Na čo reaguje báza? Chemické vlastnosti zásad

Nerozpustná zásada: hydroxid meďnatý

Dôvody- sa nazývajú elektrolyty, v ktorých roztokoch nie sú žiadne anióny, okrem hydroxidových iónov (anióny sú ióny, ktoré majú záporný náboj, v tomto prípade sú to OH - ióny). Tituly dôvodov pozostávajú z troch častí: slov hydroxid , ku ktorému sa pridáva názov kovu (v prípade genitívu). Napríklad, hydroxid meďnatý(Cu(OH)2). Pre niektoré dôvodov Môžu sa použiť napríklad staré názvy hydroxid sodný(NaOH)- lúh sodný.

Hydroxid sodný, hydroxid sodný, lúh sodný, 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 silne páli pokožku!

Klasifikácia zásad je založená na ich schopnosti rozpúšťať sa vo vode. Niektoré vlastnosti zásad závisia od rozpustnosti vo vode. takže, dôvodov rozpustné vo vode sa nazývajú alkálie. Tie obsahujú hydroxidy sodné(NaOH), hydroxid draselný(KOH), lítium (LiOH), niekedy aj pridávajú hydroxid vápenatý(Ca(OH) 2)), hoci v skutočnosti ide o slabo rozpustnú bielu látku (hasené vápno).

Získanie dôvodov

Získanie dôvodov A alkálie môžu byť vyrobené rôznymi spôsobmi. 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 praktický význam, samozrejme, okrem výroby hydroxidu vápenatého Ca(OH) 2. Potvrdenie hydroxid sodný A hydroxid draselný spojené s používaním elektrického prúdu. Počas elektrolýzy vodného roztoku chloridu sodného alebo draselného sa na katóde uvoľňuje vodík a na anóde chlór, zatiaľ čo roztok, v ktorom prebieha elektrolýza, sa hromadí. alkálie!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (k tejto reakcii dochádza pri prechode elektrického prúdu cez roztok).

Nerozpustné zásady obliehaný alkálie z roztokov zodpovedajúcich solí.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2S04

Vlastnosti báz

Alkálie Tepluvzdorný. Hydroxid sodný Môžete ju roztaviť a priviesť taveninu do varu, ale nerozloží sa. 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 oxidmi kyselín, čo vedie k tvorbe solí a vody.

2NaOH + CO2 → Na2C03 + H20

Nerozpustné zásady, na rozdiel od zásad, sú tepelne nestabilné 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 sa pri interakcii s vodou tvoria alkálie. Typickým predstaviteľom alkalických kovov je sodík Na. 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, čím vytvára sodnú alkáliu (alebo hydroxid sodný) - hydroxid sodný NaOH. Reakcia prebieha nasledovne:

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 kvapne kúsok sodíka, sodík bude kĺzať vodou a zanechá za sebou svetloružovú stopu výslednej alkálie (alkália sa zmení na fenolftaleín ružový)

Hydroxid železa

Hydroxid železa 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 železa(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, vytvorí sa zelená zrazenina, ktorá rýchlo stmavne a zmení sa na hnedú zrazeninu železa (III).

Hydroxid železa(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

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

3.1.4 Chemické vlastnosti zásad.

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

Tabuľka 6 - Chemické vlastnosti zásad

Alkálie	Nerozpustné zásady
Všetky zásady reagujú s kyselinami ( neutralizačná reakcia)
2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H20
Bázy reagujú s kyslými oxidmi s tvorbou soli a vody: 6KON + P205 = 2K3P04 + 3H20
Alkálie reagujú so soľnými roztokmi, ak je jedným z reakčných produktov vyzráža(t. j. ak sa vytvorí nerozpustná zlúčenina): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Vo vode nerozpustné zásady a amfotérne hydroxidy pri zahrievaní sa rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu: Mn(OH)2  MnO + H20 Cu(OH)2  CuO + H20
Alkálie sa dajú zistiť pomocou indikátora. V alkalickom prostredí: lakmusový modrý, fenolftaleín karmínový, metyloranžový žltý

3.1.5 Základné dôvody.

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

KON- žieravý draslík. Biele hygroskopické kryštály, dobre rozpustné vo vode. Roztok je na dotyk mydlový a je to nebezpečne žieravá kvapalina. Vlastnosti KOH sú podobné vlastnostiam NaOH, ale hydroxid draselný sa používa oveľa menej často kvôli jeho vyššej cene.

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

Moderná chemická veda predstavuje mnoho rôznych odvetví a každé z nich má okrem svojho teoretického základu veľký aplikačný a praktický význam. Čoho sa dotknete, všetko okolo vás je chemický produkt. Hlavnými sekciami sú anorganická a organická chémia. Uvažujme, aké hlavné triedy látok sú klasifikované ako anorganické a aké vlastnosti majú.

Hlavné kategórie anorganických zlúčenín

Patria sem nasledujúce položky:

1. Oxidy.
2. Soľ.
3. Dôvody.
4. Kyseliny.

Každá z tried je zastúpená širokou škálou zlúčenín anorganickej povahy a je dôležitá takmer v akejkoľvek štruktúre ľudskej hospodárskej a priemyselnej činnosti. Všetky hlavné vlastnosti charakteristické pre tieto zlúčeniny, ich výskyt v prírode a ich produkcia sa bez problémov študujú v školskom kurze chémie v ročníkoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, zásad, kyselín, ktorá uvádza príklady každej látky a ich stav agregácie a výskyt v prírode. Sú znázornené aj interakcie, ktoré opisujú chemické vlastnosti. My sa však pozrieme na každú z tried samostatne a podrobnejšie.

Skupina zlúčenín - oxidy

4. Reakcie, v dôsledku ktorých prvky menia CO

Me + n O + C = Me0 + CO

1. Voda s činidlom: tvorba kyselín (výnimka SiO 2)

CO + voda = kyselina

2. Reakcie so zásadami:

C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20

3. Reakcie so zásaditými oxidmi: tvorba solí

P205 + 3MnO = Mn3 (P03) 2

4. OVR reakcie:

CO2 + 2Ca = C + 2CaO,

Vykazujú duálne vlastnosti a interagujú podľa princípu acidobázickej metódy (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidmi, kyslými oxidmi). Neinteragujú s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina = soľ + H20

2. So zásadami (zásadami): tvorba hydroxokomplexov

Al203 + LiOH + voda = Li

3. Reakcie s kyslými oxidmi: získavanie solí

FeO + S02 = FeS03

4. Reakcie s OO: tvorba solí, fúzia

MnO + Rb20 = podvojná soľ Rb2MnO2

5. Fúzne reakcie s alkáliami a uhličitanmi alkalických kovov: tvorba solí

Al203 + 2LiOH = 2LiAl02 + H20

Netvoria kyseliny ani zásady. Vykazujú vysoko špecifické vlastnosti.

Každý vyšší oxid, tvorený kovom alebo nekovom, po rozpustení vo vode poskytuje silnú kyselinu alebo zásadu.

Organické a anorganické kyseliny

V klasickom zmysle (na základe polôh ED - elektrolytická disociácia - Svante Arrhenius) sú kyseliny zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom prostredí disociujú na katióny H + a anióny zvyškov kyselín An -. Avšak, dnešné kyseliny boli tiež intenzívne študované v bezvodých podmienkach, takže existuje veľa rôznych teórií pre hydroxidy.

Empirické vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí pozostávajú iba zo symbolov, prvkov a indexov označujúcich ich množstvo v látke. Napríklad anorganické kyseliny sú vyjadrené vzorcom H + kyslý zvyšok n-. Organické látky majú iné teoretické zastúpenie. Okrem empirického si pre ne môžete zapísať úplný a skrátený štruktúrny vzorec, ktorý bude odrážať nielen zloženie a množstvo molekuly, ale aj poradie atómov, ich vzájomné prepojenie a hlavné funkčné skupina pre karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických látkach sú všetky kyseliny rozdelené do dvoch skupín:

• bez kyslíka - HBr, HCN, HCL a iné;
• s obsahom kyslíka (oxokyseliny) - HClO 3 a všetko, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny sú tiež klasifikované podľa stability (stabilné alebo stabilné - všetko okrem uhličitých a sírnych, nestabilné alebo nestabilné - uhličité a sírové). Pokiaľ ide o silu, kyseliny môžu byť silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá a iné, ako aj slabé: sírovodík, chlór a iné.

Organická chémia neponúka rovnakú rozmanitosť. Kyseliny, ktoré sú organického pôvodu, sú klasifikované ako karboxylové kyseliny. Ich spoločným znakom je prítomnosť funkčnej skupiny -COOH. Napríklad HCOOH (mravčia), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a ďalšie.

Existuje množstvo kyselín, ktoré sú obzvlášť starostlivo zdôrazňované pri zvažovaní tejto témy v školskom kurze chémie.

1. Solyanaya.
2. Dusík.
3. Ortofosforečná.
4. bromovodíkový.
5. Uhlie.
6. Jodovodík.
7. Sírový.
8. Acetát alebo etán.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoín.

Týchto 10 kyselín v chémii sú základné látky zodpovedajúcej triedy tak v školskom kurze, ako aj vo všeobecnosti v priemysle a syntéze.

Vlastnosti anorganických kyselín

Medzi hlavné fyzikálne vlastnosti patrí predovšetkým rozdielny stav agregácie. Koniec koncov, existuje množstvo kyselín, ktoré majú za normálnych podmienok formu kryštálov alebo práškov (boritá, ortofosforečná). Prevažná väčšina známych anorganických kyselín sú rôzne kvapaliny. Teploty varu a topenia sa tiež líšia.

Kyseliny môžu spôsobiť vážne popáleniny, pretože majú moc ničiť organické tkanivo a kožu. Na detekciu kyselín sa používajú indikátory:

• metyl pomaranč (v normálnom prostredí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálnom - fialový, v kyselinách - červený) alebo niektoré iné.

Medzi najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interakcie s jednoduchými aj zložitými látkami.

Chemické vlastnosti anorganických kyselín

S čím interagujú?	Príklad reakcie
1. S jednoduchými látkami – kovmi. Povinná podmienka: kov musí byť v EHRNM pred vodíkom, pretože kovy stojace za vodíkom ho nedokážu vytesniť zo zloženia kyselín. Reakcia vždy produkuje plynný vodík a soľ.
2. S dôvodmi. Výsledkom reakcie je soľ a voda. Takéto reakcie silných kyselín s alkáliami sa nazývajú neutralizačné reakcie.	Akákoľvek kyselina (silná) + rozpustná zásada = soľ a voda
3. S amfotérnymi hydroxidmi. Zrátané a podčiarknuté: soľ a voda.	2HNO2 + hydroxid berýlia = Be(NO2)2 (stredná soľ) + 2H20
4. So zásaditými oxidmi. Výsledok: voda, soľ.	2HCL + FeO = chlorid železitý + H20
5. S amfotérnymi oxidmi. Konečný efekt: soľ a voda.	2HI + ZnO = ZnI2 + H20
6. So soľami tvorenými slabšími kyselinami. Konečný efekt: soľ a slabá kyselina.	2HBr + MgC03 = bromid horečnatý + H20 + C02

Pri interakcii s kovmi nie všetky kyseliny reagujú rovnako. Chémia (9. ročník) v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takýchto reakcií, avšak aj na tejto úrovni sa berú do úvahy špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej pri interakcii s kovmi.

Hydroxidy: alkálie, amfotérne a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny - všetky tieto triedy látok majú spoločnú chemickú povahu, ktorá sa vysvetľuje štruktúrou kryštálovej mriežky, ako aj vzájomným vplyvom atómov v molekulách. Ak však bolo možné poskytnúť veľmi špecifickú definíciu oxidov, potom je to ťažšie urobiť pre kyseliny a zásady.

Rovnako ako kyseliny, aj zásady sú podľa teórie ED látky, ktoré sa môžu vo vodnom roztoku rozložiť na katióny kovov Me n + a anióny hydroxylových skupín OH -.

• Rozpustné alebo alkálie (silné zásady, ktoré menia farbu indikátorov). Tvorené kovmi I. a II. skupiny. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že sa berú do úvahy prvky iba hlavných podskupín);
• Mierne rozpustný alebo nerozpustný (stredne silný, nemeňte farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III) a iné.
• Molekulárne (slabé zásady, vo vodnom prostredí sa reverzibilne disociujú na molekuly iónov). Príklad: N 2 H 4, amíny, amoniak.
• Amfotérne hydroxidy (vykazujú dvojité vlastnosti zásaditá-kyselina). Príklad: berýlium, zinok atď.

Každá prezentovaná skupina je študovaná v školskom kurze chémie v sekcii „Základy“. Chémia v ročníkoch 8-9 zahŕňa podrobné štúdium alkálií a zle rozpustných zlúčenín.

Hlavné charakteristické vlastnosti báz

Všetky alkálie a slabo rozpustné zlúčeniny sa v prírode nachádzajú v pevnom kryštalickom stave. Zároveň sú ich teploty topenia zvyčajne nízke a zle rozpustné hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú. Farba základov je rôzna. Ak sú alkálie biele, potom kryštály zle rozpustných a molekulárnych zásad môžu mať veľmi rozdielne farby. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto triedy možno nájsť v tabuľke, ktorá uvádza vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí a ukazuje ich rozpustnosť.

Alkálie môžu meniť farbu indikátorov nasledovne: fenolftaleín - karmínová, metyloranžová - žltá. To je zabezpečené voľnou prítomnosťou hydroxoskupín v roztoku. To je dôvod, prečo zle rozpustné zásady nedávajú takúto reakciu.

Chemické vlastnosti každej skupiny zásad sú odlišné.

Chemické vlastnosti
Alkálie	Mierne rozpustné základy	Amfotérne hydroxidy
I. Interakcia s CO (výsledok - soľ a voda): 2LiOH + S03 = Li2S04 + voda II. Interakcia s kyselinami (soľ a voda): bežné neutralizačné reakcie (pozri kyseliny) III. Interagujú s AO za vzniku hydroxokomplexu soli a vody: 2NaOH + Me + nO = Na2Me +n02 + H20 alebo Na2 IV. Interagujú s amfotérnymi hydroxidmi za vzniku hydroxokomplexných solí: To isté ako pri AO, len bez vody V. Reakcia s rozpustnými soľami za vzniku nerozpustných hydroxidov a solí: 3CsOH + chlorid železitý = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reagujte so zinkom a hliníkom vo vodnom roztoku za vzniku solí a vodíka: 2RbOH + 2Al + voda = komplex s hydroxidovým iónom 2Rb + 3H2	I. Pri zahrievaní sa môžu rozkladať: nerozpustný hydroxid = oxid + voda II. Reakcie s kyselinami (výsledok: soľ a voda): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + voda III. Interakcia s KO: Me + n (OH) n + KO = soľ + H20	I. Reakcia s kyselinami za vzniku soli a vody: (II) + 2HBr = CuBr2 + voda II. Reakcia s alkáliami: výsledok - soľ a voda (podmienka: fúzia) Zn(OH)2 + 2CsOH = soľ + 2H20 III. Reagujte so silnými hydroxidmi: výsledkom sú soli, ak reakcia prebieha vo vodnom roztoku: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Toto je väčšina chemických vlastností, ktoré zásady vykazujú. Chémia zásad je pomerne jednoduchá a riadi sa všeobecnými zákonmi všetkých anorganických zlúčenín.

Trieda anorganických solí. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

Na základe ustanovení ED možno soli nazývať anorganické zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom roztoku disociujú na kovové katióny Me + n a anióny kyslých zvyškov An n-. Takto si viete predstaviť soli. Chémia poskytuje viac ako jednu definíciu, ale táto je najpresnejšia.

Okrem toho sa všetky soli podľa ich chemickej povahy delia na:

• Kyslé (obsahujúce vodíkový katión). Príklad: NaHSO 4.
• Zásadité (obsahujúce hydroxoskupinu). Príklad: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Stredná (pozostáva len z katiónu kovu a zvyškov kyseliny). Príklad: NaCL, CaSO 4.
• Dvojité (vrátane dvoch rôznych katiónov kovov). Príklad: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplexy, aquakomplexy a iné). Príklad: K 2.

Vzorce solí odrážajú ich chemickú povahu a tiež označujú kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny majú rôzne vlastnosti rozpustnosti, ktoré je možné vidieť v príslušnej tabuľke.

Ak hovoríme o stave agregácie solí, musíme si všimnúť ich jednotnosť. Existujú iba v pevnom, kryštalickom alebo práškovom stave. Farebná škála je pomerne pestrá. Roztoky komplexných solí majú spravidla svetlé, nasýtené farby.

Chemické interakcie pre triedu stredných solí

Majú podobné chemické vlastnosti ako zásady, kyseliny a soli. Oxidy, ako sme už preskúmali, sa od nich v tomto faktore trochu líšia.

Celkovo možno pre stredné soli rozlíšiť 4 hlavné typy interakcií.

I. Interakcia s kyselinami (iba silnými z pohľadu ED) za vzniku ďalšej soli a slabej kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcie s rozpustnými hydroxidmi za vzniku solí a nerozpustných zásad:

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

III. Reakcia s inou rozpustnou soľou za vzniku nerozpustnej soli a rozpustnej soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcie s kovmi nachádzajúcimi sa v EHRNM vľavo od toho, ktorý tvorí soľ. V tomto prípade by reagujúci kov za normálnych podmienok nemal interagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto sú hlavné typy interakcií, ktoré sú charakteristické pre stredné soli. Vzorce komplexných, zásaditých, podvojných a kyslých solí hovoria samy za seba o špecifickosti vykazovaných chemických vlastností.

Vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí odrážajú chemickú podstatu všetkých predstaviteľov týchto tried anorganických zlúčenín a navyše poskytujú predstavu o názve látky a jej fyzikálnych vlastnostiach. Ich písaniu by sa preto mala venovať osobitná pozornosť. Obrovské množstvo zlúčenín nám ponúka všeobecne úžasná veda chémie. Oxidy, zásady, kyseliny, soli – to je len časť z obrovskej rozmanitosti.

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

Príprava hydroxidov.

1. Reakcia výmeny:

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

2. Elektrolýza vodných roztokov solí:

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

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

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

Chemické vlastnosti hydroxidov.

1. Hydroxidy sú alkalickej povahy.

2. Hydroxidy rozpúšťa sa vo vode (zásady) a je nerozpustný. Napríklad, KOH- rozpúšťa sa vo vode, a Ca(OH) 2 - mierne rozpustný, biely roztok. Kovy 1. skupiny periodickej tabuľky D.I. Mendelejev dáva rozpustné zásady (hydroxidy).

3. Hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú:

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

4. Alkálie reagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

2KOH + C02 = K2C03 + H20.

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

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

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

6. Interakcia s kyselinami:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

Po prečítaní článku budete vedieť rozdeliť látky na soli, kyseliny a zásady. Článok popisuje, aké je pH roztoku a aké všeobecné vlastnosti majú kyseliny a zásady.

Rovnako ako kovy a nekovy, kyseliny a zásady sú delením látok na základe podobných vlastností. Prvá teória kyselín a zásad patrila švédskemu vedcovi Arrheniusovi. Podľa Arrhenia je kyselina trieda látok, ktoré pri reakcii s vodou disociujú (rozpadnú sa) a vytvárajú vodíkový katión H +. Arrheniove zásady vo vodnom roztoku tvoria OH - anióny. Ďalšiu teóriu navrhli v roku 1923 vedci Bronsted a Lowry. Brønsted-Lowryho teória definuje kyseliny ako látky schopné darovať protón v reakcii (vodíkový katión sa v reakciách nazýva protón). Zásady sú teda látky, ktoré môžu v reakcii prijať protón. V súčasnosti relevantnou teóriou je Lewisova teória. Lewisova teória definuje kyseliny ako molekuly alebo ióny schopné prijímať elektrónové páry, a tým vytvárať Lewisove adukty (adukt je zlúčenina vytvorená spojením dvoch reaktantov bez tvorby vedľajších produktov).

V anorganickej chémii sa pod pojmom kyselina spravidla rozumie Bronsted-Lowryho kyselina, to znamená látky schopné darovať protón. Ak majú na mysli definíciu Lewisovej kyseliny, potom sa v texte takáto kyselina nazýva Lewisova kyselina. Tieto pravidlá platia pre kyseliny a zásady.

Disociácia

Disociácia je proces rozkladu látky na ióny v roztokoch alebo taveninách. Napríklad disociácia kyseliny chlorovodíkovej je rozklad HCl na H + a Cl -.

Vlastnosti kyselín a zásad

Bázy majú tendenciu byť mydlové na dotyk, zatiaľ čo kyseliny vo všeobecnosti chutia kyslo.

Keď báza reaguje s mnohými katiónmi, vytvorí sa zrazenina. Keď kyselina reaguje s aniónmi, zvyčajne sa uvoľňuje plyn.

Bežne používané kyseliny:
H20, H30+, CH3CO2H, H2S04, HS04-, HCl, CH30H, NH3

Bežne používané základy:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Silné a slabé kyseliny a zásady

Silné kyseliny

Také kyseliny, ktoré sa vo vode úplne disociujú a vytvárajú vodíkové katióny H + a anióny. Príkladom silnej kyseliny je kyselina chlorovodíková HCl:

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

Príklady silných kyselín: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Zoznam silných kyselín

• HCl – kyselina chlorovodíková
• HBr - bromovodík
• HI - jodovodík
• HNO 3 - kyselina dusičná
• HClO 4 - kyselina chloristá
• H 2 SO 4 - kyselina sírová

Slabé kyseliny

Len čiastočne rozpustené vo vode, napríklad HF:

HF (roztok) + H2O (l) → H3O + (roztok) + F - (roztok) - pri takejto reakcii sa nedisociuje viac ako 90 % kyseliny:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Silné a slabé kyseliny sa dajú rozlíšiť meraním vodivosti roztokov: vodivosť závisí od počtu iónov, čím je kyselina silnejšia, tým je disociovanejšia, preto čím silnejšia je kyselina, tým vyššia je vodivosť.

Zoznam slabých kyselín

• HF fluorovodík
• H3PO4 fosforečná
• H 2 SO 3 sírová
• H2S sírovodík
• H 2 CO 3 uhlie
• H 2 SiO 3 kremík

Silné dôvody

Silné bázy sa vo vode úplne disociujú:

NaOH (roztok) + H20 ↔ NH4

Silné zásady zahŕňajú hydroxidy kovov prvej (alkálie, alkalické kovy) a druhej (alkalinoterény, kovy alkalických zemín) skupiny.

Zoznam silných báz

• NaOH hydroxid sodný (lúh sodný)
• KOH hydroxid draselný (žieravá potaš)
• LiOH hydroxid lítny
• Ba(OH)2 hydroxid bárnatý
• Ca(OH) 2 hydroxid vápenatý (hasené vápno)

Slabé základy

Pri reverzibilnej reakcii v prítomnosti vody vytvára OH - ióny:

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

Najslabšími zásadami sú anióny:

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

Zoznam slabých báz

• Mg(OH)2 hydroxid horečnatý
• hydroxid železitý Fe(OH)2
• Hydroxid zinočnatý Zn(OH)2
• NH40H hydroxid amónny
• hydroxid železitý Fe(OH)3

Reakcie kyselín a zásad

Silná kyselina a silná zásada

Táto reakcia sa nazýva neutralizácia: keď je množstvo činidiel dostatočné na úplnú disociáciu kyseliny a zásady, výsledný roztok bude neutrálny.

Príklad:
H30 + + OH - ↔ 2H20

Slabá zásada a slabá kyselina

Všeobecný typ reakcie:
Slabá zásada (roztok) + H 2 O ↔ Slabá kyselina (roztok) + OH - (roztok)

Silná zásada a slabá kyselina

Báza disociuje úplne, kyselina disociuje čiastočne, výsledný roztok má slabé vlastnosti zásady:

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

Silná kyselina a slabá zásada

Kyselina sa disociuje úplne, zásada sa nedisociuje úplne:

Disociácia vody

Disociácia je rozklad látky na jej jednotlivé molekuly. Vlastnosti kyseliny alebo zásady závisia od rovnováhy, ktorá je prítomná vo vode:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztok) + OH - (roztok)
Kc = / 2
Rovnovážna konštanta vody pri t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, platí aj rovnosť: = 10 -14, ktorá sa nazýva disociačná konštanta vody. Pre čistú vodu = = 10 -7, teda -lg = 7,0.

Táto hodnota (-lg) sa nazýva pH – vodíkový potenciál. Ak pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, potom má látka základné vlastnosti.

Metódy stanovenia pH

Inštrumentálna metóda

Špeciálne zariadenie, pH meter, je zariadenie, ktoré transformuje koncentráciu protónov v roztoku na elektrický signál.

Ukazovatele

Látka, ktorá mení farbu v určitom rozsahu pH v závislosti od kyslosti roztoku, pomocou niekoľkých indikátorov môžete dosiahnuť pomerne presný výsledok.

Soľ

Soľ je iónová zlúčenina tvorená katiónom iným ako H+ a aniónom iným ako O2-. V slabom vodnom roztoku sa soli úplne disociujú.

Na stanovenie acidobázických vlastností soľného roztoku, je potrebné určiť, ktoré ióny sú prítomné v roztoku a zvážiť ich vlastnosti: neutrálne ióny vytvorené zo silných kyselín a zásad neovplyvňujú pH: neuvoľňujú ani H + ani OH - ióny vo vode. Napríklad Cl-, NO-3, S02-4, Li+, Na+, K+.

Anióny vytvorené zo slabých kyselín vykazujú alkalické vlastnosti (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3 katióny s alkalickými vlastnosťami neexistujú).

Všetky katióny okrem kovov prvej a druhej skupiny majú kyslé vlastnosti.

Tlmivého roztoku

Roztoky, ktoré si udržia svoju úroveň pH, ​​keď sa pridá malé množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, pozostávajú hlavne z:

• Zmes slabej kyseliny, jej zodpovedajúcej soli a slabej zásady
• Slabá zásada, zodpovedajúca soľ a silná kyselina

Na prípravu tlmivého roztoku s určitou kyslosťou je potrebné zmiešať slabú kyselinu alebo zásadu s vhodnou soľou, pričom treba vziať do úvahy:

• Rozsah pH, ​​v ktorom bude tlmivý roztok účinný
• Kapacita roztoku – množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, ktoré možno pridať bez ovplyvnenia pH roztoku
• Nemalo by dochádzať k nežiaducim reakciám, ktoré by mohli zmeniť zloženie roztoku

Test: