Na co báze reaguje? Chemické vlastnosti zásad

Nerozpustná báze: hydroxid měďnatý

Důvody- se nazývají elektrolyty, v jejichž roztocích nejsou žádné anionty, kromě hydroxidových iontů (anionty jsou ionty, které mají záporný náboj, v tomto případě jsou to OH - ionty). Tituly důvodů skládají se ze tří částí: slov hydroxid , ke kterému se přidává název kovu (v případě genitivu). Například, hydroxid měďnatý(Cu(OH)2). důvodů Pro některé Mohou být použita například stará jména hydroxid sodný (NaOH)-.

louh sodný, Mohou být použita například stará jména, (NaOH)-, Hydroxid sodný louh sodný Mohou být použita například stará jména- to vše je stejná látka, jejíž chemický vzorec je NaOH. Bezvodý

je bílá krystalická látka. Roztok je čirá kapalina, která vypadá k nerozeznání od vody. Při používání buďte opatrní! Louh sodný silně pálí pokožku! Klasifikace zásad je založena na jejich schopnosti rozpouštět se ve vodě. Některé vlastnosti bází závisí na rozpustnosti ve vodě. Tak, důvody se nazývají rozpustné ve vodě alkálie . Mezi ně patří hydroxidy sodné (NaOH), hydroxid draselný (KOH), lithium (LiOH), někdy také přidávají hydroxid vápenatý

(Ca(OH) 2)), i když ve skutečnosti jde o mírně rozpustnou bílou látku (hašené vápno).

Získávání důvodů Získávání důvodů A alkálie lze vyrobit různými způsoby. Přijímat alkálie

Můžete použít chemickou interakci kovu s vodou.

Takové reakce probíhají za velmi velkého uvolňování tepla, až do zapálení (vznícení nastává v důsledku uvolňování vodíku během reakce).

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

Nehašené vápno - CaO CaO + H20 → Ca(OH) 2 Získávání důvodů V průmyslu však tyto metody nenašly praktický význam, samozřejmě kromě výroby hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2. Příjem hydroxid sodný!

hydroxid draselný

spojené s používáním elektrického proudu. Při elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného nebo draselného se na katodě uvolňuje vodík a na anodě chlor, zatímco roztok, kde dochází k elektrolýze, se hromadí. alkálie KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (k této reakci dochází, když roztokem prochází elektrický proud). Nerozpustné zásady

obležený

alkálie

z roztoků odpovídajících solí. CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2S04 Vlastnosti bází Můžete ji roztavit a taveninu přivést k varu, ale nerozloží se. z roztoků odpovídajících solí. snadno reagují s kyselinami, což vede k tvorbě soli a vody. Tato reakce se také nazývá neutralizační reakce.

KOH + HCl → KCl + H2O

Alkálie interagují s oxidy kyselin, což vede k tvorbě soli a vody.

2NaOH + CO2 → Na2C03 + H20

spojené s používáním elektrického proudu. Při elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného nebo draselného se na katodě uvolňuje vodík a na anodě chlor, zatímco roztok, kde dochází k elektrolýze, se hromadí. jsou na rozdíl od alkálií tepelně nestabilními látkami. Některé z nich, např. hydroxid měďnatý, při zahřívání se rozkládají,

Cu(OH)2 + CuO → H20
jiné - i při pokojové teplotě (například hydroxid stříbrný - AgOH).

spojené s používáním elektrického proudu. Při elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného nebo draselného se na katodě uvolňuje vodík a na anodě chlor, zatímco roztok, kde dochází k elektrolýze, se hromadí. interagují s kyselinami, k reakci dochází pouze v případě, že se sůl, která při reakci vzniká, rozpustí ve vodě.

Cu(OH)2 + 2HCl -> CuCl2 + 2H20

Rozpouštění alkalického kovu ve vodě se změnou barvy indikátoru na jasně červenou

Alkalické kovy jsou kovy, které se při interakci s vodou tvoří hydroxid sodný. Typickým představitelem alkalických kovů je sodík Na. Sodík je lehčí než voda, takže k jeho chemické reakci s vodou dochází na jeho povrchu. Sodík se aktivně rozpouští ve vodě a vytěsňuje z něj vodík, čímž vytváří sodnou alkálii (nebo hydroxid sodný) - hydroxid sodný NaOH.

Můžete použít chemickou interakci kovu s vodou.

Reakce probíhá následovně:

Všechny alkalické kovy se chovají podobně.

Pokud se před zahájením reakce do vody přidá indikátor fenolftalein a poté se do vody kápne kousek sodíku, sodík klouže vodou a zanechává za sebou jasně růžovou stopu výsledné alkálie (alkálie se změní na fenolftalein růžový) Hydroxid železa je základ. Železo v závislosti na stupni své oxidace tvoří dvě různé báze: hydroxid železa, kde železo může mít valence (II) - Fe(OH) 2 a (III) - Fe(OH) 3. Stejně jako báze tvořené většinou kovů jsou obě báze železa nerozpustné ve vodě. (II) - bílá želatinová látka (sraženina v roztoku), která má silné redukční vlastnosti. Kromě, hydroxid železitý

Pokud se před zahájením reakce do vody přidá indikátor fenolftalein a poté se do vody kápne kousek sodíku, sodík klouže vodou a zanechává za sebou jasně růžovou stopu výsledné alkálie (alkálie se změní na fenolftalein růžový)(II) velmi nestabilní. Pokud k řešení je základ. Železo v závislosti na stupni své oxidace tvoří dvě různé báze: hydroxid železa, kde železo může mít valence (II) - Fe(OH) 2 a (III) - Fe(OH) 3. hydroxid železitý

(II) přidejte trochu alkálie, vytvoří se zelená sraženina, která rychle tmavne a přechází v hnědou sraženinu železa (III).

Hydroxidy alkalických kovů - za normálních podmínek jsou pevné bílé krystalické látky, hygroskopické, na dotek mýdlové, velmi rozpustné ve vodě (jejich rozpouštění je exotermický proces), tavitelné. Hydroxidy kovů alkalických zemin Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) jsou bílé práškovité látky, mnohem hůře rozpustné ve vodě ve srovnání s hydroxidy alkalických kovů. Ve vodě nerozpustné báze se obvykle tvoří jako gelovité sraženiny, které se během skladování rozkládají. Například Cu(OH)2 je modrá želatinová sraženina.

3.1.4 Chemické vlastnosti zásad.

Vlastnosti bází jsou dány přítomností OH – iontů. Existují rozdíly ve vlastnostech alkálií a ve vodě nerozpustných zásad, ale společnou vlastností je reakce s kyselinami. Chemické vlastnosti bází jsou uvedeny v tabulce 6.

Tabulka 6 - Chemické vlastnosti zásad

z roztoků odpovídajících solí.	Nerozpustné zásady
Všechny zásady reagují s kyselinami ( neutralizační reakce)
2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H20
Báze reagují s oxidy kyselin s tvorbou soli a vody: 6KON + P205 = 2K3P04 + 3H20
Alkálie reagují se solnými roztoky, pokud je jedním z reakčních produktů vysráží(tj. pokud se vytvoří nerozpustná sloučenina): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Ve vodě nerozpustné zásady a amfoterní hydroxidy při zahřátí se rozkládají na odpovídající oxid a vodu: Mn(OH)2  MnO + H20 Cu(OH) 2  CuO + H 2 O
Alkálie lze detekovat pomocí indikátoru. V alkalickém prostředí: lakmus - modrý, fenolftalein - karmínový, methyloranž - žlutý

3.1.5 Základní důvody.

NaOH– louh sodný, louh sodný. Nízká teplota tání (t pl = 320 °C) bílé hygroskopické krystaly, vysoce rozpustné ve vodě. Roztok je na dotek mýdlový a je to nebezpečně žíravá kapalina. NaOH je jedním z nejdůležitějších produktů chemického průmyslu. Je vyžadován ve velkém množství pro čištění ropných produktů a je široce používán v mýdlovém, papírenském, textilním a jiném průmyslu a také pro výrobu umělých vláken.

OŠIDIT- žíravý draslík. Bílé hygroskopické krystaly, vysoce rozpustné ve vodě. Roztok je na dotek mýdlový a je to nebezpečně žíravá kapalina. Vlastnosti KOH jsou podobné vlastnostem NaOH, ale hydroxid draselný se používá mnohem méně často kvůli jeho vyšší ceně.

Ca(OH) 2 – hašené vápno. Bílé krystaly, málo rozpustné ve vodě. Roztok se nazývá „vápenná voda“, suspenze se nazývá „vápenné mléko“. Vápenná voda se používá k detekci oxidu uhličitého, při průchodu CO 2 se zakalí. Hašené vápno má široké využití ve stavebnictví jako základ pro výrobu pojiv.

Moderní chemická věda představuje mnoho různých odvětví a každé z nich má kromě svého teoretického základu velký aplikační i praktický význam. Čeho se dotknete, vše kolem vás je chemický produkt. Hlavní sekce jsou anorganická a organická chemie. Zvažme, jaké hlavní třídy látek jsou klasifikovány jako anorganické a jaké mají vlastnosti.

Hlavní kategorie anorganických sloučenin

Patří mezi ně následující:

Oxidy.
Sůl.
Důvody.
Kyseliny.

Každá ze tříd je zastoupena širokou škálou sloučenin anorganické povahy a je důležitá téměř v jakékoli struktuře lidské hospodářské a průmyslové činnosti. Všechny hlavní vlastnosti charakteristické pro tyto sloučeniny, jejich výskyt v přírodě a jejich produkce jsou bez problémů studovány ve školním kurzu chemie, v ročnících 8-11.

Existuje obecná tabulka oxidů, solí, zásad, kyselin, která uvádí příklady jednotlivých látek a jejich stav agregace a výskyt v přírodě. Jsou také ukázány interakce, které popisují chemické vlastnosti. Na každou z tříd se však podíváme samostatně a podrobněji.

Skupina sloučenin - oxidy

4. Reakce, v jejichž důsledku prvky mění CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Voda s činidly: tvorba kyselin (výjimka SiO 2)

CO + voda = kyselina

2. Reakce s bázemi:

C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20

3. Reakce s bazickými oxidy: tvorba solí

P205 + 3MnO = Mn3 (P03) 2

4. OVR reakce:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Vykazují dvojí vlastnosti a interagují na principu acidobazické metody (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidy, kysličníky). Neinteragují s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina = sůl + H20

2. S bázemi (alkáliemi): tvorba hydroxokomplexů

Al203 + LiOH + voda = Li

3. Reakce s oxidy kyselin: získávání solí

FeO + SO2 = FeS03

4. Reakce s OO: tvorba solí, fúze

MnO + Rb 2 O = podvojná sůl Rb 2 MnO 2

5. Fúzní reakce s alkáliemi a uhličitany alkalických kovů: tvorba solí

Al203 + 2LiOH = 2LiAl02 + H20

Nevytvářejí kyseliny ani zásady. Vykazují vysoce specifické vlastnosti.

Každý vyšší oxid, tvořený buď kovem nebo nekovem, po rozpuštění ve vodě poskytuje silnou kyselinu nebo zásadu.

Organické a anorganické kyseliny

V klasickém slova smyslu (na základě poloh ED - elektrolytická disociace - Svante Arrhenius) jsou kyseliny sloučeniny, které se ve vodném prostředí disociují na kationty H + a anionty zbytků kyselin An -. Nicméně, dnes kyseliny byly také rozsáhle studovány v bezvodých podmínkách, tak tam je mnoho různých teorií pro hydroxides.

Empirické vzorce oxidů, zásad, kyselin, solí se skládají pouze ze symbolů, prvků a indexů udávajících jejich množství v látce. Například anorganické kyseliny jsou vyjádřeny vzorcem H + zbytek kyseliny n-. Organické látky mají jiné teoretické zastoupení. Kromě empirického si pro ně můžete zapsat úplný a zkrácený strukturní vzorec, který bude odrážet nejen složení a množství molekuly, ale také pořadí atomů, jejich vzájemné spojení a hlavní funkční skupina pro karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických látkách jsou všechny kyseliny rozděleny do dvou skupin:

bez kyslíku - HBr, HCN, HCL a další;
obsahující kyslík (oxokyseliny) - HClO 3 a vše, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny jsou také klasifikovány podle stability (stabilní nebo stabilní - vše kromě uhličité a sirné, nestabilní nebo nestabilní - uhličité a sirné). Pokud jde o sílu, kyseliny mohou být silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chlorista a další, stejně jako slabé: sirovodík, chlor a další.

Organická chemie nenabízí stejnou rozmanitost. Kyseliny, které jsou organické povahy, jsou klasifikovány jako karboxylové kyseliny. Jejich společným znakem je přítomnost funkční skupiny -COOH. Například HCOOH (mravenčí), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a další.

Existuje řada kyselin, které jsou zvláště pečlivě zdůrazněny při zvažování tohoto tématu ve školním kurzu chemie.

Solyanaya.
Dusík.
Ortofosforečná.
bromovodík.
Uhlí.
Jodovodík.
sírový.
Acet nebo ethan.
Butan nebo olej.
Benzoin.

Těchto 10 kyselin v chemii jsou základní látky odpovídající třídy jak ve školním kurzu, tak obecně v průmyslu a syntézách.

Vlastnosti anorganických kyselin

Mezi hlavní fyzikální vlastnosti patří především rozdílný stav agregace. Koneckonců existuje řada kyselin, které mají za normálních podmínek formu krystalů nebo prášků (boritá, ortofosforečná). Naprostá většina známých anorganických kyselin jsou různé kapaliny. Body varu a tání se také liší.

Kyseliny mohou způsobit vážné popáleniny, protože mají sílu zničit organickou tkáň a kůži. K detekci kyselin se používají indikátory:

methyloranž (v normálním prostředí - oranžová, v kyselinách - červená),
lakmus (v neutrálním - fialový, v kyselinách - červený) nebo některé další.

Mezi nejdůležitější chemické vlastnosti patří schopnost interakce s jednoduchými i komplexními látkami.

Chemické vlastnosti anorganických kyselin

S čím interagují?	Příklad reakce
1. S jednoduchými látkami - kovy. Předpoklad: kov musí být v EHRNM před vodíkem, protože kovy za vodíkem ho nejsou schopny vytěsnit ze složení kyselin. Reakce vždy produkuje plynný vodík a sůl.
2. S důvody. Výsledkem reakce je sůl a voda. Takové reakce silných kyselin s alkáliemi se nazývají neutralizační reakce.	Jakákoli kyselina (silná) + rozpustná zásada = sůl a voda
3. S amfoterními hydroxidy. Sečteno a podtrženo: sůl a voda.	2HNO 2 + hydroxid berylnatý = Be(NO 2) 2 (střední sůl) + 2H 2 O
4. S bazickými oxidy. Výsledek: voda, sůl.	2HCL + FeO = chlorid železitý + H20
5. S amfoterními oxidy. Konečný efekt: sůl a voda.	2HI + ZnO = ZnI2 + H20
6. Se solemi tvořenými slabšími kyselinami. Konečný efekt: sůl a slabá kyselina.	2HBr + MgC03 = bromid hořečnatý + H20 + C02

Při interakci s kovy ne všechny kyseliny reagují stejně. Chemie (9. třída) ve škole zahrnuje velmi povrchní studium takových reakcí, nicméně i na této úrovni jsou brány v úvahu specifické vlastnosti koncentrované kyseliny dusičné a sírové při interakci s kovy.

Hydroxidy: alkálie, amfoterní a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny – všechny tyto třídy látek mají společnou chemickou povahu, vysvětlovanou strukturou krystalové mřížky a také vzájemným vlivem atomů v molekulách. Pokud by však bylo možné uvést velmi konkrétní definici oxidů, pak je to obtížnější pro kyseliny a zásady.

Stejně jako kyseliny jsou zásady podle teorie ED látky, které se mohou ve vodném roztoku rozkládat na kationty kovů Me n + a anionty hydroxylových skupin OH -.

Rozpustné nebo zásadité (silné zásady, které mění barvu indikátorů). Tvořeno kovy skupiny I a II. Příklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že se berou v úvahu prvky pouze hlavních podskupin);
Málo rozpustný nebo nerozpustný (středně silný, neměňte barvu indikátorů). Příklad: hydroxid hořečnatý, železo (II), (III) a další.
Molekulární (slabé báze, ve vodném prostředí se reverzibilně disociují na molekuly iontů). Příklad: N 2 H 4, aminy, amoniak.
Amfoterní hydroxidy (vykazují dvojí vlastnosti zásadité-kyselé). Příklad: berylium, zinek a tak dále.

Každá prezentovaná skupina je studována ve školním kurzu chemie v sekci „Základy“. Chemie v 8.-9. ročníku zahrnuje podrobné studium alkálií a špatně rozpustných sloučenin.

Hlavní charakteristické vlastnosti bází

Všechny alkálie a málo rozpustné sloučeniny se v přírodě nacházejí v pevném krystalickém stavu. Přitom jejich teploty tání jsou obvykle nízké a špatně rozpustné hydroxidy se při zahřívání rozkládají. Barva základů je různá. Pokud jsou alkálie bílé, pak mohou mít krystaly špatně rozpustných a molekulárních bází velmi odlišné barvy. Rozpustnost většiny sloučenin této třídy lze vidět v tabulce, která představuje vzorce oxidů, zásad, kyselin, solí a ukazuje jejich rozpustnost.

Alkálie mohou měnit barvu indikátorů následovně: fenolftalein - karmínová, methyloranž - žlutá. To je zajištěno volnou přítomností hydroxoskupin v roztoku. To je důvod, proč špatně rozpustné zásady nedávají takovou reakci.

Chemické vlastnosti každé skupiny bází jsou odlišné.

Chemické vlastnosti

Alkálie

Mírně rozpustné základy

Amfoterní hydroxidy

I. Interakce s CO (výsledek – sůl a voda):

2LiOH + SO3 = Li2S04 + voda

II. Interakce s kyselinami (sůl a voda):

běžné neutralizační reakce (viz kyseliny)

III. Interagují s AO za vzniku hydroxokomplexu soli a vody:

2NaOH + Me + n O = Na2Me +n02 + H20 nebo Na2

IV. Interagují s amfoterními hydroxidy za vzniku hydroxokomplexních solí:

To samé jako u AO, jen bez vody

V. Reagujte s rozpustnými solemi za vzniku nerozpustných hydroxidů a solí:

3CsOH + chlorid železitý = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Reagujte se zinkem a hliníkem ve vodném roztoku za vzniku solí a vodíku:

2RbOH + 2Al + voda = komplex s hydroxidovým iontem 2Rb + 3H 2

I. Při zahřátí se mohou rozkládat:

nerozpustný hydroxid = oxid + voda

II. Reakce s kyselinami (výsledek: sůl a voda):

Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + voda

III. Interakce s KO:

Me + n (OH) n + KO = sůl + H20

I. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

(II) + 2HBr = CuBr2 + voda

II. Reagujte s alkáliemi: výsledek - sůl a voda (podmínka: fúze)

Zn(OH)2 + 2CsOH = sůl + 2H20

III. Reagujte se silnými hydroxidy: výsledkem jsou soli, pokud reakce probíhá ve vodném roztoku:

Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Toto je většina chemických vlastností, které zásady vykazují. Chemie zásad je poměrně jednoduchá a řídí se obecnými zákony všech anorganických sloučenin.

Třída anorganických solí. Klasifikace, fyzikální vlastnosti

Na základě ustanovení ED mohou být soli nazývány anorganickými sloučeninami, které se ve vodném roztoku disociují na kovové kationty Me +n a anionty kyselých zbytků An n-. Takhle si můžete představit soli. Chemie poskytuje více než jednu definici, ale tato je nejpřesnější.

Kromě toho se všechny soli podle své chemické povahy dělí na:

Kyselé (obsahující vodíkový kation). Příklad: NaHSO 4.
Bazické (obsahující hydroxoskupinu). Příklad: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Střední (skládá se pouze z kationtu kovu a zbytku kyseliny). Příklad: NaCL, CaSO 4.
Dvojité (včetně dvou různých kovových kationtů). Příklad: NaAl(SO 4) 3.
Komplex (hydroxokomplexy, aquakomplexy a další). Příklad: K 2.

Vzorce solí odrážejí jejich chemickou povahu a také udávají kvalitativní a kvantitativní složení molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny mají různé rozpustnostní schopnosti, které lze zobrazit v odpovídající tabulce.

Pokud mluvíme o stavu agregace solí, pak si musíme všimnout jejich uniformity. Existují pouze v pevném, krystalickém nebo práškovém stavu. Barevná škála je poměrně pestrá. Roztoky komplexních solí mají zpravidla jasné, nasycené barvy.

Chemické interakce pro třídu středních solí

Mají podobné chemické vlastnosti jako zásady, kyseliny a soli. Oxidy, jak jsme již zkoumali, se od nich v tomto faktoru poněkud liší.

Celkem lze u středních solí rozlišit 4 hlavní typy interakcí.

I. Interakce s kyselinami (pouze silnými z pohledu ED) za vzniku další soli a slabé kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakce s rozpustnými hydroxidy za vzniku solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rozpustná sůl + Cu(OH) 2 nerozpustná zásada

III. Reakce s jinou rozpustnou solí za vzniku nerozpustné soli a rozpustné soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakce s kovy umístěnými v EHRNM nalevo od toho, který tvoří sůl. V tomto případě by reagující kov neměl za normálních podmínek interagovat s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto jsou hlavní typy interakcí, které jsou charakteristické pro střední soli. Vzorce komplexních, bazických, podvojných a kyselých solí hovoří samy za sebe o specifičnosti vykazovaných chemických vlastností.

Vzorce oxidů, zásad, kyselin, solí odrážejí chemickou podstatu všech zástupců těchto tříd anorganických sloučenin a navíc dávají představu o názvu látky a jejích fyzikálních vlastnostech. Proto je třeba jejich psaní věnovat zvláštní pozornost. Obrovské množství sloučenin nám nabízí obecně úžasná věda chemie. Oxidy, zásady, kyseliny, soli – to je jen část nesmírné rozmanitosti.

Kov a hydroxylová skupina (OH). Například hydroxid sodný - NaOH hydroxid vápenatý - Ca(Ó) 2 hydroxid barnatý - Ba(Ó) 2 atd.

Příprava hydroxidů.

1. Reakce výměny:

CaS04 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2S04,

2. Elektrolýza vodných roztoků solí:

2KCl + 2H20 = 2KOH + H2 + Cl2,

3. Interakce alkalických kovů a kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou:

K+2H 2 Ó = 2 KOH + H 2 ,

Chemické vlastnosti hydroxidů.

1. Hydroxidy jsou alkalické povahy.

2. Hydroxidy rozpouští se ve vodě (alkálii) a je nerozpustný. Například, KOH- rozpouští se ve vodě a Ca(Ó) 2 - mírně rozpustný, bílý roztok. Kovy 1. skupiny periodické tabulky D.I. Mendělejev dává rozpustné zásady (hydroxidy).

3. Hydroxidy se zahřátím rozkládají:

Cu(Ó) 2 = CuO + H 2 Ó.

4. Alkálie reagují s kyselými a amfoterními oxidy:

2KOH + CO2 = K2C03 + H20.

5. Alkálie mohou reagovat s některými nekovy různými způsoby při různých teplotách:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 Ó(studený),

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

6. Interakce s kyselinami:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 Ó.

Po přečtení článku budete schopni rozdělit látky na soli, kyseliny a zásady. Článek popisuje, jaké je pH roztoku a jaké obecné vlastnosti mají kyseliny a zásady.

Stejně jako kovy a nekovy jsou kyseliny a zásady rozdělením látek na základě podobných vlastností. První teorie kyselin a zásad patřila švédskému vědci Arrheniusovi. Kyselina Arrhenius je třída látek, které se při reakci s vodou disociují (rozpadají se) a tvoří vodíkový kationt H +. Arrheniovy báze ve vodném roztoku tvoří OH - anionty. Další teorie byla navržena v roce 1923 vědci Bronstedem a Lowrym. Brønsted-Lowryho teorie definuje kyseliny jako látky schopné darovat proton v reakci (vodíkový kation se v reakcích nazývá proton). Báze jsou tedy látky, které mohou v reakci přijmout proton. V současnosti relevantní teorií je Lewisova teorie.

Lewisova teorie definuje kyseliny jako molekuly nebo ionty schopné přijímat elektronové páry, a tím vytvářet Lewisovy adukty (adukt je sloučenina vzniklá spojením dvou reaktantů bez tvorby vedlejších produktů).

V anorganické chemii se kyselinou zpravidla rozumí kyselina Bronstedova-Lowryho, tedy látky schopné darovat proton. Pokud mají na mysli definici Lewisovy kyseliny, pak se v textu taková kyselina nazývá Lewisova kyselina. Tato pravidla platí pro kyseliny a zásady.

Disociace

Disociace je proces rozkladu látky na ionty v roztocích nebo taveninách. Například disociace kyseliny chlorovodíkové je rozklad HCl na H + a Cl -.

Vlastnosti kyselin a zásad

Báze mají tendenci být na dotek mýdlové, zatímco kyseliny obecně chutnají kysele.

Když báze reaguje s mnoha kationty, vytvoří se sraženina. Když kyselina reaguje s anionty, obvykle se uvolňuje plyn.
Běžně používané kyseliny:

H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4-, HCl, CH30H, NH3
Běžně používané základy:

OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Silné a slabé kyseliny a zásady

Silné kyseliny

Takové kyseliny, které se ve vodě zcela disociují a vytvářejí vodíkové kationty H + a anionty.

Příkladem silné kyseliny je kyselina chlorovodíková HCl:

HCl (roztok) + H 2 O (l) → H 3 O + (roztok) + Cl - (roztok)

Příklady silných kyselin: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Seznam silných kyselin
HCl – kyselina chlorovodíková
HBr - bromovodík
HI - jodovodík
HNO 3 - kyselina dusičná

HClO 4 - kyselina chloristá

H 2 SO 4 - kyselina sírová

Slabé kyseliny
= < 0,01M для вещества 0,1М

Silné a slabé kyseliny lze rozlišit měřením vodivosti roztoků: vodivost závisí na počtu iontů, čím silnější je kyselina, tím je disociovanější, proto čím silnější kyselina, tím vyšší vodivost.

Seznam slabých kyselin

HF fluorovodík
H3PO4 fosforečná
H 2 SO 3 sirnatá
H2S sirovodík
H 2 CO 3 uhlí
H 2 SiO 3 křemík

Silné důvody

Silné báze se ve vodě zcela disociují:

NaOH (roztok) + H 2 O ↔ NH 4

Mezi silné zásady patří hydroxidy kovů první (zásadité, alkalické kovy) a druhé (alkalinotherreny, kovy alkalických zemin) skupiny.

Seznam silných základen

NaOH hydroxid sodný (louh sodný)
KOH hydroxid draselný (kaustická potaš)
LiOH hydroxid lithný
Ba(OH)2 hydroxid barnatý
Ca(OH) 2 hydroxid vápenatý (hašené vápno)

Slabé základy

Při reverzibilní reakci v přítomnosti vody vytváří OH - ionty:

NH 3 (roztok) + H 2 O ↔ NH + 4 (roztok) + OH - (roztok)

Nejslabšími bázemi jsou anionty:

F - (roztok) + H 2 O ↔ HF (roztok) + OH - (roztok)

Seznam slabých bází

Mg(OH)2 hydroxid hořečnatý
Fe(OH)2 hydroxid železitý
Hydroxid zinečnatý Zn(OH)2
NH4OH hydroxid amonný
hydroxid železitý Fe(OH)3

Reakce kyselin a zásad

Silná kyselina a silná báze

Tato reakce se nazývá neutralizace: když je množství činidel dostatečné k úplné disociaci kyseliny a zásady, výsledný roztok bude neutrální.

Příklad:
H30 + + OH - ↔ 2H20

Slabá zásada a slabá kyselina

Obecný typ reakce:
Slabá báze (roztok) + H 2 O ↔ Slabá kyselina (roztok) + OH - (roztok)

Silná báze a slabá kyselina

Báze disociuje úplně, kyselina disociuje částečně, výsledný roztok má slabé vlastnosti zásady:

HX (roztok) + OH - (roztok) ↔ H 2 O + X - (roztok)

Silná kyselina a slabá báze

Kyselina disociuje úplně, báze se nedisociuje úplně:

Disociace vody

Disociace je rozklad látky na její dílčí molekuly. Vlastnosti kyseliny nebo zásady závisí na rovnováze, která je přítomna ve vodě:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztok) + OH - (roztok)
Kc = / 2
Rovnovážná konstanta vody při t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, dále platí rovnost: = 10 -14, která se nazývá disociační konstanta vody. Pro čistou vodu = = 10 -7, tedy -lg = 7,0.

Tato hodnota (-lg) se nazývá pH – potenciál vodíku. Pokud pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, pak má látka základní vlastnosti.

Metody stanovení pH

Instrumentální metoda

Speciální zařízení, pH metr, je zařízení, které převádí koncentraci protonů v roztoku na elektrický signál.

Ukazatele

Látka, která mění barvu v určitém rozsahu pH v závislosti na kyselosti roztoku, pomocí několika indikátorů můžete dosáhnout poměrně přesného výsledku.

Sůl

Sůl je iontová sloučenina tvořená kationtem jiným než H+ a aniontem jiným než O2-.

Ve slabém vodném roztoku se soli zcela disociují. Stanovit acidobazické vlastnosti solného roztoku

, je nutné určit, které ionty jsou v roztoku přítomny a zvážit jejich vlastnosti: neutrální ionty vzniklé ze silných kyselin a zásad neovlivňují pH: ve vodě neuvolňují ionty H + ani OH -. Například Cl-, NO-3, SO 2- 4, Li+, Na+, K+.

Anionty vzniklé ze slabých kyselin vykazují alkalické vlastnosti (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3 kationty s alkalickými vlastnostmi neexistují).

Všechny kationty kromě kovů první a druhé skupiny mají kyselé vlastnosti.

Tlumivý roztok

Roztoky, které si udrží hodnotu pH, když se přidá malé množství silné kyseliny nebo silné zásady, se skládají hlavně z:
Směs slabé kyseliny, její odpovídající soli a slabé báze

Slabá zásada, odpovídající sůl a silná kyselina

Pro přípravu tlumivého roztoku o určité kyselosti je nutné smíchat slabou kyselinu nebo zásadu s příslušnou solí, přičemž je třeba vzít v úvahu:
Rozsah pH, ve kterém bude roztok pufru účinný
Kapacita roztoku – množství silné kyseliny nebo silné zásady, které lze přidat bez ovlivnění pH roztoku