a) uzyskanie powodu.
1) Powszechną metodą otrzymywania zasad jest reakcja wymiany, za pomocą której można uzyskać zarówno nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne zasady:
CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4,
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 .
Gdy tym sposobem otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.
2) Zasady można również otrzymać przez oddziaływanie metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2,
SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2.
3) Zasady w technologii są zwykle otrzymywane przez elektrolizę wodnych roztworów chlorków:
b)chemicznypodstawowe właściwości.
1) Najbardziej charakterystyczną reakcją zasad jest ich oddziaływanie z kwasami - reakcja neutralizacji. Obejmuje zarówno zasady, jak i nierozpuszczalne zasady:
NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,
Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d СuSO 4 + 2 H 2 O.
2) Powyżej pokazano, jak zasady oddziałują z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi.
3) Kiedy zasady wchodzą w interakcję z rozpuszczalnymi solami, powstaje nowa sól i nowa zasada. Taka reakcja kończy się dopiero wtedy, gdy co najmniej jedna z powstałych substancji wytrąca się.
FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3 + 3 KCl
4) Po podgrzaniu większość zasad, z wyjątkiem wodorotlenków metali alkalicznych, rozkłada się na odpowiedni tlenek i wodę:
2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O.
KWAS - złożone substancje, których cząsteczki składają się z jednego lub więcej atomów wodoru i reszty kwasowej. Skład kwasów można wyrazić ogólnym wzorem H x A, gdzie A oznacza resztę kwasową. Atomy wodoru w kwasach można zastąpić lub zamienić na atomy metali i tworzą się sole.
Jeżeli kwas zawiera jeden taki atom wodoru, to jest to kwas jednozasadowy (HCl - chlorowodorowy, HNO 3 - azotowy, HClO - podchlorawy, CH 3 COOH - octowy); dwa atomy wodoru - kwasy dwuzasadowe: H 2 SO 4 - siarkowy, H 2 S - siarkowodór; trzy atomy wodoru są trójzasadowe: H 3 PO 4 - ortofosforowy, H 3 AsO 4 - ortoarsenowy.
W zależności od składu reszty kwasowej, kwasy dzielą się na beztlenowe (H 2 S, HBr, HI) i zawierające tlen (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). W cząsteczkach kwasów zawierających tlen atomy wodoru są połączone tlenem z centralnym atomem: H - O - E. Nazwy kwasów beztlenowych powstają od korzenia rosyjskiej nazwy niemetalu, łączącego samogłoska - o- oraz słowa „wodór” (H 2 S - siarkowodór). Nazwy kwasów zawierających tlen podano w następujący sposób: jeśli niemetal (rzadziej metal) będący częścią reszty kwasowej jest w najwyższym stopniu utlenienia, to do korzenia rosyjskiej nazwy dodaje się przyrostki element -n-, -ev-, lub - ow- a potem zakończenie -i ja-(H 2 SO 4 - siarkowy, H 2 CrO 4 - chrom). Jeśli stopień utlenienia atomu centralnego jest niższy, stosuje się sufiks -ist-(H 2 SO 3 - siarkowy). Jeśli niemetal tworzy szereg kwasów, stosuje się również inne przyrostki (HClO - chlor). owatysta aya, HClO 2 - chlor ist aya, HClO 3 - chlor jajowaty aya, HClO 4 - chlor n i ja).
Z 
z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej kwasy to elektrolity, które dysocjują w roztworze wodnym z utworzeniem tylko jonów wodorowych jako kationów:
N x A xN + + A x-
Obecność jonów H + wynika ze zmiany barwy wskaźników w roztworach kwasów: lakmus (czerwony), oranż metylowy (różowy).
Przygotowanie i właściwości kwasów
a) pozyskiwanie kwasów.
1) Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem, a następnie rozpuszczenie odpowiednich gazów w wodzie:
2) Kwasy zawierające tlen można często otrzymać w reakcji tlenków kwasowych z wodą.
3) Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać przez reakcje wymiany między solami a innymi kwasami:
ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSO 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 (ciało stałe) + H 2 SO 4 (stęż.) \u003d HCl + NaHSO 4,
AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3,
4) W niektórych przypadkach do uzyskania kwasów można wykorzystać reakcje redoks:
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO
b ) właściwości chemiczne kwasów.
1) Kwasy oddziałują z zasadami i amfoterycznymi wodorotlenkami. W tym przypadku praktycznie nierozpuszczalne kwasy (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) mogą reagować tylko z rozpuszczalnymi zasadami.
H 2 SiO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2 O
2) Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi zostało omówione powyżej.
3) Oddziaływanie kwasów z solami jest reakcją wymiany z tworzeniem soli i wody. Ta reakcja kończy się, jeśli produktem reakcji jest nierozpuszczalna lub lotna substancja lub słaby 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) Oddziaływanie kwasów z metalami to proces redoks. Czynnikiem redukującym jest metal, środkiem utleniającym są jony wodorowe (kwasy nieutleniające: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (rozcieńczony), H 3 PO 4) lub anion reszty kwasowej (kwasy utleniające: H 2 SO 4 (stęż.), HNO 3 (stęż. i rozcieńcz.)). Produktami reakcji oddziaływania kwasów nieutleniających z metalami w szeregu napięć do wodoru są sól i wodór gazowy:
Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
Kwasy utleniające wchodzą w interakcję z prawie wszystkimi metalami, w tym z metalami o niskiej aktywności (Cu, Hg, Ag), podczas gdy powstają kwaśne produkty redukcji anionów, sól i woda:
Cu + 2H 2 SO 4 (stęż.) \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O,
Pb + 4HNO 3 (stęż.) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
WODOROTLENY AMFOTERYCZNE wykazują dualność kwasowo-zasadową: reagują z kwasami jako zasady:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,
oraz z zasadami - jako kwasy:
Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcja zachodzi w roztworze alkalicznym);
Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcja zachodzi między ciałami stałymi podczas stapiania).
Wodorotlenki amfoteryczne tworzą sole z mocnymi kwasami i zasadami.
Podobnie jak inne nierozpuszczalne wodorotlenki, wodorotlenki amfoteryczne rozkładają się po podgrzaniu na tlenek i wodę:
Be (OH) 2 \u003d BeO + H2O.
SÓL- związki jonowe składające się z kationów metali (lub amonu) i anionów reszt kwasowych. Dowolna sól może być uważana za produkt neutralizacji zasady kwasem. W zależności od stosunku, w jakim kwas i zasada są pobierane, otrzymuje się sole: średni(ZnSO 4, MgCl 2) - produkt całkowitej neutralizacji zasady kwasem, kwaśny(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - z nadmiarem kwasu, Główny(CuOHCl, AlOHSO 4) - z nadmiarem zasady.
Nazwy soli według nomenklatury międzynarodowej składają się z dwóch słów: nazwy anionu kwasowego w mianowniku i kationu metalu w przypadku dopełniacza, wskazującego stopień jego utlenienia, jeśli jest zmienny, z cyfrą rzymską w wsporniki. Na przykład: Cr 2 (SO 4) 3 - siarczan chromu (III), AlCl 3 - chlorek glinu. Nazwy soli kwasowych tworzy się przez dodanie słowa hydro- lub dihydro-(w zależności od liczby atomów wodoru w hydroanonie): Ca (HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia, NaH 2 PO 4 - diwodorofosforan sodu. Nazwy podstawowych soli tworzy się przez dodanie słowa hydrokso- lub dihydrokso-: (AlOH)Cl 2 - chlorowodorek glinu, 2 SO 4 - dihydroksysiarczan chromu (III).
Przygotowanie i właściwości soli
a ) właściwości chemiczne soli.
1) Oddziaływanie soli z metalami jest procesem redoks. Jednocześnie metal po lewej stronie w elektrochemicznym szeregu napięć wypiera z roztworów ich soli następujące:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Metale alkaliczne i ziem alkalicznych nie są używane do przywracania innych metali z wodnych roztworów ich soli, ponieważ oddziałują z wodą, wypierając wodór:
2Na + 2H2O \u003d H2 + 2NaOH.
2) Oddziaływanie soli z kwasami i zasadami zostało omówione powyżej.
3) Oddziaływanie soli ze sobą w roztworze przebiega nieodwracalnie tylko wtedy, gdy jeden z produktów jest substancją słabo rozpuszczalną:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2NaCl.
4) Hydroliza soli – wymiana rozkładu niektórych soli na wodę. Hydroliza soli zostanie szczegółowo omówiona w temacie „Dysocjacja elektrolityczna”.
b) sposoby na zdobycie soli.
W praktyce laboratoryjnej zwykle stosuje się następujące metody otrzymywania soli, oparte na właściwościach chemicznych różnych klas związków i prostych substancji:
1) Oddziaływanie metali z niemetalami:
Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,
2) Oddziaływanie metali z roztworami soli:
Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.
3) Oddziaływanie metali z kwasami:
Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .
4) Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi:
3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + 3H 2 O.
5) Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi:
2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.
6) Oddziaływanie kwasów z solami:
HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.
7) Oddziaływanie zasad z solami w roztworze:
3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl.
8) Oddziaływanie dwóch soli w roztworze:
NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.
9) Oddziaływanie zasad z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi:
Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O.
10) Oddziaływanie ze sobą tlenków o różnym charakterze:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.
Sole występują w przyrodzie w postaci minerałów i skał, w stanie rozpuszczonym w wodach oceanów i mórz.
Zanim omówimy właściwości chemiczne zasad i wodorotlenków amfoterycznych, sprecyzujmy, co to jest?
1) Zasady lub wodorotlenki zasadowe obejmują wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +1 lub +2, tj. których wzory są zapisane albo jako MeOH albo jako Me(OH)2. Są jednak wyjątki. Tak więc wodorotlenki Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 nie należą do zasad.
2) Amfoteryczne wodorotlenki obejmują wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +3, +4, oraz, jako wyjątki, wodorotlenki Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +4 nie występują w przypisaniach USE, dlatego nie będą brane pod uwagę.
Właściwości chemiczne zasad
Wszystkie bazy są podzielone na:
Przypomnijmy, że beryl i magnez nie są metalami ziem alkalicznych.
Oprócz tego, że są rozpuszczalne w wodzie, zasady dysocjują również bardzo dobrze w roztworach wodnych, podczas gdy nierozpuszczalne zasady mają niski stopień dysocjacji.
Ta różnica w rozpuszczalności i zdolności do dysocjacji zasad i nierozpuszczalnych wodorotlenków prowadzi z kolei do zauważalnych różnic we właściwościach chemicznych. Tak więc w szczególności zasady są bardziej aktywnymi chemicznie związkami i często są zdolne do wchodzenia w reakcje, w które nie wchodzą nierozpuszczalne zasady.
Reakcja zasad z kwasami
Zasady reagują z absolutnie wszystkimi kwasami, nawet bardzo słabymi i nierozpuszczalnymi. Na przykład:
Nierozpuszczalne zasady reagują z prawie wszystkimi rozpuszczalnymi kwasami, nie reagują z nierozpuszczalnym kwasem krzemowym:
Należy zauważyć, że zarówno mocne, jak i słabe zasady o ogólnym wzorze postaci Me (OH) 2 mogą tworzyć sole zasadowe z brakiem kwasu, na przykład:
Oddziaływanie z tlenkami kwasowymi
Zasady reagują ze wszystkimi tlenkami kwasowymi, tworząc sole i często wodę:
Nierozpuszczalne zasady są w stanie reagować ze wszystkimi wyższymi tlenkami kwasowymi odpowiadającymi stabilnym kwasom, na przykład P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, tworząc średnie sole1:
Nierozpuszczalne zasady w postaci Me(OH)2 reagują w obecności wody z dwutlenkiem węgla wyłącznie tworząc sole zasadowe. Na przykład:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Z dwutlenkiem krzemu, ze względu na jego wyjątkową obojętność, reagują tylko najsilniejsze zasady, zasady. W takim przypadku powstają normalne sole. Reakcja nie przebiega z nierozpuszczalnymi zasadami. Na przykład:
Oddziaływanie zasad z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami
Wszystkie zasady reagują z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami. Jeśli reakcja jest prowadzona przez fuzję amfoterycznego tlenku lub wodorotlenku ze stałą zasadą, taka reakcja prowadzi do powstania soli wolnych od wodoru:
Jeśli stosuje się wodne roztwory zasad, powstają sole hydroksokompleksowe:
W przypadku aluminium pod działaniem nadmiaru stężonych zasad zamiast soli Na powstaje sól Na 3 :
Oddziaływanie zasad z solami
Każda zasada reaguje z dowolną solą tylko wtedy, gdy jednocześnie spełnione są dwa warunki:
1) rozpuszczalność związków wyjściowych;
2) obecność osadu lub gazu wśród produktów reakcji
Na przykład:
Stabilność termiczna podstaw
Wszystkie zasady, z wyjątkiem Ca(OH) 2 , są odporne na ciepło i topią się bez rozkładu.
Wszystkie nierozpuszczalne zasady, jak również słabo rozpuszczalny Ca (OH) 2, rozkładają się po podgrzaniu. Najwyższa temperatura rozkładu wodorotlenku wapnia wynosi około 1000 o C:
Nierozpuszczalne wodorotlenki mają znacznie więcej niskie temperatury rozkład. I tak np. wodorotlenek miedzi(II) rozkłada się już w temperaturach powyżej 70 o C:
Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych
Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z kwasami
Wodorotlenki amfoteryczne reagują z mocnymi kwasami:
Amfoteryczne wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +3, tj. typu Me (OH) 3, nie reagują z kwasami takimi jak H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 ze względu na fakt, że sole, które mogą powstać w wyniku takich reakcji ulegają nieodwracalnej hydrolizie do oryginalny amfoteryczny wodorotlenek i odpowiedni kwas:
Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z tlenkami kwasowymi
Wodorotlenki amfoteryczne reagują z wyższymi tlenkami, które odpowiadają stabilnym kwasom (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfoteryczne wodorotlenki metali na stopniu utlenienia +3, tj. typu Me (OH) 3, nie reagują z tlenkami kwasowymi SO 2 i CO 2.
Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z zasadami
Spośród zasad wodorotlenki amfoteryczne reagują tylko z zasadami. W takim przypadku, jeśli stosuje się wodny roztwór zasady, powstają sole hydroksokompleksowe:
A gdy amfoteryczne wodorotlenki są skondensowane ze stałymi zasadami, otrzymuje się ich bezwodne analogi:
Oddziaływanie amfoterycznych wodorotlenków z zasadowymi tlenkami
Wodorotlenki amfoteryczne reagują po stopieniu z tlenkami metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych:
Rozkład termiczny amfoterycznych wodorotlenków
Wszystkie amfoteryczne wodorotlenki są nierozpuszczalne w wodzie i, jak wszystkie nierozpuszczalne wodorotlenki, rozkładają się po podgrzaniu do odpowiedniego tlenku i wody.
Nierozpuszczalna zasada: wodorotlenek miedzi
Podwaliny- zwane elektrolitami, w roztworach których nie ma anionów poza jonami wodorotlenkowymi (aniony to jony mające ładunek ujemny, w ta sprawa są jonami OH. Tytuły fusy składa się z trzech części: słów wodorotlenek , do którego dodawana jest nazwa metalu (w dopełniaczu). Na przykład, wodorotlenek miedzi(Cu(OH)2). Dla niektórych fusy mogą być używane stare nazwy, na przykład wodorotlenek sodu(NaOH) - sól sodowa.
Wodorotlenek sodu, wodorotlenek sodu, sól sodowa, soda kaustyczna- wszystko to jest ta sama substancja, której wzór chemiczny to NaOH. Bezwodny wodorotlenek sodu jest białą substancją krystaliczną. Roztwór to klarowny płyn, który wygląda nie do odróżnienia od wody. Zachowaj ostrożność podczas używania! Soda kaustyczna mocno pali skórę!
Klasyfikacja zasad opiera się na ich zdolności do rozpuszczania się w wodzie. Niektóre właściwości zasad zależą od rozpuszczalności w wodzie. Więc, fusy rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkalia. Obejmują one wodorotlenki sodu(NaOH), wodorotlenek potasu(KOH), lit (LiOH), czasami są dodawane do ich liczby i wodorotlenek wapnia(Ca (OH) 2)), chociaż w rzeczywistości jest substancją słabo rozpuszczalną biały kolor(wapno gaszone).
Zdobycie podstaw
Zdobycie podstaw oraz alkalia można wyprodukować różne sposoby. Otrzymać alkalia Możesz użyć chemicznej interakcji metalu z wodą. Takie reakcje przebiegają z bardzo dużym wydzielaniem ciepła, aż do zapłonu (zapłon następuje na skutek uwolnienia wodoru podczas reakcji).
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Wapno palone - CaO CaO + H2O → Ca (OH) 2
Ale w przemyśle metody te nie znalazły oczywiście praktycznej wartości, z wyjątkiem produkcji wodorotlenku wapnia Ca (OH) 2. Paragon fiskalny wodorotlenek sodu oraz wodorotlenek potasu związane z wykorzystaniem energii elektrycznej. Podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu lub potasu na katodzie uwalnia się wodór, a na anodzie chlor, natomiast w roztworze, w którym zachodzi elektroliza, gromadzi się alkalia!
KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (reakcja ta zachodzi, gdy przez roztwór przepływa prąd elektryczny).
Nierozpuszczalne zasady zasypać alkalia z roztworów odpowiednich soli.
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Podstawowe właściwości
alkalia odporne na wysoką temperaturę. Wodorotlenek sodu można stopić i doprowadzić do wrzenia, podczas gdy nie ulegnie rozkładowi. alkaliałatwo reagują z kwasami, co powoduje powstawanie soli i wody. Ta reakcja jest również nazywana reakcją neutralizacji.
KOH + HCl → KCl + H2O
alkalia oddziałują z kwaśnymi tlenkami, w wyniku czego powstaje sól i woda.
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O
Nierozpuszczalne zasady, w przeciwieństwie do zasad, nie są substancjami stabilnymi termicznie. Niektóre z nich np. wodorotlenek miedzi rozkładają się po podgrzaniu,
Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
inne - nawet w temperaturze pokojowej (na przykład wodorotlenek srebra - AgOH).
Nierozpuszczalne zasady oddziałują z kwasami, reakcja zachodzi tylko wtedy, gdy sól, która powstaje podczas reakcji, rozpuszcza się w wodzie.
Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O
Rozpuszczanie się metalu alkalicznego w wodzie ze zmianą barwy wskaźnika na jasnoczerwoną Metale alkaliczne to metale, które reagują z wodą, tworząc alkalia. Sód Na jest typowym przedstawicielem metali alkalicznych. Sód jest lżejszy od wody, więc na jego powierzchni zachodzi reakcja chemiczna z wodą. Aktywnie rozpuszczając się w wodzie, sód wypiera z niego wodór, tworząc zasadę sodu (lub wodorotlenek sodu) - sodę kaustyczną NaOH. Reakcja postępuje w następujący sposób:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Wszystkie metale alkaliczne zachowują się w podobny sposób. Jeżeli przed rozpoczęciem reakcji do wody doda się wskaźnik fenoloftaleiny, a następnie zanurzy się w niej kawałek sodu, wówczas sód przesunie się przez wodę, pozostawiając jasnoróżowy ślad utworzonej zasady (zasady zmienia kolor na różowy)
wodorotlenek żelaza
wodorotlenek żelaza jest podstawą. Żelazo, w zależności od stopnia jego utlenienia, tworzy dwie różne zasady: wodorotlenek żelaza, gdzie żelazo może mieć wartościowości (II) - Fe (OH) 2 i (III) - Fe (OH) 3. Podobnie jak zasady tworzone przez większość metali, obie zasady żelaza są nierozpuszczalne w wodzie.
wodorotlenek żelaza(II) - biała galaretowata substancja (osad w roztworze), która ma silne właściwości redukujące. Oprócz, wodorotlenek żelaza(II) bardzo niestabilny. Jeśli do rozwiązania wodorotlenek żelaza(II) dodać trochę zasady, wtedy wypadnie zielony osad, który dość szybko ciemnieje i zamienia się w brązowy osad żelaza (III).
wodorotlenek żelaza(III) ma właściwości amfoteryczne, ale jego właściwości kwasowe są znacznie mniej wyraźne. Otrzymać wodorotlenek żelaza(III) jest możliwe w wyniku reakcji wymiany chemicznej między solą żelaza a zasadą. na przykład
Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe (OH) 3
1. Zasady oddziałują z kwasami, tworząc sól i wodę:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
2. Z tlenkami kwasowymi tworzącymi sól i wodę:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
3. Zasady reagują z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami, tworząc sól i wodę:
2NaOH + Cr 2 O 3 \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2 H 2 O
4. Zasady oddziałują z rozpuszczalnymi solami, tworząc słabą zasadę, osad lub gaz:
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. Zasady reagują z niektórymi metalami, które odpowiadają tlenkom amfoterycznym:
2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
6. Działanie alkaliów na wskaźnik:
Oh - + fenoloftaleina ® kolor malinowy
Oh - + lakmus ® niebieski kolor
7. Rozkład niektórych zasad po podgrzaniu:
Cu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Wodorotlenki amfoteryczne- związki chemiczne wykazujące właściwości zarówno zasad, jak i kwasów. Wodorotlenki amfoteryczne odpowiadają tlenkom amfoterycznym (patrz punkt 3.1).
Wodorotlenki amfoteryczne są zwykle zapisywane w postaci zasady, ale można je również przedstawić jako kwas:
Zn(OH) 2 H 2 ZnO 2
baza do
Właściwości chemiczne wodorotlenki amfoteryczne
1. Wodorotlenki amfoteryczne oddziałują z kwasami i tlenkami kwasowymi:
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O
2. Oddziaływanie z alkaliami i podstawowymi tlenkami metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych:
AI(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O;
H 3 AlO 3 kwaśny metaglinian sodu
(H3AlO3®HAlO2 + H2O)
2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O
Wszystkie amfoteryczne wodorotlenki są słabymi elektrolitami.
Sól
Sól- Są to złożone substancje składające się z jonów metali i reszty kwasowej. Sole są produktami całkowitego lub częściowego zastąpienia jonów wodorowych jonami metali (lub amonu) w kwasach. Rodzaje soli: średnia (normalna), kwasowa i zasadowa.
Średnie sole- są to produkty całkowitego zastąpienia kationów wodorowych w kwasach jonami metali (lub amonu): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itp.
Właściwości chemiczne średnich soli
1. Sole oddziałują z kwasami, zasadami i innymi solami, tworząc słaby elektrolit lub osad; lub gaz:
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3
Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ¯ + 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. Sole wchodzą w interakcje z bardziej aktywnymi metalami. Bardziej aktywny metal wypiera mniej aktywny metal z roztworu soli (Załącznik 3).
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Sole kwasowe- są to produkty niepełnego zastąpienia kationów wodorowych w kwasach jonami metali (lub amonu): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itp. Sole kwasowe mogą tworzyć tylko kwasy wielozasadowe. Prawie wszystkie sole kwasowe są dobrze rozpuszczalne w wodzie.
Pozyskiwanie soli kwasowych i przekształcanie ich w medium
1. Sole kwasowe otrzymuje się w reakcji nadmiaru kwasu lub tlenku kwasowego z zasadą:
H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
CO2 + NaOH = NaHCO3
2. Gdy nadmiar kwasu wchodzi w interakcję z zasadowym tlenkiem:
2H 2 CO 3 + CaO \u003d Ca (HCO 3) 2 + H 2 O
3. Sole kwasowe otrzymuje się ze średnich soli przez dodanie kwasu:
tytułowy
Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 \u003d 2NaHSO 3;
Na 2 SO 3 + HCl \u003d NaHSO 3 + NaCl
4. Sole kwasowe są przekształcane w środowisko za pomocą zasad:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
Sole podstawowe są produktami niepełnego podstawienia grup hydroksylowych (OH - ) zasady z kwasową resztą: MgOHCl, AlOHSO 4, itp. Sole zasadowe mogą być tworzone tylko przez słabe zasady metali wielowartościowych. Sole te są na ogół słabo rozpuszczalne.
Pozyskiwanie podstawowych soli i przekształcanie ich w średnie
1. Sole zasadowe otrzymuje się w reakcji nadmiaru zasady z kwasem lub tlenkiem kwasowym:
Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl¯ + H2O
hydrokso-
chlorek magnezu
Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O
hydrokso-
siarczan żelaza(III)
2. Sole podstawowe powstają z soli przeciętnej poprzez dodanie braku alkaliów:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH \u003d 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4
3. Sole zasadowe przekształca się w średnie przez dodanie kwasu (najlepiej takiego, który odpowiada soli):
MgOHCl + HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O
2MgOHCl + H2SO4 \u003d MgCl2 + MgSO4 + 2H2O
ELEKTROLITY
elektrolity- są to substancje rozkładające się na jony w roztworze pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika polarnego (H 2 O). Zgodnie ze zdolnością do dysocjacji (rozpadu na jony) elektrolity są warunkowo podzielone na mocne i słabe. Silne elektrolity dysocjują prawie całkowicie (w rozcieńczonych roztworach), natomiast słabe rozkładają się na jony tylko częściowo.
Silne elektrolity to:
mocne kwasy (patrz str. 20);
mocne zasady - zasady (patrz s. 22);
prawie wszystkie rozpuszczalne sole.
Słabe elektrolity to:
Słabe kwasy (patrz str. 20);
zasady nie są zasadami;
Jedną z głównych cech słabego elektrolitu jest stała dysocjacji – W celu . Na przykład dla kwasu jednozasadowego,
HA Û H + + A - ,
gdzie jest równowagowym stężeniem jonów H +;
jest równowagowym stężeniem anionów kwasowych A - ;
jest równowagowe stężenie cząsteczek kwasu,
Lub za słaby fundament,
MOH Û M + +OH - ,
,
gdzie jest równowagowym stężeniem kationów M + ;
– równowagowe stężenie jonów wodorotlenowych OH - ;
jest równowagowym stężeniem cząsteczek słabej zasady.
Stałe dysocjacji niektórych słabych elektrolitów (w t = 25°С)
| Substancja | W celu | Substancja | W celu |
| 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 | NH3 × H2O | K = 1,8×10 -5 | |
| H2S | 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. Wodorotlenki
Ważną grupę wśród związków wielopierwiastkowych stanowią wodorotlenki. Niektóre z nich wykazują właściwości zasad (zasadowych wodorotlenków) - NaOH, Ba(OH ) 2 itd.; inne wykazują właściwości kwasów (wodorotlenków kwasowych) - HNO3, H3PO4 inny. Istnieją również wodorotlenki amfoteryczne, które w zależności od warunków mogą wykazywać zarówno właściwości zasad, jak i właściwości kwasów – Zn (OH) 2, Al (OH) 3 itd.
3.1. Klasyfikacja, otrzymywanie i właściwości zasad
Zasady (zasadowe wodorotlenki) z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej to substancje, które dysocjują w roztworach z utworzeniem jonów wodorotlenowych OH - .
Według współczesnej nomenklatury są one zwykle nazywane wodorotlenkami pierwiastków, wskazując, jeśli to konieczne, wartościowość pierwiastka (cyfry rzymskie w nawiasach): KOH - wodorotlenek potasu, wodorotlenek sodu NaOH , wodorotlenek wapnia Ca(OH ) 2 , wodorotlenek chromu ( II)-Cr(OH ) 2 , wodorotlenek chromu ( III) - Cr (OH) 3.
Wodorotlenki metali zwykle dzieli się na dwie grupy: Rozpuszczalny w wodzie(utworzony przez metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba i dlatego nazywane alkaliami) i nierozpuszczalne w wodzie. Główna różnica między nimi polega na tym, że stężenie jonów OH - w roztworach alkalicznych jest dość wysoki, ale dla nierozpuszczalnych zasad zależy od rozpuszczalności substancji i zwykle jest bardzo mały. Jednak małe stężenia równowagowe jonu OH - nawet w roztworach nierozpuszczalnych zasad określają właściwości tej klasy związków.
Według liczby grup hydroksylowych (kwasowość) , które można zastąpić resztą kwasową, rozróżnia się:
Pojedyncze zasady kwasowe KOH, NaOH
Zasady dikwasu - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Zasady trójkwasowe - Al(OH) 3, Fe(OH) 3.
Zdobycie podstaw
1. Powszechną metodą otrzymywania zasad jest reakcja wymiany, za pomocą której można uzyskać zarówno nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne zasady:
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
Gdy tym sposobem otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.
Przy otrzymywaniu nierozpuszczalnych w wodzie zasad o właściwościach amfoterycznych należy unikać nadmiaru alkaliów, ponieważ może nastąpić rozpuszczenie zasady amfoterycznej np.
AlCl 3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,
Al (OH) 3 + KOH \u003d K.
W takich przypadkach do otrzymywania wodorotlenków stosuje się wodorotlenek amonu, w których nie rozpuszczają się tlenki amfoteryczne:
AlCl 3 + 3NH 4 OH \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Wodorotlenki srebra i rtęci rozkładają się tak łatwo, że przy próbie ich uzyskania drogą reakcji wymiany, zamiast wodorotlenków wytrącają się tlenki:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2 KNO 3.
2. Alkalia w technologii są zwykle otrzymywane przez elektrolizę wodnych roztworów chlorków:
2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2.
(całkowita reakcja elektrolizy)
Zasady można również otrzymać w reakcji metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:
2 Li + 2 H 2 O \u003d 2 LiOH + H 2,
SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2.
Właściwości chemiczne zasad
1. Wszystkie nierozpuszczalne w wodzie zasady rozkładają się po podgrzaniu, tworząc tlenki:
2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O.
2. Najbardziej charakterystyczną reakcją zasad jest ich oddziaływanie z kwasami - reakcja neutralizacji. Obejmuje zarówno zasady, jak i nierozpuszczalne zasady:
NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
3. Zasady oddziałują z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2 NaAlO 2 + H 2 O.
4. Zasady mogą reagować z solami kwasów:
2NaHSO 3 + 2KOH \u003d Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2 H 2 O,
Ca(HCO3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaC03 + 2H2O.
Cu (OH) 2 + 2NaHSO4 \u003d CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.
5. Należy szczególnie podkreślić zdolność roztworów alkalicznych do reagowania z niektórymi niemetalami (halogeny, siarka, biały fosfor, krzem):
2 NaOH + Cl2 \u003d NaCl + NaOCl + H2O (na zimno),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (po podgrzaniu)
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,
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. Ponadto stężone roztwory zasad po podgrzaniu są również zdolne do rozpuszczania niektórych metali (tych, których związki mają właściwości amfoteryczne):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H 2.
Roztwory alkaliczne mają pH> 7 (alkaliczne), zmień kolor wskaźników (lakmus - niebieski, fenoloftaleina - fioletowy).
Śr. Andryukhova, L.N. Borodin