Na základe čoho sú založené fyzikálne a chemické vlastnosti. Chemické vlastnosti báz

Moderná chemická veda predstavuje mnoho rôznych odvetví a každá z nich má okrem teoretického základu veľkú aplikovanú hodnotu, je praktická. Čokoľvek sa dotknete, všetko okolo sú chemické výrobky. Hlavné sekcie sú anorganická a organická chémia. Pozrime sa, ktoré hlavné triedy látok sú klasifikované ako anorganické a aké majú vlastnosti.

Hlavné kategórie anorganických zlúčenín

Patria sem nasledujúce:

1. Oxidy.
2. Soli.
3. Nadácie.
4. Kyseliny.

Každá z týchto tried je reprezentovaná širokou škálou zlúčenín anorganickej povahy a je dôležitá v takmer akejkoľvek štruktúre ľudskej ekonomickej a priemyselnej činnosti. Všetky hlavné vlastnosti charakteristické pre tieto zlúčeniny, ktoré sú v prírode a prijímajú sa, sa bezchybne študujú v školskom chémii v ročníkoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, zásad, kyselín, ktorá uvádza príklady jednotlivých látok a ich stav agregácie, ktoré sú v prírode. Sú tiež uvedené interakcie opisujúce chemické vlastnosti. Na každú z tried sa však pozrieme zvlášť a podrobnejšie.

Skupina zlúčenín - oxidy

4. Reakcie, v dôsledku ktorých prvky menia CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagenčná voda: tvorba kyseliny (vylúčenie SiO 2)

KO + voda = kyselina

2. Reakcie so zásadami:

CO 2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H20

3. Reakcie s bázickými oxidmi: tvorba soli

P205 + 3MnO = Mn3 (PO3) 2

4. Reakcie OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

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

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina = soľ + H20

2. So zásadami (zásadami): tvorba hydroxo komplexov

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcie s kyslými oxidmi: získanie solí

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcie s RO: tvorba soli, fúzia

MnO + Rb20 = podvojná soľ Rb2 Mn02

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

Al203 + 2LiOH = 2LiAl02 + H20

Každý vyšší oxid, tvorený kovom aj nekovom, sa rozpúšťa vo vode, čím vzniká silná kyselina alebo zásada.

Organické a anorganické kyseliny

V klasickom zvuku (na základe polôh ED - elektrolytická disociácia - Svante Arrhenius) sú kyseliny zlúčeniny, ktoré sa disociujú na katióny H + a anióny kyslých zvyškov An - vo vodnom prostredí. Kyseliny sa však dnes v bezvodých podmienkach podrobne študovali, takže pre hydroxidy existuje mnoho rôznych teórií.

Empirické vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí pozostávajú iba zo symbolov, prvkov a indexov udávajúcich ich množstvo v látke. Anorganické kyseliny sú napríklad vyjadrené vzorcom H + kyslé zvyšky n-. Organická hmota majú iné teoretické mapovanie. Okrem empirického pre nich môžete napísať aj úplné a skrátené štruktúrny vzorec, ktoré budú odrážať nielen zloženie a počet molekúl, ale aj poradie usporiadania atómov, ich vzájomnú väzbu a hlavnú funkčnú skupinu pre karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických kyselinách sú všetky kyseliny rozdelené do dvoch skupín:

• bez kyslíka - HBr, HCN, HCL a ďalšie;
• obsahujúci kyslík (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 sírne). Pokiaľ ide o pevnosť, kyseliny môžu byť silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chlórová a ďalšie, ako aj slabé: sírovodík, chlórny a ďalšie.

Organická chémia ponúka menšiu rozmanitosť. Kyseliny, ktoré sú prírodnej povahy, sú 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 dôležité pri zvažovaní tejto témy v školskom chemickom kurze.

1. Soľ.
2. Dusík.
3. Ortofosforečné.
4. Hydrobromický.
5. Uhlie.
6. Jodovodík.
7. Sírová.
8. Acetický alebo etánový.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoin.

Týchto 10 kyselín v chémii je základnými látkami príslušnej triedy tak v školskom kurze, ako aj v priemysle a syntéze všeobecne.

Vlastnosti anorganických kyselín

Hlavné fyzikálne vlastnosti je potrebné v prvom rade pripísať odlišnému stavu agregácie. Koniec koncov, za normálnych podmienok existuje množstvo kyselín vo forme kryštálov alebo práškov (boritá, ortofosforečná). Drvivá väčšina známych anorganické kyseliny sú rôzne kvapaliny. Teploty varu a topenia sa tiež líšia.

Kyseliny môžu spôsobiť vážne popáleniny, pretože majú silu, ktorá ničí organické tkanivá a pokožku. Na detekciu kyselín sa používajú indikátory:

• metylová oranžová (v normálnom prostredí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálnom - fialový, v kyselinách - červený) alebo niektoré ďalšie.

Medzi najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interagovať s jednoduchými aj komplexnými látkami.

Pri interakcii s kovmi nereagujú všetky kyseliny rovnako. Chémia (9. ročník) v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takýchto reakcií, na tejto úrovni sa však zvažujú špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a kyseliny sírovej v interakcii s kovmi.

Hydroxidy: zásady, amfotérne a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny - všetky tieto triedy látok majú vďaka svojej štruktúre spoločnú chemickú povahu kryštálová mriežka, ako aj vzájomný vplyv atómov v zložení molekúl. Aj keď bolo možné poskytnúť veľmi konkrétnu definíciu oxidov, pre kyseliny a zásady je to ťažšie.

Rovnako ako kyseliny sa podľa teórie ED nazývajú zásady aj látky, ktoré sa vo vodnom roztoku môžu rozkladať na kovové katióny Ме n + a anióny hydroxoskupín ОН -.

• Rozpustný alebo zásaditý (silné zásady, ktoré menia farbu indikátorov). Tvorené kovmi skupín I, II. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že sa berú do úvahy iba prvky hlavných podskupín);
• Mierne rozpustný alebo nerozpustný (stredná pevnosť, nemeňte farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III) a ďalšie.
• Molekulárne (slabé zásady, vo vodnom médiu reverzibilne disociujú na iónové molekuly). Príklad: N 2 H 4, amíny, amoniak.
• Amfotérne hydroxidy (vykazujú dvojaké zásadité kyslé vlastnosti). Príklad: berýlium, zinok a tak ďalej.

Každá zastúpená skupina sa študuje v školskom chemickom kurze v sekcii „Základy“. Chémia 8.-9. stupňa zahŕňa podrobnú štúdiu zásad a slabo rozpustných zlúčenín.

Hlavné charakteristické vlastnosti základov

Všetky zásady a slabo rozpustné zlúčeniny sú v prírode v pevnom kryštalickom stave. Ich teploty topenia sú spravidla spravidla nízke a slabo rozpustné hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú. Farba podstavcov je odlišná. Ako zásadité biely potom môžu mať kryštály slabo rozpustných a molekulárnych báz veľmi odlišné farby. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto triedy je uvedená v tabuľke, ktorá uvádza vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí a ukazuje ich rozpustnosť.

Zásady môžu zmeniť farbu indikátorov nasledovne: fenolftaleín - malina, metylová oranžová - žltá. To je zaistené voľnou prítomnosťou hydroxylových skupín v roztoku. Preto zle rozpustné zásady nedávajú takú reakciu.

Chemické vlastnosti každej skupiny báz sú odlišné.

Toto je väčšina chemických vlastností, ktoré zásady vykazujú. Chémia báz je veľmi jednoduchá a dodržiava všeobecné zákony všetkých anorganické zlúčeniny.

Trieda anorganických solí. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

Na základe polohy ED možno soli nazvať anorganickými zlúčeninami, ktoré sa vo vodnom roztoku disociujú na kovové katióny Ме + n a anióny kyslých zvyškov An n-. Takto si možno predstaviť soli. Definícia chémie uvádza viac ako jednu, ale je najpresnejšia.

Okrem toho sú všetky soli podľa chemickej povahy rozdelené na:

• Kyslé (obsahujúce vodíkový katión). Príklad: NaHS04.
• Zásaditý (obsahujúci hydroxylovú skupinu). Príklad: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Médium (pozostáva iba z kovového katiónu a zvyšku kyseliny). Príklad: NaCL, CaS04.
• Dvojitý (obsahuje dva rôzne kovové katióny). Príklad: NaAl (SO 4) 3.
• Komplexy (hydroxokomplexy, akvakomplexy a ďalšie). Príklad: K 2.

Soľné vzorce odrážajú ich chemickú povahu a tiež hovoria o kvalitatívnom a kvantitatívnom zložení molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny majú rôzne vlastnosti rozpustnosti, ktoré nájdete v príslušnej tabuľke.

Ak hovoríme o stave agregácie solí, mali by sme si všimnúť ich jednotnosť. Existujú iba v tuhom, kryštalickom alebo práškovom stave. Farebná schéma je veľmi rozmanitá. Roztoky komplexných solí majú spravidla sýte sýte farby.

Chemické interakcie pre triedu stredných solí

Majú podobné chemické vlastnosti ako báza, kyselina, soľ. Oxidy, ako sme už zvážili, sa v tomto faktore od nich trochu líšia.

Celkovo možno pre soli solí rozlíšiť 4 hlavné typy interakcií.

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

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcie s rozpustnými hydroxidmi s výskytom solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO4 rozpustná soľ + Cu (OH) 2 nerozpustná zásada

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

PbCL 2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcie s kovmi umiestnenými v EHRNM naľavo od toho, ktorý tvorí soľ. V tomto prípade by kov, ktorý reaguje, nemal za bežných podmienok interagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Toto sú hlavné typy interakcií, ktoré sa vyskytujú so strednými soľami. Vzorce komplexných, zásaditých, dvojitých a kyslých solí hovoria samy za seba o špecifickosti uvedených chemických vlastností.

Vzorce oxidov, zásad, kyselín a solí odrážajú chemickú podstatu všetkých zástupcov týchto tried anorganických zlúčenín a okrem toho poskytujú predstavu o názve látky a jej fyzikálne vlastnosti... Preto by sa malo riešiť ich písanie Osobitná pozornosť... Obrovskú škálu zlúčenín nám ako celok ponúka úžasná veda - chémia. Oxidy, zásady, kyseliny, soli sú len súčasťou obrovskej rozmanitosti.

a) získanie dôvodov.

1) Všeobecným spôsobom získavania zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej je možné získať nerozpustné aj rozpustné zásady:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu (OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 = 2 KON + BaCO 3 .

Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.

2) Zásady je možné získať aj interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

2Li + 2H20 = 2LiOH + H 2,

SrO + H20 = Sr (OH) 2.

3) Zásady v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov:

b)chemickévlastnosti báz.

1) Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami - neutralizačná reakcia. Do neho vstupujú alkálie aj nerozpustné zásady:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H20,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O.

2) Vyššie bolo ukázané, ako zásady interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi.

3) Keď zásady interagujú s rozpustnými soľami, vytvorí sa nová soľ a nová zásada. Takáto reakcia sa skončí iba vtedy, keď sa vyzráža najmenej jedna zo získaných látok.

FeCl3 + 3 KOH = Fe (OH) 3 + 3 KCl

4) Po zahriatí sa väčšina zásad, s výnimkou hydroxidov alkalických kovov, rozloží na zodpovedajúci oxid a vodu:

2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 = CaO + H20.

KYSELINY - komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z jedného alebo viacerých atómov vodíka a zvyšku kyseliny. Zloženie kyselín je možné vyjadriť všeobecný vzorec H x A, kde A je kyslý zvyšok. Atómy vodíka v kyselinách je možné nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov, čím sa vytvoria soli.

Ak kyselina obsahuje jeden taký atóm vodíka, potom je to kyselina jednosýtna (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 trojsýtne: H 3 PO 4 - ortofosforečný, H 3 AsO 4 - orto -arzén.

V závislosti od zloženia kyslého zvyšku sú kyseliny rozdelené 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 kyslíkom s centrálnym atómom: H - O - E. Názvy anoxických kyselín sú tvorené z koreňa ruského názvu nekovu, spojovacej samohlásky - O- a slová „vodík“ (H2S - sírovodík). Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú uvedené nasledovne: ak je nekov (menej často kov), ktorý je súčasťou zvyšku kyseliny, v najvyššom oxidačnom stave, potom sa do koreňa ruského názvu pridajú prípony prvok -n-, -ev-, alebo - ov- a ďalšie zakončenie -a ja-(H 2 SO 4 - sírová, H 2 CrO 4 - chróm). Ak je oxidačný stav centrálneho atómu nižší, potom prípona -ist-(H 2 SO 3 - sírová). Ak nekov tvorí sériu kyselín, použite iné prípony (HClO - chlór ovist ah, HClO 2 - chlór ist ah, HClO 3 - chlór vajcovité ah, HClO 4 - chlór n a ja).

S
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú kyseliny elektrolyty, ktoré disociujú vo vodnom roztoku za vzniku iba vodíkových iónov ako katiónov:

V x A xV + + A x-

Prítomnosť iónov H + spôsobila zmenu farby indikátorov v kyslých roztokoch: lakmus (červený), metylová oranžová (ružová).

Získanie a vlastnosti kyselín

a) získavanie kyselín.

1) Kyseliny anoxické je možné získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom a následným rozpustením zodpovedajúcich plynov vo vode:

2) Kyseliny obsahujúce kyslík je často možné získať interakciou oxidov kyselín s vodou.

3) Kyseliny anoxické aj kyseliny obsahujúce kyslík je možné získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (par.) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (pevný) + H2S04 (koncentrovaný) = HCl  + NaHS04,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3,

4) V niektorých prípadoch je možné na získanie kyselín použiť redoxné reakcie:

3P + 5HNO3 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO3

b ) chemické vlastnosti kyselín.

1) Kyseliny interagujú so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi. V tomto prípade prakticky nerozpustné kyseliny (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) môžu reagovať iba s rozpustnými zásadami.

H2Si03 + 2NaOH = Na2Si03 + 2H20

2) Interakcia kyselín s bázickými a amfotérnymi oxidmi je diskutovaná vyššie.

3) Interakcia kyselín so soľami je výmenná reakcia za vzniku soli a vody. Táto reakcia sa skončí, ak je reakčným produktom nerozpustná alebo prchavá látka alebo slabý elektrolyt.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SiO 3

Na2CO3 + H2S04 = Na2S04 + H20 + C02

4) Interakcia kyselín s kovmi je redoxný proces. Redukčné činidlo - kov, oxidačné činidlo - vodíkové ióny (neoxidujúce kyseliny: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (zriedené), H 3 PO 4) alebo anión kyslého zvyšku (kyslo -oxidačné činidlá: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (koniec a rozdelenie)). Produkty reakcie interakcie neoxidujúcich kyselín s kovmi stojacimi v sérii napätí až do vodíka sú soľ a plynný vodík:

Zn + H2S04 (zriedený) = ZnS04 + H2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Oxidačné kyseliny interagujú s takmer všetkými kovmi, vrátane tých s nízkou aktivitou (Cu, Hg, Ag), čím vznikajú redukčné produkty kyslého aniónu, soli a vody:

Cu + 2H 2 SO 4 (koncentr.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (koncentrovaný) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERICKÉ HYDROXIDY ukazujú acidobázickú dualitu: reagujú s kyselinami ako zásadami:

2Cr (OH) 3 + 3H2S04 = Cr2 (SO4) 3 + 6H20,

a so zásadami - ako kyseliny:

Cr (OH) 3 + NaOH = Na (reakcia prebieha v alkalickom roztoku);

Cr (OH) 3 + NaOH = NaCrO2 + 2H20 (reakcia prebieha medzi pevnými látkami počas fúzie).

Amfotérne hydroxidy tvoria soli so silnými kyselinami a zásadami.

Rovnako ako ostatné nerozpustné hydroxidy, aj amfotérne hydroxidy sa po zahriatí na oxid a vodu rozkladajú:

Buď (OH) 2 = BeO + H20.

SOLI- iónové zlúčeniny pozostávajúce z kovových katiónov (alebo amónia) a aniónov kyslých zvyškov. Akákoľvek soľ sa môže považovať za produkt zásaditej neutralizačnej reakcie s kyselinou. V závislosti od odobratého pomeru kyseliny a zásady sa získajú soli: priemer(ZnS04, MgCl2) - produkt úplnej neutralizácie zásady kyselinou, kyslé(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s prebytkom kyseliny, hlavný(CuOHCl, AlOHSO 4) - s nadbytkom zásady.

Názvy solí podľa medzinárodnej nomenklatúry sú tvorené dvoma slovami: názvami kyslého aniónu v nominatívnom prípade a kovového katiónu v genitíve s uvedením jeho oxidačného stavu, ak ide o premennú, rímskymi číslicami v zátvorky. Napríklad: Cr 2 (SO 4) 3 - síran chromitý, AlCl 3 - chlorid hlinitý. Názvy kyslých solí sa tvoria pridaním slova hydro- alebo dihydro-(v závislosti od počtu atómov vodíka v hydranióne): Ca (HCO 3) 2 - hydrogenuhličitan vápenatý, NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný. Názvy zásaditých solí sa tvoria pridaním slova hydroxy alebo dihydroxo: (AlOH) Cl2 - hydroxochlorid hlinitý, 2S04 - dihydroxosulfát chromitý (III).

Získanie a vlastnosti solí

a ) chemické vlastnosti solí.

1) Interakcia solí s kovmi je redoxný proces. V tomto prípade kov, ktorý je v elektrochemickej sérii napätí vľavo, vytláča z roztokov ich solí nasledujúce:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín sa nepoužívajú na redukciu iných kovov z vodných roztokov ich solí, pretože interagujú s vodou a vytesňujú vodík:

2Na + 2H20 = H20 + 2NaOH.

2) Interakcia solí s kyselinami a zásadami bola diskutovaná vyššie.

3) Interakcia solí navzájom v roztoku je nevratná, iba ak je jeden z produktov slabo rozpustnou látkou:

BaCl2 + Na2S04 = BaS04 + 2NaCl.

4) Hydrolýza solí - výmenný rozklad niektorých solí s vodou. Hydrolýza solí bude podrobne prediskutovaná v téme „elektrolytická disociácia“.

b) spôsoby získavania solí.

V laboratórnej praxi sa zvyčajne používajú nasledujúce metódy získavania solí na základe chemických vlastností rôznych tried zlúčenín a jednoduchých látok:

1) Interakcia kovov s nekovmi:

Cu + Cl2 = CuCl2,

2) Interakcia kovov s roztokmi solí:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu.

3) Interakcia kovov s kyselinami:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

4) Interakcia kyselín so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi:

3HCl + Al (OH) 3 = AlCl3 + 3H20.

5) Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

2HNO3 + CuO = Cu (NO3) 2 + 2H20

6) Interakcia kyselín so soľami:

HCl + AgNO3 = AgCl3 + HNO3.

7) Interakcia zásad so soľami v roztoku:

3KOH + FeCl3 = Fe (OH) 3 + 3KCl.

8) Interakcia dvoch solí v roztoku:

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl3.

9) Interakcia zásad s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

Ca (OH) 2 + C02 = CaCO3 + H20.

10) Interakcia oxidov rôznej povahy navzájom:

CaO + CO 2 = CaCO 3.

Soli sa prirodzene vyskytujú vo forme minerálov a hornín, rozpustených vo vode oceánov a morí.

Všeobecné vlastnosti bázy sú spôsobené prítomnosťou OH - iónu v ich roztokoch, ktorý v roztoku vytvára zásadité médium (fenolftaleín sa zafarbí do karmínova, metylová oranžová žltne, lakmus sa zafarbí na modro).

1. Chemické vlastnosti alkálií:

1) interakcia s kyslými oxidmi:

2KOH + C02 ® K2CO3 + H20;

2) reakcia s kyselinami (neutralizačná reakcia):

2NaOH + H2S04 ® Na2S04 + 2H20;

3) interakcia s rozpustnými soľami (iba ak sa pôsobením alkálie na rozpustnú soľ vytvorí zrazenina alebo sa uvoľní plyn):

2NaOH + CuSO 4 ® Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4,

Ba (OH) 2 + Na2S04 ®BaS04 + + 2NaOH, KOH (koncentrovaný) + NH4CI (kryštál) ®NH3 + KCl + H20.

2. Chemické vlastnosti nerozpustných zásad:

1) interakcia zásad s kyselinami:

Fe (OH) 2 + H2S04 ® FeS04 + 2H20;

2) rozklad pri zahrievaní. Nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na zásaditý oxid a vodu:

Cu (OH) 2 ® CuO + H20

Koniec práce -

Táto téma patrí do sekcie:

Atómovo-molekulárne učenie v chémii. Atom. Molekula. Chemický prvok. Krtko. Jednoduché komplexné látky. Príklady

Atómové a molekulárne učenie v chémii molekula atómu chemický prvok mol jednoduché komplexné látky príklady .. teoretický základ moderná chémia je atómová a molekulárna .. atómy sú najmenšie chemické častice, ktoré sú hranicou chemického ..

Ak potrebujete ďalší materiál na túto tému alebo ste nenašli to, čo ste hľadali, odporúčame vám použiť vyhľadávanie v našej základni prác:

Čo urobíme s prijatým materiálom:

Ak sa vám tento materiál ukázal ako užitočný, môžete ho uložiť na svoju stránku v sociálnych sieťach:

Všetky témy v tejto sekcii:

Získanie dôvodov
1. Získanie zásad: 1) interakcia kovov alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou: Ca + 2H2O®Ca (OH) 2 + H

Názvoslovie kyselín
Názvy kyselín sú odvodené od prvku, z ktorého je kyselina odvodená. V tomto prípade má názov anoxických kyselín spravidla koncovku -vodík: HCl - chlorovodíková, HBr - bróm

Chemické vlastnosti kyselín
Všeobecné vlastnosti kyselín vo vodných roztokoch sú spôsobené prítomnosťou iónov H + vytvorených počas disociácie molekúl kyselín, preto sú kyseliny donormi protónov: HxAn «xH +

Príjem kyselín
1) interakcia oxidov kyselín s vodou: SO3 + H2O®H2SO4, P2O5 + 3H2O®2H3PO4;

Chemické vlastnosti kyslých solí
1) kyslé soli obsahujú atómy vodíka, ktoré sa môžu podieľať na neutralizačnej reakcii, takže môžu reagovať so zásadami, pričom sa menia na stredné alebo iné kyslé soli - s nižším počtom

Získanie kyslých solí
Kyslú soľ je možné získať: 1) reakciou neúplnej neutralizácie viacsytnej kyseliny s bázou: 2H2SO4 + Cu (OH) 2®Cu (HSO4) 2 + 2H

Zásadité soli.
Zásadité (hydroxosoli) sú soli, ktoré vznikajú v dôsledku neúplného nahradenia hydroxidových iónov zásady kyslými aniónmi. Monokyselinové zásady, napr. NaOH, KOH,

Chemické vlastnosti zásaditých solí
1) zásadité soli obsahujú hydroxoskupiny, ktoré sa môžu podieľať na neutralizačnej reakcii, takže môžu reagovať s kyselinami, pričom sa premenia na stredné soli alebo na zásadité soli s menším počtom

Získanie zásaditých solí
Zásaditú soľ je možné získať: 1) reakciou neúplnej neutralizácie zásady kyselinou: 2Cu (OH) 2 + H2SO4® (CuOH) 2SO4 + 2H2

Stredné soli.
Stredné soli sú produktmi úplnej náhrady iónov H + kyseliny iónmi kovov; môžu byť tiež považované za produkty úplnej substitúcie OH iónov v základni aniónu

Názvoslovie stredných solí
V ruskej nomenklatúre (používanej v technologickej praxi) existuje nasledujúce poradie pomenovania stredných solí: slovo sa pridá do koreňa názvu kyseliny obsahujúcej kyslík

Chemické vlastnosti stredných solí
1) Takmer všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sa v tavenine a vo vodnom roztoku disociujú na ióny (keď prúdom prechádza roztokmi alebo roztavenými soľami prebieha proces elektrolýza).

Získanie stredných solí
Väčšina spôsobov získavania solí je založená na interakcii látok opačnej povahy - kovov s nekovmi, oxidov kyselín so zásaditými zásadami a kyselinami (pozri tabuľku 2).

Štruktúra atómu.
Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z pozitívne nabitého jadra a negatívne nabitých elektrónov. Radové číslo prvku v periodickej tabuľke prvkov sa rovná náboju jadra

Zloženie atómových jadier
Jadro je tvorené protónmi a neutrónmi. Počet protónov sa rovná poradovému číslu prvku. Počet neutrónov v jadre sa rovná rozdielu medzi hmotnostným číslom izotopu a

Elektrón
Elektróny sa otáčajú okolo jadra po určitých stacionárnych dráhach. Elektrón sa pohybuje po svojej obežnej dráhe a nevyžaruje ani neabsorbuje elektromagnetickú energiu. Vyskytuje sa žiarenie alebo absorpcia energie

Pravidlo pre vypĺňanie elektronických úrovní, podúrovní prvkov
Počet elektrónov, ktoré môžu byť na jednej energetickej úrovni, je určený vzorcom 2n2, kde n je číslo úrovne. Maximálne naplnenie prvých štyroch energetických úrovní: pre prvé

Ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita.
Ionizačná energia atómu. Energia potrebná na oddelenie elektrónu od nevybudeného atómu sa nazýva prvá ionizačná energia (potenciál) I: E + I = E + + e- ionizačná energia

Kovalentná väzba
Vo väčšine prípadov, keď sa vytvorí väzba, sa elektróny viazaných atómov socializujú. Tento typ chemickej väzby sa nazýva kovalentná väzba (v latinčine predpona „co-“)

Komunikácia sigma a pi.
Sigma (σ) -, pi (π) -väzby -približný popis typov kovalentných väzieb v molekulách rôznych zlúčenín, σ -väzba sa vyznačuje tým, že hustota elektrónového oblaku je maximálna

Vytvorenie kovalentnej väzby mechanizmom donor-akceptor.
Okrem homogénneho mechanizmu tvorby kovalentných väzieb popísaného v predchádzajúcej časti existuje ešte heterogénny mechanizmus - interakcia opačne nabitých iónov - protónu H + a

Chemická väzba a geometria molekúl. BI3, PI3
Obrázok 3.1 Pridanie dipólových prvkov do molekúl NH3 a NF3

Polárna a nepolárna komunikácia
Kovalentná väzba vzniká v dôsledku zdieľania elektrónov (s tvorbou spoločných elektrónových párov), ku ktorému dochádza pri prekrývaní elektrónových oblakov. V školstve

Iónová väzba
Iónová väzba je chemická väzba, ktorá vzniká elektrostatickou interakciou opačne nabitých iónov. Proces vzdelávania a

Oxidačný stav
Valencia 1. Valencia je schopnosť atómov chemické prvky tvoria určitý počet chemických väzieb. 2. Hodnoty valencie sa pohybujú od I do VII (zriedkavo VIII). Valent

Vodíková väzba
Okrem rôznych heteropolárnych a homeopolárnych vzťahov existuje ešte jeden zvláštny druh komunikácia, ktorá v posledných dvoch desaťročiach púta stále väčšiu pozornosť chemikov. Toto je takzvané vodoro

Kryštálové mriežky
Kryštálová štruktúra je teda charakterizovaná správnym (pravidelným) usporiadaním častíc na prísne definovaných miestach v kryštáli. Pri mentálnom prepojení týchto bodov čiarami sa získa priestor

Riešenia
Ak sú kryštály kuchynskej soli, cukru alebo manganistanu draselného (manganistan draselný) umiestnené do nádoby s vodou, potom môžeme pozorovať, ako sa množstvo tuhej hmoty postupne znižuje. Zároveň voda,

Elektrolytická disociácia
Roztoky všetkých látok možno rozdeliť do dvoch skupín: vedenie elektrolytov elektrina, neelektrolytové vodiče nie sú. Toto rozdelenie je podmienené, pretože všetky

Disociačný mechanizmus.
Molekuly vody sú dipólové, t.j. jeden koniec molekuly je nabitý negatívne, druhý kladne. Molekula so záporným pólom sa blíži k sodíkovému iónu, kladný pól k chlórovému iónu; surround io

Iónový produkt vody
Exponent vodíka (pH) je hodnota, ktorá charakterizuje aktivitu alebo koncentráciu vodíkových iónov v roztokoch. PH je indikované pH. Exponent vodíka numericky

Chemická reakcia
Chemická reakcia je premena niektorých látok na iné. Takáto definícia však potrebuje jeden zásadný dodatok. V jadrovom reaktore alebo v urýchľovači sa niektoré látky tiež premieňajú

Metódy umiestňovania koeficientov do OVR
Metóda elektronického zostatku 1). Píšeme rovnicu chemická reakcia KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Nájdite atómy, zmeňte ich

Hydrolýza
Hydrolýza je proces výmennej interakcie soľných iónov s vodou, ktorý vedie k tvorbe slabo disociovaných látok a je sprevádzaný zmenou reakcie (pH) média. Podstatou

Rýchlosť chemickej reakcie
Rýchlosť reakcie je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov: V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií
1. Povaha reagujúcich látok. Dôležitú úlohu hrá povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl reagencií. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej silných väzieb a vzniku látok s

Aktivačná energia
Zrážka chemických častíc vedie k chemickej interakcii iba vtedy, ak majú zrážajúce sa častice energiu presahujúcu určité množstvo. Berte ohľad na vzájomnosť

Katalyzátorový katalyzátor
Zavedením určitých látok je možné mnohé reakcie urýchliť alebo spomaliť. Pridané látky sa nezúčastňujú na reakcii a nie sú konzumované v jej priebehu, ale majú významný vplyv na

Chemická rovnováha
Chemické reakcie, ktoré prebiehajú porovnateľnými rýchlosťami v oboch smeroch, sa nazývajú reverzibilné. Pri takýchto reakciách sa tvoria rovnovážne zmesi činidiel a produktov, ktorých zloženie

Le Chatelierov princíp
Le Chatelierov princíp hovorí, že na to, aby sa rovnováha posunula doprava, je potrebné najskôr zvýšiť tlak. V skutočnosti so zvýšením tlaku bude systém „odolávať“ zvýšeniu tlaku v systéme

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie Zvýšte rýchlosť Znížte rýchlosť Prítomnosť chemicky aktívnych činidiel

Hessov zákon
Použitie tabuľkových hodnôt

Tepelný efekt
V priebehu reakcie sa väzby vo východiskových materiáloch prerušia a v reakčných produktoch sa vytvoria nové väzby. Pretože vytváranie väzby pokračuje uvoľňovaním a jeho lámaním - absorpciou energie, potom x

3. Hydroxidy

Medzi viacprvkovými zlúčeninami sú dôležitou skupinou hydroxidy. Niektoré z nich vykazujú vlastnosti zásad (zásadité hydroxidy) - NaOH, Ba (OH ) 2 atď.; iné vykazujú vlastnosti kyselín (kyslé hydroxidy) - HNO 3, H 3 PO 4 iné. Existujú aj amfotérne hydroxidy, ktoré v závislosti od podmienok môžu vykazovať vlastnosti zásad i vlastnosti kyselín - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 atď.

3.1. Klasifikácia, príjem a vlastnosti báz

Bázy (zásadité hydroxidy) z hľadiska teórie elektrolytická disociácia sú látky, ktoré sa v roztokoch disociujú za vzniku hydroxidových iónov OH - .

Podľa modernej nomenklatúry je zvykom nazývať ich hydroxidmi prvkov, ktoré v prípade potreby uvádzajú valenciu prvku (v zátvorkách rímskymi číslicami): KOH - hydroxid draselný, hydroxid sodný NaOH , hydroxid vápenatý Ca (OH ) 2, hydroxid chrómu ( II) - Cr (OH ) 2, hydroxid chrómu ( III) - Cr (OH) 3.

Hydroxidy kovov Je obvyklé rozdeliť sa na dve skupiny: rozpustné 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... Hlavným rozdielom medzi nimi je koncentrácia iónov OH - v alkalických roztokoch je dosť vysoký, pre nerozpustné zásady je určený rozpustnosťou látky a je spravidla veľmi nízky. Napriek tomu sú malé rovnovážné koncentrácie iónu OH - aj v roztokoch nerozpustných zásad určujú vlastnosti tejto triedy zlúčenín.

Podľa počtu hydroxylových skupín (kyslosť) , ktoré je možné nahradiť zvyškom kyseliny, sa rozlišujú:

Monokyselinové základy - KOH, NaOH;

Dvojkyselinové zásady - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Trojkyselinové zásady - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Získanie dôvodov

1. Všeobecnou metódou získavania zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej je možné získať nerozpustné aj rozpustné zásady:

CuSO 4 + 2KOH = Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K2S04 + Ba (OH) 2 = 2KOH + BaCO3↓ .

Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.

Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami by sa malo zabrániť prebytku zásad, pretože k rozpusteniu amfotérnej zásady môže dôjsť napr.

AlCl3 + 3KOH = Al (OH) 3 + 3KCl,

Al (OH) 3 + KOH = K.

V takýchto prípadoch sa na získanie hydroxidov používa hydroxid amónny, v ktorých sa amfotérne oxidy nerozpúšťajú:

AlCI3 + 3NH4OH = Al (OH) 3 ↓ + 3NH4CI.

Hydroxidy striebra a ortuti sa rozkladajú tak ľahko, že keď sa ich pokúsite získať výmennou reakciou, namiesto hydroxidov sa vyzrážajú oxidy:

2AgNO3 + 2KOH = Ag20 ↓ + H20 + 2KNO3.

2. Zásady v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýza vodné roztoky chloridov:

2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2.

(celková reakcia elektrolýzy)

Zásady je možné získať aj interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,

SrO + H20 = Sr (OH) 2.

Chemické vlastnosti báz

1. Všetky zásady, nerozpustné vo vode, sa zahrievaním rozkladajú za tvorby oxidov:

2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 = CaO + H20.

2. Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami - reakcia neutralizácie. Do neho vstupujú alkálie aj nerozpustné zásady:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H20,

Cu (OH) 2 + H2S04 = CuS04 + 2H20.

3. Zásady interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al203 = 2NaAlO2 + H20.

4. Bázy môžu reagovať s kyslými soľami:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na2S03 + K2S03 + 2H20,

Ca (HCO3) 2 + Ba (OH) 2 = BaCO3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu (OH) 2 + 2NaHS04 = CuS04 + Na2S04 + 2H20.

5. Je potrebné obzvlášť zdôrazniť schopnosť alkalických roztokov reagovať s niektorými nekovmi (halogény, síra, biely fosfor, kremík):

2 NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl + H20 (za studena),

6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H20 (pri zahrievaní),

6 KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2 K 2 S + 3 H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2,

2NaOH + Si + H20 = Na2Si03 + 2H2.

6. Koncentrované alkalické roztoky sú navyše po zahriatí schopné rozpustiť aj niektoré kovy (tie, ktorých zlúčeniny majú amfotérne vlastnosti):

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H2,

Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2.

Alkalické roztoky majú pH> 7 (zásadité prostredie), zmeňte farbu indikátorov (lakmus - modrý, fenolftaleín - fialový).

M.V. Andryukhova, L.N. Bopodina