Rozpustné hydroxidy sa rozkladajú. Zásady (hydroxidy)

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 dôvodov

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.

3. Hydroxidy

Spomedzi viacprvkových zlúčenín sú dôležitou skupinou hydroxidy. Niektoré z nich vykazujú vlastnosti zásad (bázických hydroxidov) - NaOH, Ba(OH ) 2 atď.; iné vykazujú vlastnosti kyselín (hydroxidy kyselín) - HNO3, H3PO4 a ďalšie. Existujú tiež amfotérne hydroxidy, ktoré v závislosti od podmienok môžu vykazovať vlastnosti zásad aj vlastnosti kyselín - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 atď.

3.1. Klasifikácia, príprava a vlastnosti zásad

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú zásady (bázické hydroxidy) látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku OH hydroxidových iónov. - .

Podľa modernej nomenklatúry sa zvyčajne nazývajú hydroxidy prvkov, pričom v prípade potreby sa uvádza valencia prvku (v zátvorkách rímskymi číslicami): KOH - hydroxid draselný, hydroxid sodný NaOH hydroxid vápenatý Ca(OH ) 2, hydroxid chrómový ( II)-Cr(OH ) 2, hydroxid chrómový ( III) - Cr (OH) 3.

Hydroxidy kovov zvyčajne rozdelené do dvoch skupín: 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. Hlavný rozdiel medzi nimi je v koncentrácii OH iónov - v alkalických roztokoch je dosť vysoká, ale pre nerozpustné zásady je určená rozpustnosťou látky a je zvyčajne veľmi malá. Avšak malé rovnovážne koncentrácie OH iónu - aj v roztokoch nerozpustných zásad sa určujú vlastnosti tejto triedy zlúčenín.

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

Monokyselinové zásady - KOH, NaOH;

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

trikyselinové bázy - Al(OH)3, Fe(OH)3.

Získanie dôvodov

1. Všeobecným spôsobom prípravy zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady:

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04,

K2S04 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaC03↓ .

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

Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné sa vyhnúť prebytku alkálií, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napr.

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

Al(OH)3 + KOH = K.

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

AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl.

Hydroxidy striebra a ortuti sa tak ľahko rozkladajú, že pri pokuse o ich získanie výmennou reakciou sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:

2AgN03 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3.

2. Zásady v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov:

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

(celková elektrolytická reakcia)

Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

2 Li + 2 H20 = 2 LiOH + H2,

SrO + H20 = Sr (OH)2.

Chemické vlastnosti zásad

1. Všetky zásady nerozpustné vo vode sa zahrievaním rozkladajú na oxidy:

2 Fe (OH) 3 = Fe203 + 3 H20,

Ca(OH)2 = CaO + H20.

2. Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami – neutralizačná reakcia. Vstupujú do nej alkálie aj nerozpustné zásady:

NaOH + HN03 = NaN03 + H20,

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

3. Alkálie interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

2KOH + CO2 = K2C03 + H20,

2NaOH + Al203 = 2NaAl02 + H20.

4. Zásady môžu reagovať s kyslými soľami:

2NaHS03 + 2KOH = Na2S03 + K2S03 + 2H20,

Ca(HC03)2 + Ba(OH)2 = BaC03↓ + CaC03 + 2H20.

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

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

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

6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KCl03 + 3 H20 (pri zahrievaní),

6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20,

3KOH + 4P + 3H20 = PH3 + 3KH2P02,

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

6. Okrem toho sú koncentrované roztoky alkálií po zahriatí schopné rozpúšťať aj niektoré kovy (tie, ktorých zlúčeniny majú amfotérne vlastnosti):

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

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

Alkalické roztoky majú pH> 7 (alkalické prostredie), zmeniť farbu indikátorov (lakmusový - modrý, fenolftaleín - fialový).

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

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 to biele 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 látku biely(hasené vápno).

Získanie dôvodov

Získanie dôvodov A alkálie môžu byť vyrobené rôzne cesty. Na získanie alkálie Môžete použiť chemickú interakciu kovu s vodou. Takéto reakcie prebiehajú s veľmi veľkým uvoľňovaním tepla, až po zapálenie (vznietenie nastáva v dôsledku uvoľnenia vodíka počas reakcie).

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

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 elektrický prúd. 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

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 pred začatím reakcie pridáte do vody indikátor fenolftaleín a potom do vody spustíte kúsok sodíka, sodík bude kĺzať vodou a zanechá za sebou svetloružovú stopu výslednej alkálie (farby alkálií fenolftaleín v ružová farba)

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 v dôsledku toho možné chemická reakcia výmena medzi soľou železa a alkáliou. Napríklad

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na2 SO 4 + 2 Fe(OH) 3

a) získanie dôvodov.

1) Všeobecný spôsob prípravy zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady:

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

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

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

2) Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2,

SrO + H20 = Sr(OH)2.

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

b)chemickývlastnosti báz.

1) Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami – neutralizačná reakcia. Vstupujú do nej alkálie aj nerozpustné zásady:

NaOH + HN03 = NaN03 + H20,

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

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

3) Keď alkálie interagujú s rozpustnými soľami, vytvorí sa nová soľ a nová zásada. Takáto reakcia sa dokončí až vtedy, keď sa aspoň jedna z výsledných látok vyzráža.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) Pri zahrievaní sa väčšina zásad, s výnimkou hydroxidov alkalických kovov, rozkladá na zodpovedajúci oxid a vodu:

2 Fe(OH)3 = Fe203 + 3 H20,

Ca(OH)2 = CaO + H20.

KYSELINY – komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z jedného alebo viacerých atómov vodíka a zvyšku kyseliny. Môže byť vyjadrené zloženie kyselín všeobecný vzorec H x A, kde A je zvyšok kyseliny. Atómy vodíka v kyselinách môžu byť nahradené alebo vymenené za atómy kovov, čo vedie k tvorbe solí.

Ak kyselina obsahuje jeden takýto atóm vodíka, potom ide o jednosýtnu kyselinu (HCl - chlorovodíková, HNO 3 - dusičná, HСlO - chlórna, CH 3 COOH - octová); dva atómy vodíka - dvojsýtne kyseliny: H 2 SO 4 - sírová, H 2 S - sírovodík; tri atómy vodíka sú tribázické: H 3 PO 4 – ortofosforečná, H 3 AsO 4 – ortoarzén.

Podľa zloženia kyslého zvyšku sa kyseliny delia na bezkyslíkaté (H 2 S, HBr, HI) a kyslíkaté (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). V molekulách kyselín obsahujúcich kyslík sú atómy vodíka spojené cez kyslík s centrálnym atómom: H – O – E. Názvy bezkyslíkatých kyselín sú tvorené z koreňa ruského názvu pre nekov, spojovacej samohlásky - O- a slová „vodík“ (H 2 S – sírovodík). Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú uvedené takto: ak je nekov (menej často kov) obsiahnutý v zvyšku kyseliny v najvyššom stupni oxidácie, potom sa ku koreňu ruského názvu prvku pridajú prípony. -n-, -ev-, alebo - ov- a potom koniec -a ja-(H 2 SO 4 - síra, H 2 CrO 4 - chróm). Ak je oxidačný stav centrálneho atómu nižší, použije sa prípona -ist-(H 2 SO 3 – sírová). Ak nekov tvorí množstvo kyselín, používajú sa iné prípony (HClO - chlór ovatist aya, HClO 2 – chlór ist aya, HClO 3 – chlór ovat aya, 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:

N x A xN + +A x-

Prítomnosť iónov H + spôsobuje zmenu farby indikátorov v kyslých roztokoch: lakmusový (červený), metyloranžový (ružový).

Príprava a vlastnosti kyselín

A) produkcia kyselín.

1) Kyslíkové kyseliny možno získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom a následným rozpustením príslušných plynov vo vode:

2) Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať reakciou kyslých oxidov s vodou.

3) Bezkyslíkaté aj kyslíkaté kyseliny možno získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

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 (rozpustený) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (tuhá látka) + H2SO4 (konc.) = HCl  + NaHS04,

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3,

4) V niektorých prípadoch možno použiť redoxné reakcie na výrobu kyselín:

3P + 5HNO3 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO 

b ) chemické vlastnosti kyselín.

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

H2Si03+2NaOH=Na2Si03+2H20

2) Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi je diskutovaná vyššie.

3) Interakcia kyselín so soľami je výmenná reakcia s tvorbou soli a vody. Táto reakcia prebieha úplne, ak je reakčným produktom nerozpustná alebo prchavá látka alebo slabý elektrolyt.

Ni2Si03 +2HCl=2NaCl+H2Si03

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Interakcia kyselín s kovmi je oxidačno-redukčný proces. Redukčné činidlo - kov, oxidačné činidlo - vodíkové ióny (neoxidačné kyseliny: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (zriedená), H 3 PO 4) alebo anión zvyšku kyseliny (oxidačné kyseliny: H 2 SO 4 ( konc), HNO 3 (koniec a prerušenie)). Reakčnými produktmi interakcie neoxidačných kyselín s kovmi v napäťovej sérii až po vodík sú soľ a plynný vodík:

Zn+H2S04(zriedený) =ZnSO4+H2

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

Oxidačné kyseliny interagujú s takmer všetkými kovmi vrátane nízkoaktívnych (Cu, Hg, Ag) a vznikajú produkty redukcie kyslého aniónu, soli a vody:

Cu + 2H2S04 (konc.) = CuSO4 + SO2  + 2 H20,

Pb + 4HN03(konc) = Pb(N03)2 +2N02+ 2H20

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

2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20,

a so zásadami ako kyseliny:

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

Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcia prebieha medzi tuhými látkami pri fúzii).

Amfotérne hydroxidy tvoria soli so silnými kyselinami a zásadami.

Tak ako iné nerozpustné hydroxidy, aj amfotérne hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu:

Be(OH)2 = Be0+H20.

SOĽ– iónové zlúčeniny pozostávajúce z katiónov kovov (alebo amónia) a aniónov zvyškov kyselín. Akúkoľvek soľ možno považovať za produkt reakcie neutralizácie zásady s kyselinou. V závislosti od pomeru kyseliny a zásady sa získajú soli: priemer(ZnSO 4, MgCl 2) – produkt úplnej neutralizácie zásady kyselinou, kyslé(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s prebytkom kyseliny, základné(CuOHCl, AlOHSO 4) – s nadbytkom zásady.

Názvy solí podľa medzinárodného názvoslovia sa tvoria z dvoch slov: názov aniónu kyseliny v nominatíve a katiónu kovu v genitíve s uvedením stupňa jeho oxidácie, ak je premenlivý, rímskou číslicou v zátvorkách. Napríklad: Cr 2 (SO 4) 3 – síran chromitý, AlCl 3 – chlorid hlinitý. Názvy solí kyselín vznikajú pridaním slova hydro- alebo dihydro-(v závislosti od počtu atómov vodíka v hydroanióne): Ca(HCO 3) 2 - hydrogénuhličitan vápenatý, NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný. Názvy hlavných solí sa tvoria pridaním slov hydroxo- alebo dihydroxo-: (AlOH)Cl 2 – hydroxychlorid hlinitý, 2 SO 4 – dihydroxosíran chrómový.

Príprava a vlastnosti solí

A ) chemické vlastnosti solí.

1) Interakcia solí s kovmi je oxidačno-redukčný proces. V tomto prípade kov umiestnený vľavo v elektrochemickej sérii napätí vytláča nasledujúce z roztokov ich solí:

Zn+CuSO4=ZnS04+Cu

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

2Na+2H20=H2+2NaOH.

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

3) Vzájomná interakcia solí v roztoku nastáva nezvratne iba vtedy, ak je jedným z produktov mierne rozpustná látka:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

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

b) spôsoby získavania solí.

V laboratórnej praxi sa zvyčajne používajú tieto metódy získavania solí, založené na chemických vlastnostiach rôznych tried zlúčenín a jednoduchých látok:

1) Interakcia kovov s nekovmi:

Cu+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:

2HN03+CuO=Cu(N03)2+2H20.

6) Interakcia kyselín so soľami:

HCl+AgNO3 =AgCl+HNO3.

7) Interakcia alkálií so soľami v roztoku:

3KOH+FeCl3=Fe(OH)3+3KCl.

8) Interakcia dvoch solí v roztoku:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Interakcia alkálií s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

Ca(OH)2+C02=CaC03+H20.

10) Vzájomná interakcia oxidov rôznych typov:

CaO+C02 = CaC03.

Soli sa v prírode nachádzajú vo forme minerálov a hornín, v rozpustenom stave vo vode oceánov a morí.

1. Zásady reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

2. S oxidmi kyselín, ktoré tvoria soľ a vodu:

Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H20

3. Alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi za vzniku soli a vody:

2NaOH + Cr203 = 2NaCr02 + H20

KOH + Cr(OH)3 = KCr02 + 2H20

4. Alkálie reagujú s rozpustnými soľami a vytvárajú buď slabú zásadu, zrazeninu alebo plyn:

2NaOH + NiCl2 = Ni(OH)2¯ + 2NaCl

základňu

2KOH + (NH4)2S04 = 2NH3 + 2H20 + K2S04

Ba(OH)2 + Na2C03 = BaC03¯ + 2NaOH

5. Alkálie reagujú s niektorými kovmi, ktoré zodpovedajú amfotérnym oxidom:

2NaOH + 2Al + 6H20 = 2Na + 3H 2

6. Vplyv alkálie na indikátor:

OH - + fenolftaleín ® karmínová farba

OH - + lakmus ® Modrá farba

7. Rozklad niektorých zásad pri zahrievaní:

Сu(OH)2®CuO + H20

Amfotérne hydroxidy – chemické zlúčeniny, vykazujúce vlastnosti zásad aj kyselín. Amfotérne hydroxidy zodpovedajú amfotérnym oxidom (pozri odsek 3.1).

Amfotérne hydroxidy sa zvyčajne píšu vo forme zásady, ale môžu byť zastúpené aj vo forme kyseliny:

Zn(OH)2 Û H2Zn02

nadácie

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

1. Amfotérne hydroxidy interagujú s kyselinami a kyslými oxidmi:

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20

Be(OH)2 + S03 = BeS04 + H20

2. Interakcia s alkáliami a zásaditými oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:

Al(OH)3 + NaOH = NaAl02 + 2H20;

H3AlO3 kyslý metahlinitan sodný

(H3AlO3® HAl02 + H20)

2Al(OH)3 + Na20 = 2NaAl02 + 3H20

Všetky amfotérne hydroxidy sú slabé elektrolyty

Soli

Soli- Ide o komplexné látky pozostávajúce z kovových iónov a zvyškov kyseliny. Soli sú produkty úplného alebo čiastočného nahradenia vodíkových iónov kovovými (alebo amónnymi) iónmi v kyselinách. Druhy solí: stredné (normálne), kyslé a zásadité.

Stredné soli- ide o produkty úplnej náhrady vodíkových katiónov v kyselinách kovovými (alebo amónnymi) iónmi: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl atď.

Chemické vlastnosti stredných solí

1. Soli interagujú s kyselinami, zásadami a inými soľami, pričom vytvárajú buď slabý elektrolyt alebo zrazeninu; alebo plyn:

Ba(N03)2 + H2S04 = BaSO4¯ + 2HN03

Na2S04 + Ba(OH)2 = BaS04¯ + 2NaOH

CaCl2 + 2AgN03 = 2AgCl¯ + Ca(N03)2

2CH3COONa + H2SO4 = Na2S04 + 2CH3COOH

NiS04 + 2KOH = Ni(OH)2¯ + K2S04

základňu

NH4NO3 + NaOH = NH3 + H20 + NaN03

2. Soli interagujú s aktívnejšími kovmi. Aktívnejší kov vytláča z roztoku soli menej aktívny kov (príloha 3).

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Kyslé soli- ide o produkty neúplnej náhrady vodíkových katiónov v kyselinách kovovými (alebo amónnymi) iónmi: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 atď. Kyslé soli môžu tvoriť iba viacsýtne kyseliny. Takmer všetky kyslé soli sú vysoko rozpustné vo vode.

Získanie kyslých solí a ich premena na stredné soli

1. Kyslé soli sa získavajú reakciou nadbytku kyseliny alebo kyslého oxidu so zásadou:

H2C03 + NaOH = NaHC03 + H20

C02 + NaOH = NaHC03

2. Keď nadbytočná kyselina interaguje so zásaditým oxidom:

2H2C03 + CaO = Ca(HC03)2 + H20

3. Kyslé soli sa získavajú zo stredných solí pridaním kyseliny:

· rovnomenný

Na2S03 + H2S03 = 2NaHS03;

Na2S03 + HCl = NaHS03 + NaCl

4. Kyslé soli sa konvertujú na stredné soli pomocou zásad:

NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20

Zásadité soli– ide o produkty neúplnej substitúcie hydroxoskupín (OH - ) dôvody zvyšok kyseliny: MgOHCI, AlOHSO4 atď. Zásadité soli môžu tvoriť len slabé zásady viacmocných kovov. Tieto soli sú všeobecne málo rozpustné.

Získanie zásaditých solí a ich premena na stredné soli

1. Zásadité soli sa získavajú reakciou nadbytku zásady s kyselinou alebo kyslým oxidom:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCI3 + H20

hydroxo-

chlorid horečnatý

Fe(OH)3 + S03 = FeOHSO4¯ + H20

hydroxo-

síran železitý

2. Zásadité soli vznikajú zo strednej soli pridaním nedostatku alkálií:

Fe2(S04)3 + 2NaOH = 2FeOHSO4 + Na2S04

3. Zásadité soli sa konvertujú na stredné soli pridaním kyseliny (najlepšie takej, ktorá zodpovedá soli):

MgOHCI + HCl = MgCl2 + H20

2MgOHCl + H2S04 = MgCl2 + MgS04 + 2H20

ELEKTROLYTY

Elektrolyty- sú to látky, ktoré sa vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla (H 2 O) v roztoku rozpadajú na ióny. Na základe ich schopnosti disociovať (rozkladať sa na ióny) sa elektrolyty bežne delia na silné a slabé. Silné elektrolyty disociujú takmer úplne (v zriedených roztokoch), zatiaľ čo slabé elektrolyty disociujú na ióny len čiastočne.

Silné elektrolyty zahŕňajú:

· silné kyseliny (pozri str. 20);

· silné zásady – alkálie (pozri str. 22);

· takmer všetky rozpustné soli.

Medzi slabé elektrolyty patria:

slabé kyseliny (pozri str. 20);

· zásady nie sú alkálie;

Jednou z hlavných charakteristík slabého elektrolytu je disociačná konštanta – TO . Napríklad pre jednosýtnu kyselinu

HA Û H + +A - ,

kde, je rovnovážna koncentrácia iónov H+;

– rovnovážna koncentrácia kyslých aniónov A - ;

- rovnovážna koncentrácia molekúl kyseliny,

Alebo pre slabý základ,

MZ Û M + +OH - ,

,

kde, je rovnovážna koncentrácia katiónov M+;

– rovnovážna koncentrácia hydroxidových iónov OH - ;

– rovnovážna koncentrácia molekúl slabej bázy.

Disociačné konštanty niektorých slabých elektrolytov (pri t = 25 °C)