidima.

3) Kada lužine stupaju u interakciju s topivim solima, nastaju nova sol i nova baza. Takva reakcija završava tek kada se istaloži barem jedna od nastalih tvari.

FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Kada se zagrijavaju, većina baza, s izuzetkom hidroksida alkalnih metala, razlaže se na odgovarajući oksid i vodu:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

KISELINA - složene tvari čije se molekule sastoje od jednog ili više atoma vodika i kiselinskog ostatka. Sastav kiselina može se izraziti općom formulom H x A, gdje je A kiselinski ostatak. Atomi vodika u kiselinama mogu se zamijeniti ili zamijeniti atomima metala, te nastaju soli.

Ako kiselina sadrži jedan takav atom vodika, onda je to jednobazna kiselina (HCl - klorovodična, HNO 3 - dušična, HClO - hipoklorna, CH 3 COOH - octena); dva atoma vodika - dvobazne kiseline: H 2 SO 4 - sumporna, H 2 S - sumporovodik; tri su atoma vodika trobazna: H 3 PO 4 - ortofosforna, H 3 AsO 4 - ortoarsenska.

Ovisno o sastavu kiselinskog ostatka, kiseline se dijele na anoksične (H 2 S, HBr, HI) i koje sadrže kisik (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). U molekulama kiselina koje sadrže kisik atomi vodika povezani su preko kisika sa središnjim atomom: H - O - E. Nazivi kiselina bez kisika nastali su od korijena ruskog naziva nemetala, veznog. samoglasnik - oko- i riječi "vodik" (H 2 S - sumporovodik). Imena kiselina koje sadrže kisik daju se na sljedeći način: ako je nemetal (rjeđe metal) koji je dio kiselinskog ostatka u najvišem stupnju oksidacije, tada se korijenu ruskog imena dodaju sufiksi element -n-, -ev-, ili - ov- a zatim kraj -i ja-(H 2 SO 4 - sumporni, H 2 CrO 4 - krom). Ako je oksidacijsko stanje središnjeg atoma niže, tada se koristi sufiks -ist-(H 2 SO 3 - sumporast). Ako nemetal tvori niz kiselina, koriste se i drugi sufiksi (HClO - klor ovalist aya, HClO 2 - klor ist aya, HClO 3 - klor jajolik aya, HClO 4 - klor n i ja).

IZ
sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, kiseline su elektroliti koji disociraju u vodenoj otopini uz stvaranje samo vodikovih iona kao kationa:

N x A xN + + A x-

Prisutnost H + -iona posljedica je promjene boje indikatora u kiselim otopinama: lakmus (crvena), metilnarančasta (ružičasta).

Priprema i svojstva kiselina

a) dobivanje kiselina.

1) Anoksične kiseline se mogu dobiti izravnim spajanjem nemetala s vodikom, a zatim otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:

2) Kiseline koje sadrže kisik često se mogu dobiti reakcijom kiselih oksida s vodom.

3) I kiseline bez kisika i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:

VaVr 2 + H 2 SO 4 = VaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (razb.) \u003d H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (čvrsti) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) U nekim slučajevima, redoks reakcije se mogu koristiti za dobivanje kiselina:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) kemijska svojstva kiselina.

1) Kiseline međusobno djeluju s bazama i amfoternim hidroksidima. U tom slučaju praktički netopljive kiseline (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) mogu reagirati samo s topljivim lužinama.

H 2 SiO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

2) Gore je raspravljano o interakciji kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima.

3) Interakcija kiselina sa solima je reakcija izmjene s stvaranjem soli i vode. Ova reakcija se završava ako je produkt reakcije netopiva ili hlapljiva tvar ili slab elektrolit.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Interakcija kiselina s metalima je redoks proces. Redukciono sredstvo je metal, oksidacijsko sredstvo su vodikovi ioni (neoksidirajuće kiseline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razrijeđeno), H 3 PO 4) ili anion kiselinskog ostatka (oksidirajuće kiseline: H 2SO 4 (konc), HNO 3 (konc i dil)). Reakcijski produkti interakcije neoksidirajućih kiselina s metalima u nizu napona do vodika su sol i plinoviti vodik:

Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksidirajuće kiseline stupaju u interakciju s gotovo svim metalima, uključujući i one niskoaktivne (Cu, Hg, Ag), dok nastaju produkti redukcije kiselog aniona, sol i voda:

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konc) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERNI HIDROKSIDI pokazuju kiselinsko-bazni dualitet: reagiraju s kiselinama kao bazama:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

a s bazama - kao kiseline:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcija se odvija u alkalnoj otopini);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija se odvija između krutih tvari tijekom fuzije).

Amfoterni hidroksidi tvore soli s jakim kiselinama i bazama.

Kao i drugi netopivi hidroksidi, amfoterni hidroksidi se zagrijavanjem raspadaju u oksid i vodu:

Be (OH) 2 \u003d BeO + H 2 O.

SOL- ionski spojevi koji se sastoje od metalnih kationa (ili amonijaka) i aniona kiselih ostataka. Bilo koja sol se može smatrati produktom neutralizacije baze s kiselinom. Ovisno o omjeru u kojem se uzimaju kiselina i baza, dobivaju se soli: srednji(ZnSO 4, MgCl 2) - proizvod potpune neutralizacije baze kiselinom, kiselo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s viškom kiseline, glavni(CuOHCl, AlOHSO 4) - s viškom baze.

Nazivi soli prema međunarodnoj nomenklaturi tvore se od dvije riječi: imena aniona kiseline u nominativu i metalnog kationa u genitivu, koji rimskim brojem označavaju stupanj njegove oksidacije, ako je promjenjiv. u zagradama. Na primjer: Cr 2 (SO 4) 3 - krom (III) sulfat, AlCl 3 - aluminij klorid. Nazivi kiselih soli nastaju dodavanjem riječi hidro- ili dihidro-(ovisno o broju atoma vodika u hidroanionu): Ca (HCO 3) 2 - kalcijev bikarbonat, NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat. Nazivi osnovnih soli nastaju dodavanjem riječi hidrokso- ili dihidrokso-: (AlOH)Cl 2 - aluminij hidroksoklorid, 2 SO 4 - krom (III) dihidroksosulfat.

Priprema i svojstva soli

a ) kemijska svojstva soli.

1) Interakcija soli s metalima je redoks proces. Istovremeno, metal lijevo u elektrokemijskom nizu napona istiskuje sljedeće iz otopina svojih soli:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Alkalijski i zemnoalkalijski metali ne koriste se za obnavljanje drugih metala iz vodenih otopina njihovih soli, jer su u interakciji s vodom, istiskujući vodik:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) Gore je raspravljano o interakciji soli s kiselinama i lužinama.

3) Međusobna interakcija soli u otopini odvija se nepovratno samo ako je jedan od proizvoda slabo topiva tvar:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 \u003d BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza soli - izmjenjiva razgradnja nekih soli s vodom. Hidroliza soli bit će detaljnije obrađena u temi "elektrolitička disocijacija".

b) načini dobivanja soli.

U laboratorijskoj praksi obično se koriste sljedeće metode za dobivanje soli, koje se temelje na kemijskim svojstvima različitih klasa spojeva i jednostavnih tvari:

1) Interakcija metala s nemetalima:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Interakcija metala s otopinama soli:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Interakcija metala s kiselinama:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Interakcija kiselina s bazama i amfoternim hidroksidima:

3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + 3H2O.

5) Interakcija kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Interakcija kiselina sa solima:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Interakcija lužina sa solima u otopini:

3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Interakcija dviju soli u otopini:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Interakcija lužina s kiselim i amfoternim oksidima:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O.

10) Interakcija oksida različite prirode međusobno:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Soli se u prirodi nalaze u obliku minerala i stijena, u otopljenom stanju u vodi oceana i mora.

Prije rasprave o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, jasno definirajmo što je to?

1) Baze ili bazični hidroksidi uključuju metalne hidrokside u oksidacijskom stanju +1 ili +2, t.j. čije su formule napisane ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje iznimke. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) Amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacijskom stanju +3, +4 i, kao iznimke, hidrokside Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +4 ne nalaze se u USE zadacima, stoga se neće razmatrati.

Kemijska svojstva baza

Sve baze su podijeljene na:

Podsjetimo da berilij i magnezij nisu zemnoalkalijski metali.

Osim što su topive u vodi, lužine vrlo dobro disociraju i u vodenim otopinama, dok netopljive baze imaju nizak stupanj disocijacije.

Ova razlika u topljivosti i sposobnosti disociranja između lužina i netopivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do zamjetnih razlika u njihovim kemijskim svojstvima. Dakle, posebno su lužine kemijski aktivniji spojevi i često su sposobne ući u one reakcije u koje netopljive baze ne ulaze.

Reakcija baza s kiselinama

Alkalije reagiraju s apsolutno svim kiselinama, čak i vrlo slabim i netopivim. Na primjer:

Netopljive baze reagiraju s gotovo svim topivim kiselinama, ne reagiraju s netopivom silicijskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze s općom formulom oblika Me (OH) 2 mogu tvoriti bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija s kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima i tvore soli i često vodu:

Netopljive baze mogu reagirati sa svim višim kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, s stvaranjem srednjih soli1:

Netopljive baze oblika Me (OH) 2 reagiraju u prisutnosti vode s ugljičnim dioksidom isključivo s stvaranjem bazičnih soli. Na primjer:

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

Sa silicijevim dioksidom, zbog svoje iznimne inertnosti, reagiraju samo najjače baze, lužine. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s netopivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve lužine reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija provodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s čvrstom lužinom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

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

U slučaju aluminija pod djelovanjem viška koncentrirane lužine umjesto Na soli nastaje Na 3 sol:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reagira s bilo kojom soli samo ako su istovremeno zadovoljena dva uvjeta:

1) topljivost polaznih spojeva;

2) prisutnost taloga ili plina među produktima reakcije

Na primjer:

Toplinska stabilnost baza

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

Sve netopive baze, kao i slabo topljivi Ca (OH) 2, zagrijavanjem se raspadaju. Najviša temperatura razgradnje za kalcijev hidroksid je oko 1000 o C:

Netopivi hidroksidi imaju mnogo više niske temperature raspad. Tako se, na primjer, bakrov (II) hidroksid raspada već na temperaturama iznad 70 o C:

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselinama

Amfoterni hidroksidi reagiraju s jakim kiselinama:

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

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselim oksidima

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

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacijskom stanju, t.j. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksida s bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reagiraju samo s lužinama. U tom slučaju, ako se koristi vodena otopina lužine, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:

A kada se amfoterni hidroksidi spoje s čvrstim lužinama, dobivaju se njihovi bezvodni analozi:

Interakcija amfoternih hidroksida s bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju kada se stapaju s oksidima alkalijskih i zemnoalkalijskih metala:

Termička razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su netopivi u vodi i, kao i svi netopivi hidroksidi, raspadaju se zagrijavanjem do odgovarajućeg oksida i vode.

Netopiva baza: bakrov hidroksid

Temelji- nazivaju se elektroliti, u čijim otopinama nema aniona, osim hidroksidnih iona (anioni su ioni koji imaju negativan naboj, u ovaj slučaj su OH ioni. Naslovi razlozi sastoji se od tri dijela: riječi hidroksid , kojemu se dodaje naziv metala (u genitivu). Na primjer, bakreni hidroksid(Cu(OH) 2). Za neke razlozi mogu se koristiti stari nazivi, na primjer natrijev hidroksid(NaOH) - natrijeva lužina.

Natrijev hidroksid, natrijev hidroksid, natrijeva lužina, kaustična soda- sve je to ista tvar, čija je kemijska formula NaOH. Bezvodno natrijev hidroksid je bijela kristalna tvar. Otopina je bistra tekućina koja se ne razlikuje od vode. Budite oprezni pri korištenju! Kaustična soda jako peče kožu!

Klasifikacija baza temelji se na njihovoj sposobnosti otapanja u vodi. Neka svojstva baza ovise o topljivosti u vodi. Tako, razlozi koji su topljivi u vodi nazivaju se lužina. To uključuje natrijevih hidroksida(NaOH), kalij hidroksid(KOH), litij (LiOH), ponekad se dodaju njihovom broju i kalcijev hidroksid(Ca (OH) 2)), iako je u stvari slabo topiva tvar bijela boja(gašeno vapno).

Dobivanje osnova

Dobivanje osnova i lužine može se proizvesti različiti putevi. Za dobivanje lužine Možete koristiti kemijsku interakciju metala s vodom. Takve reakcije se odvijaju s vrlo velikim oslobađanjem topline, sve do paljenja (do paljenja dolazi zbog oslobađanja vodika tijekom reakcije).

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Živo vapno - CaO

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Ali u industriji ove metode nisu pronašle praktičnu vrijednost, naravno, osim za proizvodnju kalcijevog hidroksida Ca (OH) 2. Priznanica natrijev hidroksid i kalij hidroksid povezane s korištenjem električne energije. Tijekom elektrolize vodene otopine natrijevog ili kalijevog klorida na katodi se oslobađa vodik, a na anodi klor, dok se u otopini u kojoj se odvija elektroliza nakuplja lužina!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (ova reakcija se odvija kada se kroz otopinu propušta električna struja).

Netopljive baze opsjedati lužine iz otopina odgovarajućih soli.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Osnovna svojstva

lužine otporan na toplinu. Natrijev hidroksid možete rastopiti i zakuhati, dok se neće raspasti. lužine lako reagiraju s kiselinama, što rezultira stvaranjem soli i vode. Ova reakcija se također naziva reakcija neutralizacije.

KOH + HCl → KCl + H2O

lužine interakciju s kiselim oksidima, uslijed čega nastaju sol i voda.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Netopljive baze, za razliku od lužina, nisu termički stabilne tvari. Neki od njih, npr. bakreni hidroksid, raspadaju se pri zagrijavanju,

Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
drugi - čak i na sobnoj temperaturi (na primjer, srebrni hidroksid - AgOH).

Netopljive baze u interakciji s kiselinama, reakcija se događa samo ako se sol koja nastaje tijekom reakcije otopi u vodi.

Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O

Otapanje alkalijskog metala u vodi s promjenom boje indikatora u svijetlocrvenu

Alkalijski metali su metali koji reagiraju s vodom i nastaju lužina. Natrij Na je tipičan predstavnik alkalnih metala. Natrij je lakši od vode, pa se njegova kemijska reakcija s vodom događa na njegovoj površini. Aktivno se otapajući u vodi, natrij istiskuje vodik iz nje, dok tvori natrijevu lužinu (ili natrijev hidroksid) - kaustičnu sodu NaOH. Reakcija se nastavlja na sljedeći način:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Svi alkalni metali se ponašaju na sličan način. Ako se prije početka reakcije u vodu doda indikator fenolftalein, a zatim se komadić natrija umoči u vodu, tada će natrij kliziti kroz vodu, ostavljajući iza sebe svijetlo ružičasti trag formirane lužine (alkalije postaje roza fenolftalein)

željezov hidroksid

željezov hidroksid je osnova. Željezo, ovisno o stupnju svoje oksidacije, tvori dvije različite baze: željezni hidroksid, gdje željezo može imati valencije (II) - Fe (OH) 2 i (III) - Fe (OH) 3. Kao i baze koje formira većina metala, obje željezne baze su netopive u vodi.

željezov hidroksid(II) - bijela želatinasta tvar (talog u otopini), koja ima jaka redukcijska svojstva. Osim, željezov hidroksid(II) vrlo nestabilan. Ako do rješenja željezov hidroksid(II) dodati malo lužine, tada će ispasti zeleni talog koji prilično brzo potamni i prelazi u smeđi talog željeza (III).

željezov hidroksid(III) ima amfoterna svojstva, ali su njegova kisela svojstva znatno manje izražena. Dobiti željezov hidroksid(III) moguće je kao rezultat kemijske reakcije izmjene između soli željeza i lužine. Na primjer

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe (OH) 3

1. Baze u interakciji s kiselinama stvaraju sol i vodu:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H2O

2. S kiselim oksidima, tvoreći sol i vodu:

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

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

2NaOH + Cr 2 O 3 \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

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

4. Alkalije stupaju u interakciju s topivim solima, tvoreći ili slabu bazu, ili talog, ili plin:

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

baza

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 \u003d 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

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

5. Alkalije reagiraju s nekim metalima, koji odgovaraju amfoternim oksidima:

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

6. Djelovanje lužine na indikator:

Oh - + fenolftalein ® boja maline

Oh - + lakmus ® Plava boja

7. Razgradnja nekih baza pri zagrijavanju:

Su(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Amfoterni hidroksidi- kemijski spojevi koji pokazuju svojstva i baza i kiselina. Amfoterni hidroksidi odgovaraju amfoternim oksidima (vidjeti dio 3.1).

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

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

osnova za

Kemijska svojstva amfoterni hidroksidi

1. Amfoterni hidroksidi međusobno djeluju s kiselinama i kiselim oksidima:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H2O

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

2. Interakcija s lužinama i bazičnim oksidima alkalijskih i zemnoalkalijskih metala:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H20;

H 3 AlO 3 kiseli natrijev metaaluminat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

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

Svi amfoterni hidroksidi su slabi elektroliti.

sol

sol- To su složene tvari koje se sastoje od metalnih iona i kiselinskog ostatka. Soli su produkti potpune ili djelomične zamjene vodikovih iona metalnim (ili amonijevim) ionima u kiselinama. Vrste soli: srednje (normalne), kisele i bazične.

Srednje soli- to su proizvodi potpune zamjene vodikovih kationa u kiselinama metalnim (ili amonijevim) ionima: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itd.

Kemijska svojstva srednjih soli

1. Soli djeluju u interakciji s kiselinama, lužinama i drugim solima, tvoreći ili slab elektrolit ili talog; ili plin:

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

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

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

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

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

baza

NH 4 NO 3 + NaOH \u003d NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Soli su u interakciji s aktivnijim metalima. Aktivniji metal istiskuje manje aktivni metal iz otopine soli (Dodatak 3).

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Kiselinske soli- to su proizvodi nepotpune zamjene vodikovih kationa u kiselinama metalnim (ili amonijevim) ionima: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itd. Kisele soli mogu tvoriti samo višebazne kiseline. Gotovo sve kisele soli su vrlo topljive u vodi.

Dobivanje kiselih soli i njihovo pretvaranje u medij

1. Kisele soli se dobivaju reakcijom viška kiseline ili kiselog oksida s bazom:

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

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

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

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

istoimeni

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

Na2SO3 + HCl \u003d NaHS03 + NaCl

4. Kisele soli se pretvaraju u medij pomoću lužine:

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

Bazične soli su produkti nepotpune supstitucije hidrokso skupina (OH - ) baze s kiselim ostatkom: MgOHCl, AlOHSO 4 itd. Bazične soli mogu nastati samo od slabih baza polivalentnih metala. Ove soli su općenito slabo topive.

Dobivanje bazičnih soli i njihovo pretvaranje u medij

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

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hidrokso-

magnezijev klorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidrokso-

željezov(III) sulfat

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

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH \u003d 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Bazne soli se pretvaraju u srednje dodatkom kiseline (po mogućnosti one koja odgovara soli):

MgOHCl + HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 \u003d MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELEKTROLITI

elektroliti- to su tvari koje se u otopini razgrađuju na ione pod utjecajem polarnih molekula otapala (H 2 O). Prema sposobnosti disocijacije (raspadanja na ione) elektroliti se uvjetno dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti se gotovo potpuno disociraju (u razrijeđenim otopinama), dok se slabi razlažu na ione samo djelomično.

Jaki elektroliti uključuju:

jake kiseline (vidi str. 20);

jake baze - lužine (vidi str. 22);

gotovo sve topljive soli.

Slabi elektroliti uključuju:

Slabe kiseline (vidi str. 20);

baze nisu lužine;

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

HA Û H + + A - ,

gdje je ravnotežna koncentracija H + iona;

je ravnotežna koncentracija kiselih aniona A - ;

je ravnotežna koncentracija molekula kiseline,

Ili za slab temelj,

MZ Û M + +OH - ,

,

gdje je ravnotežna koncentracija kationa M + ;

– ravnotežna koncentracija hidroksidnih iona OH - ;

je ravnotežna koncentracija slabih baznih molekula.

Konstante disocijacije nekih slabih elektrolita (pri t = 25°S)

tvar	Do	tvar	Do
HCOOH	K = 1,8×10 -4	H3PO4	K 1 \u003d 7,5 × 10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10 -5		K 2 \u003d 6,3 × 10 -8
HCN	K = 7,9×10 -10		K 3 \u003d 1,3 × 10 -12
H2CO3	K 1 \u003d 4,4 × 10 -7	HClO	K = 2,9×10 -8
	K 2 \u003d 4,8 × 10 -11	H3BO3	K 1 \u003d 5,8 × 10 -10
HF	K = 6,6×10 -4		K 2 \u003d 1,8 × 10 -13
HNO 2	K = 4,0×10 -4		K 3 \u003d 1,6 × 10 -14
H2SO3	K 1 \u003d 1,7 × 10 -2	H2O	K = 1,8×10 -16
	K 2 \u003d 6,3 × 10 -8	NH 3 × H 2 O	K = 1,8×10 -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
H2SiO3	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 = 1,1×10 -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

3. Hidroksidi

Hidroksidi čine važnu skupinu među višeelementnim spojevima. Neki od njih pokazuju svojstva baza (bazičnih hidroksida) - NaOH, Ba(OH ) 2 itd.; drugi pokazuju svojstva kiselina (kiseli hidroksidi) - HNO3, H3PO4 i drugi. Postoje i amfoterni hidroksidi, koji, ovisno o uvjetima, mogu pokazati i svojstva baza i svojstva kiselina - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 itd.

3.1. Klasifikacija, dobivanje i svojstva baza

Baze (bazični hidroksidi), sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, su tvari koje disociraju u otopinama stvaranjem OH hidroksidnih iona - .

Prema modernoj nomenklaturi, obično se nazivaju hidroksidi elemenata, ukazujući, ako je potrebno, na valenciju elementa (rimski brojevi u zagradama): KOH - kalijev hidroksid, natrijev hidroksid NaOH , kalcijev hidroksid Ca(OH ) 2 , krom hidroksid ( II)-Cr(OH ) 2 , krom hidroksid ( III) - Cr (OH) 3.

Metalni hidroksidi obično se dijeli u dvije grupe: topiv u vodi(formirani od alkalijskih i zemnoalkalijskih metala - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba te stoga nazivaju lužine) i netopiv u vodi. Glavna razlika između njih je u koncentraciji OH iona - u alkalnim otopinama je dosta visoka, ali za netopljive baze određena je topivošću tvari i obično je vrlo mala. Međutim, male ravnotežne koncentracije OH iona - čak i u otopinama netopivih baza određuju svojstva ove klase spojeva.

Prema broju hidroksilnih skupina (kiselosti) , koji se mogu zamijeniti kiselinskim ostatkom, razlikuju se:

Pojedinačne kiselinske baze KOH, NaOH

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

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

Dobivanje osnova

1. Uobičajena metoda za dobivanje baza je reakcija izmjene, kojom se mogu dobiti i netopljive i topljive baze:

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

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

Kada se ovom metodom dobiju topljive baze, taloži se netopiva sol.

Kod dobivanja u vodi netopivih baza s amfoternim svojstvima treba izbjegavati višak lužine, jer može doći do otapanja amfoterne baze, npr.

AlCl 3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,

Al (OH) 3 + KOH \u003d K.

U takvim slučajevima, amonijev hidroksid se koristi za dobivanje hidroksida, u kojima se amfoterni oksidi ne otapaju:

AlCl 3 + 3NH 4 OH \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Hidroksidi srebra i žive se tako lako razgrađuju da kada ih pokušate dobiti reakcijom izmjene, umjesto hidroksida, talože se oksidi:

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

2. Alkalije se u tehnologiji obično dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida:

2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2.

(reakcija totalne elektrolize)

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

2 Li + 2 H 2 O \u003d 2 LiOH + H 2,

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.

Kemijska svojstva baza

1. Sve baze netopive u vodi se razgrađuju kada se zagrijavaju i tvore okside:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

2. Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija s kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i lužine i netopive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

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

3. Alkalije djeluju s kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Baze mogu reagirati s kiselim solima:

2NaHSO 3 + 2KOH \u003d 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 \u003d CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

5. Posebno je potrebno istaknuti sposobnost alkalijskih otopina da reagiraju s nekim nemetalima (halogen, sumpor, bijeli fosfor, silicij):

2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H 2 O (na hladnom),

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

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

3KOH + 4P + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2,

2NaOH + Si + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Osim toga, koncentrirane otopine lužina, kada se zagrijavaju, također su sposobne otopiti neke metale (one čiji spojevi imaju amfoterna svojstva):

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

Zn + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H 2.

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

M.V. Andryukhova, L.N. Borodin