a) získať dôvod.
1) Bežnou metódou na získanie zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady:
CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4,
K2CO3 + Ba (OH)2 \u003d 2KOH + VaCO3.
Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.
2) Alkálie možno získať aj interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:
2Li + 2H20 \u003d 2LiOH + H2,
SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2.
3) Alkálie v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov:
b)chemickýzákladné vlastnosti.
1) Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami – neutralizačná reakcia. Zahŕňa alkálie aj nerozpustné zásady:
NaOH + HNO3 \u003d NaN03 + H20,
Cu (OH)2 + H2S04 \u003d СuS04 + 2 H20.
2) Vyššie bolo ukázané, ako alkálie interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi.
3) Keď alkálie interagujú s rozpustnými soľami, vytvorí sa nová soľ a nová zásada. Takáto reakcia prebehne až vtedy, keď sa aspoň jedna z výsledných látok vyzráža.
FeCl3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3 + 3 KCl
4) Pri zahrievaní sa väčšina zásad, s výnimkou hydroxidov alkalických kovov, rozkladá na zodpovedajúci oxid a vodu:
2 Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3 H20,
Ca (OH)2 \u003d CaO + H20.
KYSELINA - komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z jedného alebo viacerých atómov vodíka a zvyšku kyseliny. Zloženie kyselín môže byť vyjadrené všeobecným vzorcom H x A, kde A je zvyšok kyseliny. Atómy vodíka v kyselinách možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov a tvoria sa soli.
Ak kyselina obsahuje jeden takýto atóm vodíka, potom ide o jednosýtnu kyselinu (HCl - chlorovodíková, HNO 3 - dusičná, HClO - chlórna, CH 3 COOH - octová); dva atómy vodíka - dvojsýtne kyseliny: H 2 SO 4 - sírová, H 2 S - sírovodík; tri atómy vodíka sú tribázické: H 3 PO 4 - ortofosforečná, H 3 AsO 4 - ortoarzén.
V závislosti od zloženia zvyšku kyseliny sa kyseliny delia na anoxické (H 2 S, HBr, HI) a obsahujúce kyslík (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). V molekulách kyselín obsahujúcich kyslík sú atómy vodíka spojené cez kyslík s centrálnym atómom: H - O - E. Názvy bezkyslíkatých kyselín sú tvorené z koreňa ruského názvu nekovu, spojovacieho samohláska - o- a slová "vodík" (H 2 S - sírovodík). Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú uvedené takto: ak je nekov (menej často kov), ktorý je súčasťou zvyšku kyseliny, v najvyššom stupni oxidácie, potom sa ku koreňu ruského názvu pridajú prípony prvok -n-, -ev-, alebo - ov- a potom koniec -a ja-(H 2 SO 4 - sírová, H 2 CrO 4 - chróm). Ak je oxidačný stav centrálneho atómu nižší, použije sa prípona -ist-(H2SO3 - sírová). Ak nekov tvorí rad kyselín, používajú sa aj iné prípony (HClO - chlór ovatist aya, HCl02 - chlór ist aya, HCl03 - chlór vajcovité aya, HCl04 - chlór n a ja).
OD 
z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú kyseliny elektrolyty, ktoré disociujú vo vodnom roztoku za vzniku iba vodíkových iónov ako katiónov:
N x A xN + + A x-
Prítomnosť H + -iónov je spôsobená zmenou farby indikátorov v kyslých roztokoch: lakmusový (červený), metyloranžový (ružový).
Príprava a vlastnosti kyselín
a) získavanie kyselín.
1) Anoxické kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom a následným rozpustením príslušných plynov vo vode:
2) Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať reakciou kyslých oxidov s vodou.
3) Bezkyslíkaté aj kyslíkaté kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:
ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаВаSO 4 + 2 HBr,
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ,
FeS + H2S04 (razb.) \u003d H2S + FeSO4,
NaCl (tuhá látka) + H2SO4 (konc.) \u003d HCl + NaHS04,
AgNO 3 + HCl \u003d AgCl + HNO 3,
4) V niektorých prípadoch sa na získanie kyselín môžu použiť redoxné reakcie:
3P + 5HNO3 + 2H20 \u003d 3H3PO4 + 5NO
b ) chemické vlastnosti kyselín.
1) Kyseliny interagujú so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi. V tomto prípade môžu prakticky nerozpustné kyseliny (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) reagovať len s rozpustnými zásadami.
H2SiO3 + 2NaOH \u003d Na2Si03 + 2H20
2) Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi bola diskutovaná vyššie.
3) Interakcia kyselín so soľami je výmenná reakcia s tvorbou soli a vody. Táto reakcia sa dokončí, ak je reakčným produktom nerozpustná alebo prchavá látka alebo slabý elektrolyt.
Ni2SiO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2SiO3
Na2CO3 + H2SO4 \u003d Na2S04 + H20 + CO2
4) Interakcia kyselín s kovmi je redoxný proces. Redukčným činidlom je kov, oxidačným činidlom sú vodíkové ióny (neoxidačné kyseliny: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (zriedená), H 3 PO 4) alebo anión zvyšku kyseliny (oxidačné kyseliny: H 2S04 (konc), HN03 (konc a zried.)). Reakčnými produktmi interakcie neoxidačných kyselín s kovmi v sérii napätí až po vodík sú soľ a plynný vodík:
Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2
Oxidačné kyseliny interagujú s takmer všetkými kovmi, vrátane nízkoaktívnych kovov (Cu, Hg, Ag), pričom vznikajú produkty redukcie kyslých aniónov, soľ a voda:
Cu + 2H2S04 (konc.) \u003d CuS04 + SO2 + 2 H20,
Pb + 4HN03 (konc) \u003d Pb (N03)2 + 2N02 + 2H20
AMFOTERICKÉ HYDROXIDY vykazujú acidobázickú dualitu: reagujú s kyselinami ako zásadami:
2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20,
a so zásadami - ako kyseliny:
Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcia prebieha v alkalickom roztoku);
Cr (OH)3 + NaOH \u003d NaCr02 + 2H20 (reakcia prebieha medzi pevnými látkami počas fúzie).
Amfotérne hydroxidy tvoria soli so silnými kyselinami a zásadami.
Tak ako iné nerozpustné hydroxidy, aj amfotérne hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu:
Be (OH)2 \u003d BeO + H20.
SOĽ- iónové zlúčeniny pozostávajúce z katiónov kovov (alebo amónia) a aniónov zvyškov kyselín. Akákoľvek soľ môže byť považovaná za produkt neutralizácie zásady kyselinou. V závislosti od pomeru kyseliny a zásady sa získajú soli: stredná(ZnSO 4, MgCl 2) - produkt úplnej neutralizácie zásady kyselinou, kyslé(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s prebytkom kys. hlavné(CuOHCl, AlOHSO 4) - s nadbytkom zásady.
Názvy solí podľa medzinárodného názvoslovia sú tvorené dvoma slovami: názvy aniónu kyseliny v nominatívnom prípade a katiónu kovu v prípade genitívu, označujúce stupeň jeho oxidácie, ak je premenlivý, s rímskou číslicou v zátvorkách. Napríklad: Cr 2 (SO 4) 3 - síran chromitý, AlCl 3 - chlorid hlinitý. Názvy solí kyselín vznikajú pridaním slova hydro- alebo dihydro-(v závislosti od počtu atómov vodíka v hydroanióne): Ca (HCO 3) 2 - hydrogénuhličitan vápenatý, NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný. Názvy základných solí sa tvoria pridaním slova hydroxo- alebo dihydroxo-: (AlOH)Cl2 - hydroxochlorid hlinitý, 2S04 - dihydroxosulfát chrómu (III).
Príprava a vlastnosti solí
a ) chemické vlastnosti solí.
1) Interakcia solí s kovmi je redoxný proces. Súčasne kov vľavo v elektrochemickej sérii napätí vytláča z roztokov ich solí tieto napätia:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Alkalické kovy a kovy alkalických zemín sa nepoužívajú na obnovu iných kovov z vodných roztokov ich solí, pretože interagujú s vodou a vytláčajú vodík:
2Na + 2H20 \u003d H2 + 2NaOH.
2) Interakcia solí s kyselinami a zásadami bola diskutovaná vyššie.
3) Vzájomná interakcia solí v roztoku prebieha nezvratne iba vtedy, ak je jedným z produktov slabo rozpustná látka:
BaCl2 + Na2S04 \u003d BaS04 + 2NaCl.
4) Hydrolýza solí - výmenný rozklad niektorých solí s vodou. Hydrolýza solí bude podrobne diskutovaná v téme "elektrolytická disociácia".
b) spôsoby, ako získať soli.
V laboratórnej praxi sa zvyčajne používajú tieto metódy získavania solí, založené na chemických vlastnostiach rôznych tried zlúčenín a jednoduchých látok:
1) Interakcia kovov s nekovmi:
Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,
2) Interakcia kovov s roztokmi solí:
Fe + CuCl2 \u003d FeCl2 + Cu.
3) Interakcia kovov s kyselinami:
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2 .
4) Interakcia kyselín so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi:
3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + 3H20.
5) Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:
2HN03 + CuO \u003d Cu (N03)2 + 2H20.
6) Interakcia kyselín so soľami:
HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.
7) Interakcia alkálií so soľami v roztoku:
3KOH + FeCl3 \u003d Fe (OH)3 + 3KCl.
8) Interakcia dvoch solí v roztoku:
NaCl + AgN03 \u003d NaN03 + AgCl.
9) Interakcia alkálií s kyslými a amfotérnymi oxidmi:
Ca (OH)2 + C02 \u003d CaC03 + H20.
10) Vzájomná interakcia oxidov rôznej povahy:
CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.
Soli sa v prírode nachádzajú vo forme minerálov a hornín, v rozpustenom stave vo vode oceánov a morí.
Pred diskusiou o chemických vlastnostiach zásad a amfotérnych hydroxidov si jasne definujme, čo to je?
1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú zapísané buď ako MeOH alebo ako Me(OH)2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 teda nepatria medzi zásady.
2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, +4 a výnimočne hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stave +4 sa v USE priradeniach nenachádzajú, preto sa nebudú brať do úvahy.
Chemické vlastnosti zásad
Všetky základne sú rozdelené na:
Pripomeňme, že berýlium a horčík nie sú kovy alkalických zemín.
Okrem toho, že alkálie sú rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, zatiaľ čo nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácie.
Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať medzi alkáliami a nerozpustnými hydroxidmi vedie k výrazným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Najmä alkálie sú chemicky aktívnejšie zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do reakcií, do ktorých nerozpustné zásady nevstupujú.
Reakcia zásad s kyselinami
Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:
Nerozpustné zásady reagujú s takmer všetkými rozpustnými kyselinami, nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:
Je potrebné poznamenať, že silné aj slabé zásady so všeobecným vzorcom vo forme Me (OH) 2 môžu tvoriť zásadité soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:
Interakcia s oxidmi kyselín
Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi za vzniku solí a často vody:
Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku stredných solí1:
Nerozpustné zásady vo forme Me (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxidom uhličitým výlučne za vzniku zásaditých solí. Napríklad:
Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20
S oxidom kremičitým vďaka jeho výnimočnej inertnosti reagujú len tie najsilnejšie zásady, alkálie. V tomto prípade sa tvoria normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:
Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi
Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie takáto reakcia k tvorbe solí bez vodíka:
Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexné soli:
V prípade hliníka sa pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie vytvorí namiesto Na soli soľ Na3:
Interakcia zásad so soľami
Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:
1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;
2) prítomnosť zrazeniny alebo plynu medzi reakčnými produktmi
Napríklad:
Tepelná stabilita podkladov
Všetky alkálie, okrem Ca(OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.
Všetky nerozpustné zásady, ako aj slabo rozpustný Ca (OH) 2 sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:
Nerozpustné hydroxidy majú oveľa viac nízke teploty rozklad. Takže napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 o C:
Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov
Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami
Amfotérne hydroxidy reagujú so silnými kyselinami:
Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyselinami, ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by mohli vzniknúť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na pôvodný amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:
Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín
Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššími oxidmi, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.
Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami
Zo zásad reagujú amfotérne hydroxidy len s alkáliami. V tomto prípade, ak sa použije vodný roztok alkálie, potom sa vytvoria hydroxokomplexné soli:
A keď sa amfotérne hydroxidy tavia s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:
Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi
Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúzii s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:
Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov
Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa pri zahriatí rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.
Nerozpustná zásada: hydroxid meďnatý
základy- nazývané elektrolyty, v ktorých roztokoch nie sú žiadne anióny, okrem hydroxidových iónov (anióny sú ióny, ktoré majú záporný náboj, napr. tento prípad sú OH ióny. Tituly dôvodov pozostáva z troch častí: slov hydroxid , ku ktorému sa pridáva názov kovu (v prípade genitívu). Napríklad, hydroxid meďnatý(Cu(OH)2). Pre niektoré dôvodov možno použiť staré názvy, napr hydroxid sodný(NaOH) - sodná zásada.
Hydroxid sodný, hydroxid sodný, sodná zásada, lúh sodný- to všetko je tá istá látka, ktorej chemický vzorec je NaOH. Bezvodý hydroxid sodný je biela kryštalická látka. Roztok je číra kvapalina, ktorá vyzerá na nerozoznanie od vody. Pri používaní buďte opatrní! Lúh sodný vážne páli pokožku!
Klasifikácia zásad je založená na ich schopnosti rozpúšťať sa vo vode. Niektoré vlastnosti zásad závisia od rozpustnosti vo vode. takže, dôvodov ktoré sú rozpustné vo vode sa nazývajú alkálie. Tie obsahujú hydroxidy sodné(NaOH), hydroxid draselný(KOH), lítium (LiOH), niekedy sa k ich počtu pridávajú a hydroxid vápenatý(Ca (OH) 2)), hoci v skutočnosti ide o slabo rozpustnú látku biela farba(hasené vápno).
Získanie pozemku
Získanie pozemku a alkálie môžu byť vyrobené rôzne cesty. Na získanie alkálie Môžete použiť chemickú interakciu kovu s vodou. Takéto reakcie prebiehajú s veľmi veľkým uvoľňovaním tepla, až po zapálenie (vznietenie nastáva v dôsledku uvoľnenia vodíka počas reakcie).
2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2
Nehasené vápno - CaO CaO + H20 -> Ca (OH) 2
V priemysle však tieto metódy nenašli praktickú hodnotu, samozrejme, okrem výroby hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2. Potvrdenie hydroxid sodný a hydroxid draselný spojené s používaním elektriny. Počas elektrolýzy vodného roztoku chloridu sodného alebo draselného sa na katóde uvoľňuje vodík a na anóde chlór, zatiaľ čo v roztoku, kde prebieha elektrolýza, sa hromadí alkálie!
KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (táto reakcia prebieha pri prechode elektrického prúdu cez roztok).
Nerozpustné zásady obliehať alkálie z roztokov zodpovedajúcich solí.
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2S04
Základné vlastnosti
alkálie tepluvzdorný. Hydroxid sodný taveninu môžete roztopiť a priviesť do varu, pričom sa nerozloží. alkálieľahko reagujú s kyselinami, čo vedie k tvorbe solí a vody. Táto reakcia sa tiež nazýva neutralizačná reakcia.
KOH + HCl → KCl + H2O
alkálie interagujú s kyslými oxidmi, v dôsledku čoho sa tvorí soľ a voda.
2NaOH + CO2 → Na2C03 + H20
Nerozpustné zásady na rozdiel od alkálií nie sú tepelne stabilné látky. Niektoré z nich, napr. hydroxid meďnatý, pri zahrievaní sa rozkladajú,
Cu(OH)2 + CuO -> H20
iné - aj pri izbovej teplote (napríklad hydroxid strieborný - AgOH).
Nerozpustné zásady interagujú s kyselinami, k reakcii dôjde len vtedy, ak sa soľ, ktorá sa pri reakcii vytvorí, rozpustí vo vode.
Cu(OH)2 + 2HCl -> CuCl2 + 2H20
Rozpustenie alkalického kovu vo vode so zmenou farby indikátora na jasne červenú Alkalické kovy sú kovy, ktoré reagujú s vodou za vzniku alkálie. Sodík Na je typickým predstaviteľom alkalických kovov. Sodík je ľahší ako voda, preto k jeho chemickej reakcii s vodou dochádza na jeho povrchu. Sodík, ktorý sa aktívne rozpúšťa vo vode, z neho vytláča vodík, pričom vytvára alkáliu sodnú (alebo hydroxid sodný) - hydroxid sodný NaOH. Reakcia prebieha nasledujúcim spôsobom:
2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2
Všetky alkalické kovy sa správajú podobne. Ak sa pred začatím reakcie do vody pridá indikátor fenolftaleín a potom sa do vody ponorí kúsok sodíka, sodík bude kĺzať vodou a zanechá za sebou jasne ružovú stopu vytvorenej alkálie (zásada sa zmení na fenolftaleín ružový)
hydroxid železitý
hydroxid železitý je základ. Železo v závislosti od stupňa svojej oxidácie tvorí dve rôzne zásady: hydroxid železa, kde železo môže mať valencie (II) - Fe (OH) 2 a (III) - Fe (OH) 3. Podobne ako bázy tvorené väčšinou kovov, aj železné bázy sú nerozpustné vo vode.
hydroxid železitý(II) - biela želatínová látka (zrazenina v roztoku), ktorá má silné redukčné vlastnosti. okrem toho hydroxid železitý(II) veľmi nestabilné. Ak k riešeniu hydroxid železitý(II) pridajte trochu zásady, potom vypadne zelená zrazenina, ktorá pomerne rýchlo stmavne a zmení sa na hnedú zrazeninu železa (III).
hydroxid železitý(III) má amfotérne vlastnosti, ale jeho kyslé vlastnosti sú oveľa menej výrazné. Získajte hydroxid železitý(III) je možný ako výsledok chemickej výmennej reakcie medzi soľou železa a alkáliou. Napríklad
Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 + 2 Fe (OH) 3
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 - + lakmus ® 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 amfotérne hydroxidy
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 |
3. Hydroxidy
Hydroxidy tvoria významnú skupinu medzi viacprvkovými zlúčeninami. Niektoré z nich vykazujú vlastnosti zásad (bázických hydroxidov) - NaOH, Ba(OH ) 2 atď.; iné vykazujú vlastnosti kyselín (hydroxidy kyselín) - HNO3, H3PO4 a ďalšie. Existujú tiež amfotérne hydroxidy, ktoré v závislosti od podmienok môžu vykazovať vlastnosti zásad aj vlastnosti kyselín - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 atď.
3.1. Klasifikácia, získavanie a vlastnosti zásad
Zásady (bázické hydroxidy) sú z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku OH hydroxidových iónov. - .
Podľa moderného názvoslovia sa zvyčajne nazývajú hydroxidy prvkov, pričom sa v prípade potreby uvádza valencia prvku (rímske číslice v zátvorkách): KOH - hydroxid draselný, hydroxid sodný NaOH hydroxid vápenatý Ca(OH ) 2 , hydroxid chrómový ( II)-Cr(OH ) 2 , hydroxid chrómový ( III) - Cr (OH) 3.
Hydroxidy kovov zvyčajne rozdelené do dvoch skupín: rozpustný vo vode(tvorené alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba a preto sa nazývajú alkálie) a nerozpustný vo vode. Hlavný rozdiel medzi nimi je v koncentrácii OH iónov - v alkalických roztokoch je dosť vysoká, ale pre nerozpustné zásady je určená rozpustnosťou látky a je zvyčajne veľmi malá. Avšak malé rovnovážne koncentrácie OH iónu - aj v roztokoch nerozpustných zásad určujú vlastnosti tejto triedy zlúčenín.
Podľa počtu hydroxylových skupín (kyslosť) , ktoré je možné nahradiť zvyškom kyseliny, sa rozlišujú:
Jednoduché kyslé zásady KOH, NaOH
Dikyselinové zásady - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
trikyselinové zásady - Al(OH)3, Fe(OH)3.
Získanie pozemku
1. Bežnou metódou získavania zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady:
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K2S04 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaC03↓ .
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, napr.
AlCl3 + 3KOH \u003d Al (OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH \u003d K.
V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne oxidy nerozpúšťajú:
AlCl3 + 3NH4OH \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:
2AgN03 + 2KOH \u003d Ag20 ↓ + H20 + 2KNO3.
2. Zásady v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov:
2NaCl + 2H20 \u003d 2NaOH + H2 + Cl2.
(celková elektrolytická reakcia)
Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:
2 Li + 2 H20 \u003d 2 LiOH + H2,
SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2.
Chemické vlastnosti zásad
1. Všetky vo vode nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na oxidy:
2 Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3 H20,
Ca (OH)2 \u003d CaO + H20.
2. Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami – neutralizačná reakcia. Zahŕňa alkálie aj nerozpustné zásady:
NaOH + HNO3 \u003d NaN03 + H20,
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20.
3. Alkálie interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:
2KOH + CO2 \u003d K2CO3 + H20,
2NaOH + Al203 \u003d 2NaAl02 + H20.
4. Zásady môžu reagovať so soľami kyselín:
2NaHS03 + 2KOH \u003d Na2S03 + K2S03 + 2H20,
Ca(HC03)2 + Ba(OH)2 = BaC03↓ + CaC03 + 2H20.
Cu (OH)2 + 2NaHS04 \u003d CuS04 + Na2S04 + 2H20.
5. Zvlášť je potrebné zdôrazniť schopnosť alkalických roztokov reagovať s niektorými nekovmi (halogény, síra, biely fosfor, kremík):
2 NaOH + Cl2 \u003d NaCl + NaOCl + H20 (v chlade),
6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KCl03 + 3 H20 (pri zahrievaní)
6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20,
3KOH + 4P + 3H20 \u003d PH3 + 3KH2P02,
2NaOH + Si + H20 \u003d Na2Si03 + 2H2.
6. Okrem toho sú koncentrované roztoky alkálií po zahriatí schopné rozpúšťať aj niektoré kovy (tie, ktorých zlúčeniny majú amfotérne vlastnosti):
2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H20 \u003d K2 + H2.
Alkalické roztoky majú pH> 7 (alkalické), zmeňte farbu indikátorov (lakmusový - modrý, fenolftaleín - fialový).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodin