Chemické reakcie hydroxidov. Chemické vlastnosti základne

Nerozpulárna báza: Hydroxid meďnatý

Základ - nazývané elektrolyty, v roztokoch neexistujú žiadne anióny, okrem hydroxidových iónov (anióny sú ióny, ktoré majú záporný náboj, v tomto prípade sú OH ióny). Mená pozemok Pozostáva z troch častí: slová hydroxid Na ktoré sa pridáva názov kovu (v rodičovskej karte). Napríklad, hydroxid lekárskeho (Cu (oh) 2). Pre niektoré pozemok Môžu sa použiť staré mená, napríklad hydroxid sodný (NaOH) - sodík.

Hydroxid sodný, hydroxid sodný, sodík, lúh sodný - Toto je tá istá látka, ktorej chemický vzorec je NaOH. Bezvodý hydroxid sodný - Toto je biela kryštalická látka. Riešením je transparentná kvapalina, nie je rozlišovanákoľvek vodou. Pri použití, buďte opatrní! Crash Satra spáli pokožku!

Základom pre klasifikáciu základov je založený na ich schopnosti rozpustiť vo vode. Niektoré vlastnosti základov závisia od rozpustnosti vo vode. Tak, základ, rozpustný vo vode, nazývaný alkália. Tie obsahujú hydroxidy sodného (NaOH), hydroxid draselný (KOH), Lítium (LiOH), niekedy pridaním do ich čísla a hydroxid vápenatý (CA (OH) 2)), aj keď v skutočnosti - to je malá rozpustná látka bielej (rozšírené vápno).

Získanie dôvodov

Získanie dôvodov a karikatúra Môžu byť vyrobené rôznymi spôsobmi. Pre získanie alkálie Môžete použiť chemickú interakciu kovu s vodou. Takéto reakcie postupujú s veľmi veľkým uvoľňovaním tepla, až do zapaľovania (zapaľovanie dochádza v dôsledku uvoľňovania vodíka počas reakčného procesu).

2NA + 2H 2O → 2NAOH + H2

CaO + H 2 O → CA (OH) 2

Ale v priemysle tieto metódy nenašli praktický význam, samozrejme, okrem získania hydroxidu vápenatého CA (OH) 2. Získanie hydroxid sodný a hydroxid draselný spojené s používaním elektrického prúdu. S elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného alebo draslíka na katóde sa uvoľňuje vodík a na anódy - chlór, zatiaľ čo v roztoku, kde sa vyskytne elektrolýza, akumuluje alkáli!

KCl + 2H20 → 2KOH + H2 + Cl2 (Táto reakcia prechádza, keď je elektrický prúd prechádza cez roztok).

Nerozpustné dôvody obkľúčený alkálie z roztokov vhodných solí.

CUSO 4 + 2NAOH → CU (OH) 2 + NA 2 SO 4

Vlastnosti základne

Alkálie Odolnosť voči vykurovaniu. Hydroxid sodný Môžete rozpustiť a priviesť taveninu do varu a nebude oneskorí. Alkálie Ľahko reagovať s kyselinami, v dôsledku ktorej sa vytvorí soľ a voda. Táto reakcia sa stále nazýva - neutralizačná reakcia

KOH + HCL → KCl + H20

Schelcho. Interagujeme s oxidmi kyselín, v dôsledku ktorej sa vytvorí soľ a voda.

2NAOH + C02 → Na2C03 + H20

Nerozpustné dôvodyNa rozdiel od alkálie, tepelne neodopísajúce látky. Niektoré z nich, napríklad, hydroxid lekárskeho, pri zahrievaní,

Cu (oh) 2 + CUO → H 2 O
Iní - dokonca aj pri izbovej teplote (napríklad hydroxid strieborná).

Nerozpustné dôvody Interakcia s kyselinami, reakcia sa vyskytuje len vtedy, ak sa soľ, ktorá je vytvorená počas reakcie rozpúšťa vo vode.

Cu (OH) 2 + 2HCl → CUCL 2 + 2H 2O

Alkalické kovy - takéto kovy, ktoré sú vytvorené pri interakcii s vodou alkáli. Typickým predstaviteľom alkalických kovov zahŕňa sodík Na. Sodík je ľahšia ako voda, takže jej chemická reakcia s vodou dochádza na jeho povrchu. Aktívne sa rozpúšťajú vo vode, vytlačí sa z neho vodík atóm vodíka a zároveň tvorí alkalické látky sodné (alebo hydroxid sodný). Reakcia prebieha takto: \\ t

2NA + 2H 2O → 2NAOH + H2

Všetky alkalické kovy sa správajú ako samotné. Ak sa pred začatím reakcie pridáte indikátor fenolphthein, a potom vynechať do vody kus sodíka, potom sodík sa posúva na vodu, zanecháva za sebou jasnú ružovú stopu alkálie (alkalické škvrny fenolphthalein v ružovej farbe)

Hydroxid železa

Hydroxid železa Je to základ. Žehlička v závislosti od stupňa jeho oxidácie tvorí dva rôzne bázy: hydroxid železa, kde železo môže mať valenciu (II) - FE (OH) 2 a (III) - FE (OH) 3. Rovnako ako základy tvorené väčšinou kovov, obe bázky železa nie sú rozpustné vo vode.

Hydroxid železa Ii) - Biely chvenie (sediment v roztoku), ktorý má silné redukčné vlastnosti. Navyše, hydroxid železa Ii) nie veľmi pretrvávajúce. Ak sa rozpúšťadlo hydroxid (Ii) Pridajte trochu ihrisko, potom sa zníži zelená zrazenina, ktorá skôr rýchlo stmavne OH sa zmení na hnedý sediment železa (III).

Hydroxid železa (Iii) má amfotérne vlastnosti, ale kyslé vlastnosti je vyjadrené výrazne slabšie. Prijať hydroxid železa Iii) v dôsledku reakcie chemickej výmeny medzi soľou železa a rozstupu. napríklad

Fe2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na2S04 +2 FE (OH) 3

Pred argumentovaním o chemických vlastnostiach základov a amfotérnych hydroxidov, jasne definujeme, čo to je?

1) Na báze alebo hlavné hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov do stupňa oxidácie +1 alebo +2, t.j. Vzorce sú zaznamenané buď ako MeOH alebo ako ja (OH) 2. Existujú však výnimky. Tak, ZN hydroxidy (OH) 2, byť (OH) 2, pb (OH) 2, SN (OH) 2 nesúvisia so základmi.

2) Amfotérne hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov do stupňa oxidácie + 3, + 4, ako aj výnimky z hydroxidov ZN (OH) 2, BE (OH) 2, PB (OH) 2, SN (OH) 2. Kovové hydroxidy v stupni oxidácie +4 sa nenachádzajú v úlohách použitia, preto sa nebudú zvážiť.

Chemické vlastnosti základne

Všetky základy sú rozdelené do:

Pripomeňme, že beryllium a horčík na kovy alkalických zemín nepatria.

Okrem skutočnosti, že alkálie je rozpustné vo vode, sú tiež veľmi dobre disociované vo vodných roztokoch, zatiaľ čo nerozpustné bázy majú nízky stupeň disociácie.

Takýto rozdiel v rozpustnosti a disociačnej schopnosti v alkalických a nerozpustných hydroxidoch vedie, zase, až po výrazné rozdiely v ich chemických vlastnostiach. Tak najmä alkálie je chemicky aktívne zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do týchto reakcií, v ktorých nerozpustné základy nevstupujú.

Kyslé pozemky

Alkalické reaguje absolútne so všetkými kyselinami, dokonca veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:

Nerozpustné bázy reagujú s prakticky všetky rozpustné kyseliny, nereagujú s nerozpustnou kremíkovou kyselinou:

Treba poznamenať, že silné aj slabé bázy so všeobecným vzorcom formy ME (OH) 2 môžu tvoriť hlavné soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:

Interakcia oxidu kyselín

Alkalické reaguje so všetkými kyslými oxidmi, zatiaľ čo soli sú vytvorené a často voda:

Nerozpustné bázy sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcich stabilných kyselín, napríklad P205, SO3, N2O5, s tvorbou médiových solí1:

Nerozpustné bázy formulára mi (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxidom uhličitým výlučne s tvorbou bázických solí. Napríklad:

Cu (OH) 2 + C02 \u003d (CuOH) 2 C03 + H20

S oxidom kremičitým oxidom kremičitým, vďaka svojej výnimočnej inertesom, reagujú len najsilnejšie bázy - alkálie. Zároveň sa vytvoria normálne soli. So nerozpustným základom, reakcia nejde. Napríklad:

Interakcia báz s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi

Všetky alkaliálne reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérového oxidu alebo pevného alkalického hydroxidu, takáto reakcia vedie k tvorbe ne-vodíkových solí:

Ak sa použijú vodné roztoky alkálu, tvoria sa Hydroxové komplexné soli:

V prípade hliníka pod pôsobením prebytku koncentrovanej zásady namiesto soli sa vytvorí soľ Na 3:

Interakcia základne so solimi

Akákoľvek základná základňa reaguje s akoukoľvek soľou len vtedy, keď sú súčasne splnené dve podmienky:

1) Rozpustnosť počiatočných zlúčenín;

2) Prítomnosť sedimentu alebo plynu medzi reakčnými produktmi

Napríklad:

Tepelná stabilita základne

Všetky zásady, okrem Ca (OH) 2, je odolné voči vykurovaniu a roztavené bez rozkladu.

Všetky nerozpustné bázy, ako aj slabo rozpustné CA (OH) 2, sa rozkladajú pri zahrievaní. Najvyššia teplota rozkladu v hydroxide vápenatom je približne 1000 O C:

Nerozpustné hydroxidy majú oveľa nižšie teploty rozkladu. Napríklad hydroxid meďnatý (II) sa rozkladá pri teplotách nad 70 ° C:

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami

Amfotérne hydroxidy reagujú so silnými kyselinami:

Hydroxidy amfotérneho kovu do oxidácie +3, t.j. Druhy ME (OH) 3 nereagujú s kyselinami, ako je H2S, H2S03 a H2C03, vzhľadom na skutočnosť, že soli, ktoré by sa mohli tvoriť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze k originálu amfotérny hydroxid a vhodná kyselina:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín

Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššími oxidmi, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO3, p2O5, N205):

Hydroxidy amfotérneho kovu do oxidácie +3, t.j. Druhy ME (OH) 3 nereagujú s oxidmi kyselín SO2 a C02.

Interakcia amfotérnych hydroxidov so základmi

Z báz amfotérnych hydroxidov reagujú len s alkáliou. Zároveň, ak sa použije vodný roztok alkalického roztoku, vytvárajú sa zložité soli Hydroxu:

A pri fúzii amfotérnych hydroxidov s pevným alkáliou sa získajú ich bezvodé analógy:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s hlavnými oxidmi

Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúziách s alkalickými a alkalickými oxidmi kovov a alkalických zemín:

Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov

Všetky amfotérne hydroxidy nie sú rozpustné vo vode a podobne ako akékoľvek nerozpustné hydroxidy, rozkladajú sa, keď sa zahrievajú na príslušné oxid a vodu.

1. Zásada + soli kyseliny + voda

KON + HCL.
KCL + H 2 O.

2. Základne + oxid kyseliny
soľ + voda

2KOH + SO 2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. SCHELLI + AMPHOTERICKÝ OXID / HYXIDE
soľ + voda

2NAOH (TV) + Al 2 O 3
2NAO 2 + H20;

NaOH (TV) + Al (OH) 3
Naalo 2 + 2H 2 O.

Výmenná reakcia medzi základňou a soľou pokračuje len v roztoku (a základni a soľ musí byť rozpustný) a len ak aspoň jeden z produktov je zrazenina alebo slabý elektrolyt (NH40H, H20)

BA (OH) 2 + NA 2 SO 4
BASO 4. + 2NAOH;

BA (OH) 2 + NH 4 CL
BACL 2 + NH4OH.

Tepelne odolné iba zásady alkalických kovov s výnimkou LiOH

CA (OH) 2
CaO + H20;

NaOH. ;

NH 4 Oh.
NH3 + H 2 O.

2NAOH (TV) + Zn
Na2 ZNO 2 + H2.

Kyselina

Kyseliny Z pozície TED, komplexné látky sú disociované v roztokoch na tvorbu vodného iónu H +.

Kyslá klasifikácia

1. Podľa počtu atómov vodíka, ktoré sú schopné štiepiť vo vodnom roztoku, sú kyseliny rozdelené do monasulárny (HF, HNO 2), pochybný(H2CO 3, H2S04), trojnásobný (H 3 PO 4).

2. Kompozícia kyseliny je rozdelená cheklesless (HCl, H 2S) a kyslík(Hclo 4, HNO 3).

3. Schopnosť kyselín disociovať vo vodných roztokoch, sú rozdelené do slabý a silný. Molekuly silných kyselín vo vodných roztokoch sa úplne dezintegrovali do iónov a ich disociácia je nezvratná.

Napríklad HCl.
H + + Cl -;

H 2 SO 4
H + + HSO .

Slabé kyseliny sa oddeľujú reverzibilné, t.j. Ich molekuly vo vodných roztokoch sa čiastočne rozpadajú do iónov a multi-line - stupňovité.

CH 3 COXY
CH 3 SOO - + H +;

1) H 2S
HS - + H +, 2) HS -
H + + S 2-.

Časť molekuly kyseliny bez jedného alebo viacerých vodíkových iónov n + sa nazýva zvyšok kyseliny. Náboj kyseliny zvyšku je vždy negatívny a určený počtom iónov H + odobratých z molekuly kyseliny. Napríklad kyselina ortofosforečná H3P04 môže tvoriť tri zvyšky kyseliny: H 2 PO - Digidrofosfát Ion, HPO - hydrofosfát ion, po - fosfátový ión.

Názvy oxygénnych kyselín tvoria a pridávajú sa do koreňa ruského názvu prvku tvoriaceho kyselinu (alebo na meno skupiny atómov, napríklad CN - - azúrový) konc-vodík: kyselina HCl - chloridová kyselina ( Kyselina chlorovodíková), kyselina H2S - kyselina sírovodíková kyselina HCN - kyanogénová (kyselina hydrokyanová).

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú tiež vytvorené z ruského názvu prvku tvoriaceho kyselinu s pridaním slova "kyselina". Zároveň názov kyseliny, v ktorom je prvok v najvyššej oxidácii, končí na "... naya" alebo "... oving", napríklad H2SO 4 - kyselina sírová, H3 ASO 4 je kyselina arzénová. S poklesom stupňa oxidácie prvku tvoriaceho kyselinu sa líšia v nasledujúcej sekvencii: "... Naya" (HCLO 4 - kyselina chlór), "... ovce" (Kyselina HclO 3 - chlivová), "... ľadové" (HCLO 2 - chloridová kyselina), "... ovaty" (Kyselina HCl-chlivová). Ak prvok tvorí kyseliny, je len v dvoch stupňoch oxidácie, názov kyseliny zodpovedajúce najnižšej oxidácii prvku prijíma koniec "... ľadovej" (HNO3 - kyselina dusičná, kyselina HNO 2 - dusičnanovitá).

Rovnaký oxid kyseliny (napríklad P205) môže zodpovedať niekoľkým kyselinám obsahujúcim jeden atóm tohto prvku v molekule (napríklad HPO 3 a H 3 PO 4). V takýchto prípadoch sa pridá názov kyseliny obsahujúceho najmenší počet atómov kyslíka v molekule, pridá sa kompilátor "meta ..." a na meno kyseliny obsahujúceho najväčší počet atómov kyslíka v molekule - Orto (kyselina HPO3 - metafosforečná, kyselina H3P04 - ortofosforečná).

Ak molekula kyseliny obsahuje niekoľko atómov prvku tvoriaceho kyselinu, potom sa k svojmu názvu pridáva predpona číslicou, napríklad N4P207- dvakyselina fosforečná, H2 v 4 O 7 - štyrikyselina boritá.

H 2 SO 5 H 2S 2 O 8

S H - O - S -O - O - S - O - H

H - O - O O o o.

PEOKSOSEICKÁ KYSELINA PEOKSOVERICKÝ

Chemické vlastnosti kyselín

HF + KOH.
KF + H 2 O.

H 2 SO 4 + CUO
CUSO 4 + H 2 O.

2HCl + beo.
BecL 2 + H 2 O.

Kyseliny interagujú s roztokmi solí, ak je soľ alebo slabšia (prchavá) nerozpustná v kyselinách vytvorených v kyselinách v porovnaní so zdrojovým kyselinou

H 2 SO 4 + BACL 2
BASO 4. + 2HCl;

2HNO 3 + NA 2 CO 3
2Nano 3 + H 2 O + CO 2 .

H 2 CO 3
H20 + CO 2.

H 2 SO 4 (RSS) + FE
FeSO 4 + H2;

HCL + CU. .

Obrázok 2 ukazuje interakciu kyselín s kovmi.

Kyselina - oxidač

Kov v rade napätia po H2

Sulfát kovu v max.

+
+ +

Kov (iné)

+
+ +

HNO 3 koncentrácia

Nitráň kovu v max.

Kov (iní; AL, CR, FE, CO, NI, keď sa vyhrievajú)

Nitratetálny

la v max.

+
+

Kov (zostávajúce vo dvore napätie Bc 2)

NO / N 2O / N2 / NH3 (NH 4 NO 3)

z podmienok

+

Kov (zostávajúce v rade stresu po H2)

Obr.2. Kyselina kyslá

Sololi.

Soli -ide o komplexné látky disociácie v roztokoch na tvarovanie pozitívnych nabitých iónov (katiónov - bázické zvyšky), s výnimkou iónov vodíka a negatívne nabité ióny (anióny - kyselinové zvyšky) iné ako hydroxidové ióny.

Po prečítaní článku môžete zdieľať látky na soli, kyseliny a báze. Článok opisuje, že pH roztoku, ktoré majú spoločné vlastnosti, kyseliny a zásady.

Ako kovy a nekovy, kyseliny a zásady sú separáciou látok pre podobné vlastnosti. Prvá teória kyselín a báz patrila Shvetského vedec Arrhenius. Arrhenius kyselina je trieda látok, ktoré disojacitujú látky v reakcii s vodou (rozpadajú sa) vytvorením vodíka katiónu H +. Základy Arrhenius vo vodnom roztoku tvoria anióny OH. Nasledujúca teória v roku 1923 bola navrhnutá vedcami Brenetces a Lowry. Teória Brensteda Lowry určuje kyseliny látok schopných poskytnúť protónu v reakcii (protón v reakciách sa nazýva vodíková katión). Základy sú látky, ktoré môžu mať protón v reakcii. Aktuálna súčasná teória je teória Lewis. Lewis teória určuje kyseliny oboch molekúl alebo iónov, ktoré sú schopné užívania elektronických párov, čím sa vytvárajú lewisové adukty (aduktom je zlúčenina, ktorá tvorí zlúčeninu dvoch činidiel bez tvorby vedľajších produktov).

V anorganickej chémii, ako pravidlo, pod kyselinou, znamenajú kyselinu Brensted-Lowry, to znamená, že látky, ktoré môžu poskytnúť protón. Ak znamenajú definíciu kyseliny podľa Lewis, potom v texte sa táto kyselina nazýva Lewisová kyselina. Tieto pravidlá sú platné pre kyseliny a dôvody.

Disociácia

Disociácia je proces rozpadu látky na ióny v roztokoch alebo tavenia. Napríklad disociácia kyseliny chlorovodíkovej je dezintegrácia HCl na H + a Cl -.

Vlastnosti kyselín a báz

Domy sú zvyčajne mydlové na dotyk, kyselina, z väčšej časti, majú kyslú chuť.

S reakciou bázy s mnohými katiónmi sa vytvorí zrazenina. Keď sa kyselina reakcia s aniónmi spravidla uvoľní plyn.

Často používané kyseliny:
H20, H3O +, CH3CO2H, H2S04, HS04-, HCl, CH3OH, NH3

Často použité bázy:
OH -, H20, CH3CO2-, HSO 4 -, SO 4 2-, Cl -

Silné a slabé kyseliny a bázy

Silné kyseliny

Takéto kyseliny, ktoré sú úplne oddelené vo vode, produkujúce vodíkové katióny H + a anióny. Príklad silnej kyseliny kyseliny - HCl kyseliny chlorovodíkovej:

HCI (P-P) + H20 (g) → H3O + (R-P) + Cl - (RR)

Príklady silných kyselín: HCl, HBr, HF, HNO3, H2S04, HCLO 4

Zoznam silných kyselín

• HCl - kyselina chlorovodíková
• HBR - Brómodorod.
• Hi - jódododorod
• HNO 3 - kyselina dusičná
• HCLO 4 - Kyselina chlór
• H2S04 - kyselina sírová

Slabé kyseliny

Rozpustený vo vode len čiastočne, napríklad HF:

HF (P-P) + H2O (g) → H3O + (P-P) + F - (P-P) - V takejto reakcii, viac ako 90% disociátov kyseliny: \\ t
= < 0,01M для вещества 0,1М

Silná a slabá kyselina sa môže rozlíšiť meraním vodivosti roztokov: vodivosť závisí od počtu iónov, čím silnejší je kyselina, ktorú je viac disociovaná, tým silnejšia je kyselina, tým vyššia je vodivosť.

Zoznam slabých kyselín

• HF fluorid hydroelektrický
• H 3 PO 4 fosforečný
• H 2 SO 3 SERNY
• H 2S Sulfid vodíka
• H 2 CO 3 uhlie
• H2 Sio 3 Silicon

Silné základne

Silné základne sú úplne oddelené vo vode:

NaOH (p-p) + H20 ↔ NH4

Silné zásady zahŕňajú hydroxidy kovov prvého (alkalického, alkalického kovu) a druhá (alkalónotothren, kovové kovy) skupiny.

Zoznam silných základní

• Hydroxid sodný NaOH (caustic S)
• KOH Hydroxid draselný (hydroxid draslík)
• Hydroxid LIOH
• BA (OH) 2 Hydroxid bárnatý
• CA (OH) 2 hydroxid vápenatý (zaradený vápno)

Slabé dôvody

OH ióny sú vytvorené v reverzibilnej reakcii v prítomnosti vody.

NH3 (p-p) + H20 ↔ NH + 4 (p-R) + OH - (RR)

Väčšina slabých dôvodov sú anióny:

F - (p-p) + H20 ↔ HF (RR) + OH - (RR)

Zoznam slabých dôvodov

• Mg (OH) 2 hydroxid horečnatý
• Fe (OH) 2 železitý hydroxid (II)
• ZN (OH) 2 Hydroxid zinku
• NH4HHOHOHA AMONAČNÝ
• Fe (OH) 3 hydroxid železa (III)

Kyselinové reakcie a bázy

Závažná kyselina a silná základňa

Takáto reakcia sa nazýva neutralizácia: S množstvom činidiel dostatočných na úplné disociáciu kyseliny a bázy bude výsledný roztok neutrálny.

Príklad:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Slabá báza a slabá kyselina

Všeobecný typ reakcie:
Slabá báza (p-p) + H20 ↔ Slabá kyselina (R-P) + OH - (RR)

Silná báza a slabá kyselina

Základňa je úplne disociovaná, kyselina sa čiastočne oddelí, výsledný roztok má slabé vlastnosti základne:

HX (P-P) + OH - (P-P) ↔ H20 + X - (RR)

Závažná kyselina a slabá báza

Kyselina je úplne disociovaná, základná zásada nie je úplne:

Disociácia vody

Disociácia je rozpad látky na zložky molekuly. Vlastnosti kyseliny alebo základne závisia od rovnováhy, ktorá je prítomná vo vode:

H20 + H20 ↔ H3O + (P-P) + OH - (RR)
K C \u003d / 2
Rovnovážna konštanta pri T \u003d 25 °: K C \u003d 1,83⋅10 -6, tiež prebieha nasledujúcu rovnosť: \u003d 10 -14, ktorá sa nazýva disociačná konštanta vody. Pre čistú vodu \u003d \u003d 10-7, odkiaľ -LG \u003d 7,0.

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

Metódy určovania pH.

Metóda nástroja

Špeciálny nástroj PH-meter je zariadenie, ktoré transformujúc protónovou koncentráciou v roztoku do elektrického signálu.

Indikátory

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

Soli

Soľ je iónová zlúčenina vytvorená katiónou, ktorá sa líši od H + a aniónu odlišnej od O 2-. V slabom vodnom roztoku sú soli úplne disociované.

Na stanovenie alkalických vlastností soli roztoku kyselinyJe potrebné určiť, ktoré ióny sú prítomné v riešení a zvážiť ich vlastnosti: neutrálne ióny vytvorené zo silných kyselín a báz neovplyvňujú pH: nedávajú ióny ani H +, ani OH - vo vode. Napríklad CL -, NO - 3, SO 2-4, Li +, NA +, K +.

Anióny vytvorené zo slabých kyselín vykazujú alkalické vlastnosti (F -, CH3 COO - CO 2-3), žiadne alkalické vlastnosti.

Všetky katióny majú okrem kovov prvého a druhého skupín kyslé vlastnosti.

Tlmivého roztoku

Riešenia, ktoré si zachovávajú hladinu pH pri pridávaní malého množstva závažnej kyseliny alebo silnej bázy, pozostávajú najmä z: \\ t

• Zmes slabej kyseliny zodpovedajúca solí a slabá báza
• Slabá báza zodpovedajúca soľ a ťažká kyselina

Na prípravu nárazníkového roztoku určitej kyslosti sa musí brať do úvahy slabá kyselina alebo základňa s príslušnou soli: \\ t

• Interval pH, v ktorom bude účinný vyrovnávací roztok
• Nádrž roztoku je množstvo silnej kyseliny alebo silnej bázy, ktorá môže byť pridaná bez ovplyvnenia roztoku pH
• Nemali by existovať žiadne nežiaduce reakcie, ktoré môžu zmeniť kompozíciu

Test:

3. Hydroxidy

Medzi viacvrstvovými zlúčeninami je dôležitou skupinou hydroxidov. Niektoré z nich ukazujú vlastnosti dôvodov (hlavné hydroxidy) -NaOH, BA (OH ) 2 atď.; Iní vykazujú vlastnosti kyseliny (kyseliny hydroxidy) -HNO 3, H 3 PO 4 iné. Existujú aj amfotérne hydroxidy schopné cvičiť obe vlastnosti základov a vlastností kyselín.ZN (OH) 2, AL (OH) 3, atď.

3.1. Klasifikácia, príjem a vlastnosti

Základne (hlavné hydroxidy) z polohy teórie elektrolytickej disociácie sú látky, ktoré sa disojajú v roztokoch s tvorbou hydroxidových iónov - .

Podľa modernej nomenklatúry sa nazývajú hydroxidmi prvkov, ktoré indikujú v prípade potreby, valencia prvku (rímske čísla v zátvorkách): KON - hydroxid draselný, hydroxid sodnýNaOH. , hydroxid vápenatýCA (OH. ) 2, hydroxid chróm (II) - CR (OH ) 2, hydroxid chróm (III) - CR (OH) 3.

Kovové hydroxidy Je zvyčajné rozdeliť do dvoch skupín: rozpustné vo vode (tvorené alkalickými a alkalickými zemskými kovmi -Li, Na, K, Cs, Rb, FR, CA, SR, BA a preto sa nazývali alkálií) a nerozpustné vo vode. Hlavný rozdiel medzi nimi spočíva v tom, že koncentrácia iónov on - V alkalických roztokoch je dostatočne vysoké, pre nerozpustné bázy, je určená rozpustnosťou látky a je zvyčajne veľmi malý. Avšak, malé rovnovážne koncentrácie iónov - Dokonca aj v roztokoch nerozpustných základov sa stanovia vlastnosti tejto triedy zlúčenín.

Počet hydroxylových skupín (kyslosť) schopné nahradiť kyslý zvyšok, rozlišovať:

Jednotná základňa -KOH, NaOH;

Dvojvalcové základne -FE (OH) 2, BA (OH) 2;

Trojvalcové základne -Al (OH) 3, FE (OH) 3.

Získanie dôvodov

1. Všeobecný spôsob výroby dôvodov je výmenná reakcia, s ktorou možno získať nerozpustné a rozpustné bázy: \\ t

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

K 2 SO 4 + BA (OH) 2 \u003d 2KOH + BACO 3↓ .

Po prijatí touto metódou rozpustných základov, nerozpustná soľ spadá do zrazeniny.

Pri získavaní nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami sa má zabrániť prebytkom alkalických, pretože sa môže vyskytnúť rozpúšťanie amfoterovej bázy, napríklad,

ALCL 3 + 3KOH \u003d AL (OH) 3 + 3KCL,

Al (OH) 3 + KOH \u003d K.

V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny použije na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfoterické oxidy nerozpustí: \\ t

ALIM 3 + 3NH 4 OH \u003d AL (OH) 3 ↓ + 3NH4CI.

Strieborné hydroxidy, ortuť tak ľahko rozpadá, že pri snahe získať výmennú reakciu namiesto hydroxidov, oxidy vypadnú:

2Agno 3 + 2KOH \u003d AG 2O ↓ + H20 + 2Kno 3.

2. Alkalické v technológii sa zvyčajne získa elektrolýzou vodíkových roztokov chloridov:

2NACL + 2H 2O \u003d 2NAOH + H2 + Cl 2.

(Celková elektrolytická reakcia)

Alkalické môže byť tiež získané interakciou alkalických a alkalických zemín kovov alebo ich oxidov s vodou:

2 li + 2H2O \u003d 2 liOH + H2,

Sro + H20 \u003d SR (OH) 2.

Chemické vlastnosti základne

1. Všetky vo vode nerozpustné bázy sa rozkladajú s tvorbou oxidov:

2 FE (OH) 3 \u003d FE 2O 3 + 3 H20,

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

2. Najviac charakteristickejšia reakcia báz je ich interakcia s kyselinami - neutralizačnou reakciou. Vstupuje na alkalické a nerozpustné základy:

NaOH + HNO3 \u003d NANO 3 + H20,

Cu (OH) 2 + H2S04 \u003d CUSO 4 + 2H 2 O.

3. Alkali interagujú s kyselinami a amfotérnymi oxidmi:

2KOH + C02 \u003d K2C03 + H20,

2NAOH + AL203 \u003d 2NAALO 2 + H 2 O.

4. Basíny môžu reagovať s kyslými solimi:

2NAHSO 3 + 2KOH \u003d Na2SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2O,

CA (HCO 3) 2 + BA (OH) 2 \u003d BACO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu (OH) 2 + 2NAHSO 4 \u003d CUSO 4 + Na2SO 4 + 2H 2 O.

5. Je potrebné najmä zdôrazniť schopnosť alkalických roztokov reagovať s niektorými nekovovými kovmi (halogén, šedý, biely fosfor, kremík):

2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H20 (na chlad),

6 KOH + 3 Cl2 \u003d 5 KCl + KCLO 3 + 3 H20 (pri zahrievaní),

6KOH + 3S \u003d K 2 SO 3 + 2K2S + 3H 2O,

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

2NAOH + Si + H20 \u003d Na2 SiO 3 + 2H 2.

6. Okrem toho sú koncentrované alkalické roztoky počas zahrievania tiež schopné rozpúšťať niektoré kovy (ktorých spojenia majú amfotérne vlastnosti):

2Al + 2NAOH + 6H 2 0 \u003d 2NA + 3H 2,

ZN + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H2.

Alkalické roztoky majú pH> 7 (alkalické prostredie), zmena farby indikátorov (lacmus - modrá, fenolftalén - fialová).

M.V. Andrewov, L.N. Bopody