2.5 Eigenschaften von Säuren, Basen und Salzen aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Betrachten Sie im Lichte der Theorie der elektrolytischen Dissoziation die Eigenschaften von Substanzen, die in wässrigen Lösungen die Eigenschaften von Elektrolyten aufweisen.

Säuren. Säuren haben die folgenden allgemeinen Eigenschaften:

die Fähigkeit, mit Basen zu interagieren, um Salze zu bilden;

die Fähigkeit, mit einigen Metallen unter Freisetzung von Wasserstoff zu interagieren;

die Fähigkeit, die Farben von Indikatoren zu ändern, insbesondere um roten Lackmus zu verursachen;

saurer Geschmack.

Die Dissoziation jeder Säure erzeugt Wasserstoffionen. Daher müssen wir alle Eigenschaften, die wässrigen Lösungen von Säuren gemeinsam sind, das Vorhandensein von hydratisierten Wasserstoffionen erklären. Sie verursachen die rote Farbe von Lackmus, verleihen Säuren einen sauren Geschmack usw. Mit der Abspaltung von Wasserstoffionen beispielsweise bei der Neutralisation verschwinden auch die sauren Eigenschaften. Daher definiert die Theorie der elektrolytischen Dissoziation Säuren als Elektrolyte, die in Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziieren.

Bei starken Säuren, die vollständig dissoziieren, zeigen sich die Eigenschaften von Säuren stärker, bei schwachen Säuren weniger. Je besser die Säure dissoziiert, d.h. je größer seine Dissoziationskonstante, desto stärker ist es.

Die Dissoziationskonstanten von Säuren variieren über einen sehr weiten Bereich. Insbesondere ist die Dissoziationskonstante von Cyanwasserstoff viel kleiner als die von Essigsäure. Und obwohl diese beiden Säuren schwach sind, ist Essigsäure immer noch viel stärker als Blausäure. Die Werte der ersten und zweiten Dissoziationskonstanten von Schwefelsäure zeigen, dass H 2 SO 4 in Bezug auf die erste Dissoziationsstufe eine starke Säure und in Bezug auf die zweite schwach ist. Säuren mit Dissoziationskonstanten im Bereich von 10 –4–10 –2 werden manchmal als mittelstarke Säuren bezeichnet. Dazu gehören insbesondere Orthophosphorsäure und schweflige Säure (hinsichtlich der Dissoziation in der ersten Stufe).

Stiftungen. Wässrige Lösungen von Basen haben die folgenden allgemeinen Eigenschaften:

die Fähigkeit, mit Säuren zu interagieren, um Salze zu bilden;

die Fähigkeit, die Farben von Indikatoren anders zu ändern als Säuren sie verändern (z. B. verursachen sie die blaue Farbe von Lackmus);

Eine Art "seifiger" Geschmack.

Da das Vorhandensein von Hydroxidionen in ihnen allen Basenlösungen gemeinsam ist, ist es klar, dass der Träger der basischen Eigenschaften das Hydroxidion ist. Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation sind Basen daher Elektrolyte, die in Lösungen unter Abspaltung von Hydroxidionen dissoziieren.

Die Stärke von Basen hängt wie die Stärke von Säuren vom Wert der Dissoziationskonstante ab. Je größer die Dissoziationskonstante einer gegebenen Base ist, desto stärker ist sie.

Es gibt Hydroxide, die nicht nur mit Säuren, sondern auch mit Basen interagieren und Salze bilden können. Zinkhydroxid gehört zu solchen Hydroxiden. Wenn es zum Beispiel mit Salzsäure interagiert, wird Zinkchlorid erhalten:

Zn (OH) 2 + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O

und bei Wechselwirkung mit Natriumhydroxid - Natriumzinkat:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hydroxide mit dieser Eigenschaft werden amphotere Hydroxide oder amphotere Elektrolyte genannt. Solche Hydroxide umfassen zusätzlich zu Zinkhydroxid Hydroxide von Aluminium, Chrom und einigen anderen.

Das Phänomen der Amphoterität erklärt sich dadurch, dass in den Molekülen amphoterer Elektrolyte die Bindungsstärke zwischen Metall und Sauerstoff geringfügig von der Bindungsstärke zwischen Sauerstoff und Wasserstoff abweicht. Die Dissoziation solcher Moleküle ist daher an den Stellen dieser beiden Bindungen möglich. Wenn wir einen amphoteren Elektrolyten mit der Formel ROH bezeichnen, dann kann seine Dissoziation durch das Schema ausgedrückt werden

H + + RO - - ROH-R + + OH -

So liegt in einer amphoteren Elektrolytlösung ein komplexes Gleichgewicht vor, an dem Dissoziationsprodukte sowohl in der Art der Säure als auch in der Art der Base beteiligt sind.

Das Phänomen der Amphoterie wird auch bei einigen organischen Verbindungen beobachtet. Es spielt eine wichtige Rolle in der biologischen Chemie; Beispielsweise sind Proteine ​​amphotere Elektrolyte.

Salz. Salze können als Elektrolyte definiert werden, die, wenn sie in Wasser gelöst werden, dissoziieren und andere positive Ionen als Wasserstoffionen und negative Ionen als Hydroxidionen abspalten. Es gibt keine solchen Ionen, die wässrigen Lösungen aller Salze gemeinsam wären; daher haben Salze keine gemeinsamen Eigenschaften. Salze dissoziieren in der Regel gut, und zwar umso besser, je kleiner die Ladungen der das Salz bildenden Ionen sind.

Wenn Säuresalze in Lösung gelöst werden, werden Metallkationen, komplexe Anionen des Säurerests sowie Ionen, die die Dissoziationsprodukte dieses komplexen Säurerests sind, einschließlich H + -Ionen, gebildet. Beim Auflösen von Natriumbicarbonat erfolgt die Dissoziation beispielsweise nach folgenden Gleichungen:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -

HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-

Bei der Dissoziation basischer Salze entstehen Säureanionen und komplexe Kationen, bestehend aus Metall- und Hydroxogruppen. Diese komplexen Kationen sind auch zur Dissoziation befähigt. Daher sind OH - -Ionen in einer basischen Salzlösung vorhanden. Wenn beispielsweise Hydroxomagnesiumchlorid gelöst wird, verläuft die Dissoziation gemäß den Gleichungen:

MgOHCl \u003d MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH –

So erklärt die Theorie der elektrolytischen Dissoziation die allgemeinen Eigenschaften von Säuren durch das Vorhandensein von Wasserstoffionen in ihren Lösungen und die allgemeinen Eigenschaften von Basen durch das Vorhandensein von Hydroxidionen in ihren Lösungen. Diese Erklärung ist jedoch nicht allgemeingültig. Es gibt bekannte chemische Reaktionen mit Säuren und Basen, auf die die Theorie der elektrolytischen Dissoziation nicht zutrifft: Insbesondere können Säuren und Basen miteinander reagieren, ohne in Ionen gespalten zu werden. Wasserfreier Chlorwasserstoff, der nur aus Molekülen besteht, reagiert also leicht mit wasserfreien Basen. Außerdem sind Substanzen bekannt, die in ihrer Zusammensetzung keine Hydroxogruppen aufweisen, aber die Eigenschaften von Basen aufweisen. Beispielsweise reagiert Ammoniak mit Säuren und bildet Salze (Ammoniumsalze), obwohl es keine OH-Gruppen enthält. Mit Chlorwasserstoff bildet es also ein typisches Salz - Ammoniumchlorid:

NH 3 + HC1 = NH 4 Cl

Die Untersuchung dieser Art von Reaktionen sowie von Reaktionen, die in nichtwässrigen Medien ablaufen, führte zur Schaffung allgemeinerer Vorstellungen über Säuren und Basen. Eine der wichtigsten modernen Theorien über Säuren und Basen ist die Protonentheorie, die 1923 von Dr.

Nach der Protonentheorie ist eine Säure ein Protonendonor, d.h. ein Teilchen (Molekül oder Ion), das in der Lage ist, ein Wasserstoffion – ein Proton und eine Base – einen Protonenakzeptor, d.h. ein Teilchen (Molekül oder Ion), das ein Proton aufnehmen kann. Das Verhältnis zwischen Säure und Base wird durch das Schema bestimmt:

Base + Proton - Säure

Eine Base und eine Säure, die durch dieses Verhältnis verbunden sind, werden als konjugiert bezeichnet. Beispielsweise ist das HSO 4 – -Ion die mit der Säure H 2 SO 4 konjugierte Base.

Die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base wird durch die Protonentheorie wie folgt dargestellt:

(Säure) 1 + (Base) 2 = (Säure) 2 + (Base) 1

Zum Beispiel in der Reaktion

HC1 + NH 3 \u003d NH 3 + + Cl -

das Cl-Ion ist die mit der HCl-Säure konjugierte Base, und das NH 3 + -Ion ist die mit der NH 3 -Base konjugierte Säure.

Wesentlich in der Protonentheorie ist die Position, dass sich ein Stoff als Säure oder als Base manifestiert, je nachdem mit welchem ​​anderen Stoff er reagiert. Der wichtigste Faktor in diesem Fall ist die Bindungsenergie der Substanz mit dem Proton. In der Reihe NH 3 - H 2 O - HF ist diese Energie also maximal für NH 3 und minimal für HF. Daher fungiert Wasser in einem Gemisch mit NH 3 als Säure und in einem Gemisch mit HF - als Base:

NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 + + OH -

HF + H 2 O \u003d F - + H 3 O +

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Nach dem Lesen des Artikels sind Sie in der Lage, Stoffe in Salze, Säuren und Basen zu trennen. Der Artikel beschreibt, was der pH-Wert einer Lösung ist, welche gemeinsamen Eigenschaften Säuren und Basen haben.

Wie Metalle und Nichtmetalle sind Säuren und Basen die Trennung von Stoffen nach ähnlichen Eigenschaften. Die erste Theorie über Säuren und Basen gehörte dem schwedischen Wissenschaftler Arrhenius. Eine Arrhenius-Säure ist eine Klasse von Substanzen, die bei Reaktion mit Wasser dissoziieren (zerfallen) und ein Wasserstoffkation H + bilden. Arrhenius-Basen bilden in wässriger Lösung OH – -Anionen. Die folgende Theorie wurde 1923 von den Wissenschaftlern Brönsted und Lowry vorgeschlagen. Die Brønsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Substanzen, die in einer Reaktion ein Proton abgeben können (ein Wasserstoffkation wird in Reaktionen als Proton bezeichnet). Basen sind Substanzen, die ein Proton in einer Reaktion aufnehmen können. Die aktuelle Theorie ist die Lewis-Theorie. Die Lewis-Theorie definiert Säuren als Moleküle oder Ionen, die in der Lage sind, Elektronenpaare aufzunehmen und dadurch Lewis-Addukte zu bilden (ein Addukt ist eine Verbindung, die durch Kombinieren zweier Reaktanten ohne Bildung von Nebenprodukten gebildet wird).

In der anorganischen Chemie versteht man unter Säure in der Regel Bronsted-Lowry-Säure, also Substanzen, die ein Proton abgeben können. Wenn sie die Definition einer Lewis-Säure bedeuten, dann wird eine solche Säure im Text als Lewis-Säure bezeichnet. Diese Regeln gelten für Säuren und Basen.

Dissoziation

Dissoziation ist der Vorgang des Zerfalls eines Stoffes in Ionen in Lösungen oder Schmelzen. Beispielsweise ist die Dissoziation von Salzsäure der Abbau von HCl in H + und Cl – .

Eigenschaften von Säuren und Basen

Basen neigen dazu, sich seifig anzufühlen, während Säuren dazu neigen, sauer zu schmecken.

Wenn eine Base mit vielen Kationen reagiert, entsteht ein Niederschlag. Wenn eine Säure mit Anionen reagiert, wird normalerweise Gas freigesetzt.

Häufig verwendete Säuren:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3

Häufig verwendete Basen:
OH – , H 2 O, CH 3 CO 2 – , HSO 4 – , SO 4 2 – , Cl –

Starke und schwache Säuren und Basen

Starke Säuren

Solche Säuren, die vollständig in Wasser dissoziieren, produzieren Wasserstoffkationen H + und Anionen. Ein Beispiel für eine starke Säure ist Salzsäure HCl:

HCl (Lösung) + H 2 O (l) → H 3 O + (Lösung) + Cl – (Lösung)

Beispiele für starke Säuren: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Liste starker Säuren

• HCl - Salzsäure
• HBr - Bromwasserstoff
• HI - Jodwasserstoff
• HNO 3 - Salpetersäure
• HClO 4 - Perchlorsäure
• H 2 SO 4 - Schwefelsäure

Schwache Säuren

Nur teilweise in Wasser auflösen, z. B. HF:

HF (Lösung) + H2O (l) → H3O + (Lösung) + F - (Lösung) - bei einer solchen Reaktion dissoziieren mehr als 90% der Säure nicht:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Starke und schwache Säuren lassen sich durch Messung der Leitfähigkeit von Lösungen unterscheiden: Die Leitfähigkeit hängt von der Anzahl der Ionen ab, je stärker die Säure, desto dissoziierter ist sie, also je stärker die Säure, desto höher die Leitfähigkeit.

Liste der schwachen Säuren

• HF Flusssäure
• H 3 PO 4 Phosphorsäure
• H 2 SO 3 schwefelhaltig
• H 2 S Schwefelwasserstoff
• H 2 CO 3 Kohle
• H 2 SiO 3 Silizium

Starke Basen

Starke Basen dissoziieren vollständig in Wasser:

NaOH (Lösung) + H 2 O ↔ NH 4

Starke Basen umfassen Hydroxide von Metallen der ersten (Alkalimetalle, Alkalimetalle) und der zweiten (Alkaliterrene, Erdalkalimetalle) Gruppen.

Liste der starken Basen

• NaOH Natriumhydroxid (Ätznatron)
• KOH Kaliumhydroxid (Ätzkali)
• LiOH Lithiumhydroxid
• Ba(OH) 2 Bariumhydroxid
• Ca(OH) 2 Calciumhydroxid (gelöschter Kalk)

Schwache Basen

In einer reversiblen Reaktion bildet es in Gegenwart von Wasser OH - -Ionen:

NH 3 (Lösung) + H 2 O ↔ NH + 4 (Lösung) + OH – (Lösung)

Die meisten schwachen Basen sind Anionen:

F – (Lösung) + H 2 O ↔ HF (Lösung) + OH – (Lösung)

Liste der schwachen Basen

• Mg(OH) 2 Magnesiumhydroxid
• Fe(OH) 2 Eisen(II)hydroxid
• Zn(OH) 2 Zinkhydroxid
• NH 4 OH-Ammoniumhydroxid
• Fe(OH) 3 Eisen(III)hydroxid

Reaktionen von Säuren und Basen

Starke Säure und starke Base

Eine solche Reaktion wird als Neutralisation bezeichnet: Wenn die Menge an Reagenzien ausreicht, um Säure und Base vollständig zu dissoziieren, ist die resultierende Lösung neutral.

Beispiel:
H 3 O + + OH – ↔ 2 H 2 O

Schwache Base und schwache Säure

Gesamtansicht der Reaktion:
Schwache Base (Lösung) + H 2 O ↔ Schwache Säure (Lösung) + OH - (Lösung)

Starke Base und schwache Säure

Die Base dissoziiert vollständig, die Säure dissoziiert teilweise, die resultierende Lösung hat schwache Baseneigenschaften:

HX (Lösung) + OH – (Lösung) ↔ H 2 O + X – (Lösung)

Starke Säure und schwache Base

Die Säure dissoziiert vollständig, die Base dissoziiert nicht vollständig:

Dissoziation von Wasser

Dissoziation ist die Zerlegung einer Substanz in ihre Bestandteile. Die Eigenschaften einer Säure oder Base hängen vom Gleichgewicht ab, das im Wasser herrscht:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (Lösung) + OH – (Lösung)
K c = / 2
Die Gleichgewichtskonstante von Wasser bei t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , es ergibt sich auch folgende Gleichsetzung: = 10 -14 , die als Dissoziationskonstante von Wasser bezeichnet wird. Für reines Wasser = = 10 –7 , woher –lg = 7,0.

Dieser Wert (-lg) wird pH genannt - das Potential von Wasserstoff. Wenn pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, dann hat der Stoff grundlegende Eigenschaften.

Methoden zur pH-Bestimmung

instrumentelle Methode

Ein spezielles Gerät pH-Meter ist ein Gerät, das die Konzentration von Protonen in einer Lösung in ein elektrisches Signal umwandelt.

Indikatoren

Eine Substanz, die je nach Säuregehalt der Lösung in einem bestimmten Bereich von pH-Werten ihre Farbe ändert, kann mit mehreren Indikatoren ein ziemlich genaues Ergebnis erzielen.

Salz

Ein Salz ist eine ionische Verbindung, die durch ein anderes Kation als H + und ein anderes Anion als O 2– gebildet wird. In einer schwachen wässrigen Lösung dissoziieren Salze vollständig.

Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer Salzlösung, ist es notwendig, festzustellen, welche Ionen in der Lösung vorhanden sind, und ihre Eigenschaften zu berücksichtigen: Neutrale Ionen, die aus starken Säuren und Basen gebildet werden, beeinflussen den pH-Wert nicht: Weder H + - noch OH - -Ionen werden in Wasser freigesetzt. Beispielsweise Cl – , NO – 3 , SO 2– 4 , Li + , Na + , K + .

Aus schwachen Säuren gebildete Anionen haben alkalische Eigenschaften (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3 ), Kationen mit alkalischen Eigenschaften existieren nicht.

Alle Kationen außer Metallen der ersten und zweiten Gruppe haben saure Eigenschaften.

Pufferlösung

Lösungen, die ihren pH-Wert beibehalten, wenn eine kleine Menge einer starken Säure oder starken Base hinzugefügt wird, bestehen im Allgemeinen aus:

• Eine Mischung aus einer schwachen Säure, dem entsprechenden Salz und einer schwachen Base
• Schwache Base, entsprechendes Salz und starke Säure

Um eine Pufferlösung mit einem bestimmten Säuregehalt herzustellen, muss eine schwache Säure oder Base mit dem entsprechenden Salz gemischt werden, wobei Folgendes zu berücksichtigen ist:

• pH-Bereich, in dem die Pufferlösung wirksam ist
• Die Kapazität einer Lösung ist die Menge an starker Säure oder starker Base, die hinzugefügt werden kann, ohne den pH-Wert der Lösung zu beeinflussen.
• Es dürfen keine unerwünschten Reaktionen auftreten, die die Zusammensetzung der Lösung verändern könnten

Prüfen:

Stiftungen - Komplexe Substanzen, die aus einem Metallatom und einer oder mehreren Hydroxylgruppen bestehen. Allgemeine Formel der Basen Ich (OH) n . Basen (aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation) sind Elektrolyte, die beim Auflösen in Wasser unter Bildung von Metallkationen und Hydroxidionen OH - dissoziieren.

Einstufung. Basierend auf ihrer Löslichkeit in Wasser werden Basen unterteilt in Laugen(wasserlösliche Basen) und wasserunlösliche Basen . Alkalien bilden Alkali- und Erdalkalimetalle sowie einige andere Metallelemente. Je nach Acidität (Anzahl der bei vollständiger Dissoziation gebildeten OH - -Ionen bzw. Anzahl der Dissoziationsschritte) werden die Basen eingeteilt einzelne Säure (bei vollständiger Dissoziation wird ein OH-Ion erhalten; eine Dissoziationsstufe) und Polysäure (bei vollständiger Dissoziation wird mehr als ein OH-Ion erhalten; mehr als ein Dissoziationsschritt). Unter den Polysäurebasen gibt es Zwei-Säure(zum Beispiel Sn(OH) 2 ), Trisäure(Fe(OH) 3) und vier Säure (Th(OH)4). Eine Säure ist beispielsweise die Base KOH.

Ordnen Sie eine Gruppe von Hydroxiden zu, die chemische Dualität aufweisen. Sie interagieren sowohl mit Basen als auch mit Säuren. Das amphotere Hydroxide ( cm. Tabelle 1).

Tabelle 1 – Amphotere Hydroxide

Amphoteres Hydroxid (Basen- und Säureform)	Säurerest und seine Wertigkeit	komplexes Ion
Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2	ZnO 2 (II)	2–
Al(OH) 3 / HALO 2	AlO 2 (I)	– , 3–
Be(OH) 2 / H 2 BeO 2	BeO2(II)	2–
Sn(OH) 2 / H 2 SnO 2	SnO 2 (II)	2–
Pb(OH) 2 / H 2 PbO 2	PbO2 (II)	2–
Fe(OH) 3 / HFeO 2	FeO 2 (I)	– , 3–
Cr(OH) 3 / HCrO 2	CrO 2 (I)	– , 3–

physikalische Eigenschaften. Basen sind Feststoffe unterschiedlicher Farbe und unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.

Chemische Eigenschaften von Basen

1) Dissoziation: KOH + n H 2 O K + × m H 2 O + OH – × d H 2 O oder abgekürzt: KOH K + + OH -.

Polysäurebasen dissoziieren in mehreren Schritten (meistens erfolgt die Dissoziation im ersten Schritt). Zum Beispiel dissoziiert die Zwei-Säure-Base Fe (OH) 2 in zwei Schritten:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 Stufe);

FeOH + Fe 2+ + OH – (Stufe 2).

2) Interaktion mit Indikatoren(Alkalis werden violettes Lackmusblau, Methylorangegelb und Phenolphthalein-Himbeere):

Anzeige + OH - ( Alkali) farbige Verbindung.

3 ) Zersetzung unter Bildung von Oxid und Wasser (vgl. Tabelle 2). Hydroxide Alkalimetalle sind hitzebeständig (schmelzen ohne Zersetzung). Hydroxide von Erdalkalien und Schwermetallen zersetzen sich normalerweise leicht. Die Ausnahme ist Ba(OH) 2, bei dem t Diff ist hoch genug (ca. 1000° C).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.

Tabelle 2 – Zersetzungstemperaturen einiger Metallhydroxide

Hydroxid	t zerlegen, °C	Hydroxid	t zerlegen, °C	Hydroxid	t zerlegen, °C
LiOH	925	Cd(OH)2	130	Au(OH)3	150
Be(OH)2	130	Pb(OH)2	145	Al(OH)3	>300
Ca(OH)2	580	Fe(OH)2	150	Fe(OH)3	500
Sr(OH)2	535	Zn(OH)2	125	Bi(OH)3	100
Ba(OH)2	1000	Ni(OH)2	230	In(OH)3	150

4 ) Die Wechselwirkung von Alkalien mit einigen Metallen(zB Al und Zn):

In Lösung: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.

Wenn geschmolzen: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) Wechselwirkung von Alkalien mit Nichtmetallen:

6 NaOH + 3Cl 2 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O.

6) Wechselwirkung von Alkalien mit sauren und amphoteren Oxiden:

2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H 2 O.

In Lösung: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Beim Verschmelzen mit amphoterem Oxid: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reaktion von Basen mit Säuren:

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH - ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn (OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.

8) Wechselwirkung von Alkalien mit amphoteren Hydroxiden(cm. Tabelle 1):

In Lösung: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Wenn geschmolzen: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) Die Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen. Salze reagieren mit einer wasserunlöslichen Base. :

CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.

Erhalt. Basen unlöslich in Wasser erhalten durch Umsetzung des entsprechenden Salzes mit Alkali:

2NaOH + ZnS Î 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2 ¯.

Laugen erhalten:

1) Die Wechselwirkung von Metalloxid mit Wasser:

Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca (OH) 2.

2) Wechselwirkung von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Wasser:

2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2.

3) Elektrolyse von Salzlösungen:

2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2.

4 ) Austauschwechselwirkung von Hydroxiden von Erdalkalimetallen mit einigen Salzen. Im Verlauf der Reaktion muss zwangsläufig ein unlösliches Salz erhalten werden. .

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 - ® BaCO 3 ¯.

LA Jakowischin

DEFINITION

Gründen werden Elektrolyte genannt, bei deren Dissoziation aus negativen Ionen nur Ionen OH - gebildet werden:

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH –;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH –.

Alle anorganischen Basen werden in wasserlösliche (Alkali) - NaOH, KOH und wasserunlösliche (Ba (OH) 2, Ca (OH) 2) eingeteilt. Unter den Basen unterscheidet man je nach den gezeigten chemischen Eigenschaften amphotere Hydroxide.

Chemische Eigenschaften von Basen

Unter der Einwirkung von Indikatoren auf Lösungen anorganischer Basen ändert sich ihre Farbe. Wenn also eine Base in eine Lösung eintritt, wird Lackmus blau, Methylorange - Gelb und Phenolphthalein - Himbeere.

Anorganische Basen können mit Säuren ein Salz und Wasser bilden, außerdem interagieren wasserunlösliche Basen nur mit wasserlöslichen Säuren:

Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O;

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O.

Wasserunlösliche Basen sind thermisch instabil, d.h. Beim Erhitzen zersetzen sie sich zu Oxiden:

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

Mg (OH) 2 \u003d MgO + H 2 O.

Alkalien (wasserlösliche Basen) reagieren mit sauren Oxiden zu Salzen:

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3.

Alkalien können auch mit einigen Nichtmetallen Wechselwirkungsreaktionen (OVR) eingehen:

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2.

Manche Basen gehen mit Salzen Austauschreaktionen ein:

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2 NaOH + BaSO 4 ↓.

Amphotere Hydroxide (Basen) haben ebenfalls die Eigenschaften schwacher Säuren und reagieren mit Laugen:

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Amphotere Basen umfassen Hydroxide von Aluminium und Zink. Chrom (III) usw.

Physikalische Eigenschaften von Basen

Die meisten Basen sind Feststoffe mit unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser. Alkalien sind wasserlösliche Basen, meist weiße Feststoffe. Wasserunlösliche Basen können unterschiedliche Farben haben, beispielsweise ist Eisen(III)hydroxid ein brauner Feststoff, Aluminiumhydroxid ist ein weißer Feststoff und Kupfer(II)hydroxid ist ein blauer Feststoff.

Gründe bekommen

Basen werden auf verschiedenen Wegen erhalten, beispielsweise durch die Reaktion:

- Austausch

CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4;

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;

— Wechselwirkungen aktiver Metalle oder ihrer Oxide mit Wasser

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2;

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 ↓;

– Elektrolyse wässriger Salzlösungen

2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Die Übung	Berechnen Sie die praktische Masse von Aluminiumoxid (die Ausbeute des Zielprodukts beträgt 92 %) aus der Zersetzungsreaktion von Aluminiumhydroxid mit einer Masse von 23,4 g.
Entscheidung	Schreiben wir die Reaktionsgleichung: 2Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3 H 2 O. Molmasse von Aluminiumhydroxid berechnet unter Verwendung von D.I. Mendelejew - 78 g/mol. Finden Sie die Menge an Aluminiumhydroxid-Substanz: v (Al (OH) 3) \u003d m (Al (OH) 3) / M (Al (OH) 3); v (Al (OH) 3) \u003d 23,4 / 78 \u003d 0,3 mol. Gemäß der Reaktionsgleichung v (Al (OH) 3): v (Al 2 O 3) \u003d 2: 1 beträgt die Menge an Aluminiumoxidsubstanz daher: v (Al 2 O 3) \u003d 0,5 × v (Al (OH) 3); v (Al 2 O 3) \u003d 0,5 × 0,3 \u003d 0,15 mol. Molmasse von Aluminiumoxid, berechnet mit D.I. Mendelejew - 102 g/mol. Finden Sie die theoretische Masse von Aluminiumoxid: m(Al 2 O 3) th \u003d 0,15 × 102 \u003d 15,3 g. Dann ist die praktische Masse von Aluminiumoxid: m(Al 2 O 3) pr = m(Al 2 O 3) th × 92/100; m(Al 2 O 3) pr \u003d 15,3 × 0,92 \u003d 14 g.
Antworten	Die Masse an Aluminiumoxid beträgt 14 g.

BEISPIEL 2

Die Übung

Führen Sie eine Reihe von Transformationen durch: Fe → FeCl 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → Fe(NO 3) 3

Chemische Eigenschaften der Hauptklassen anorganischer Verbindungen

Säureoxide

1. Säureoxid + Wasser \u003d Säure (Ausnahme - SiO 2)
   SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
   Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4
2. Säureoxid + Alkali \u003d Salz + Wasser
   SO 2 + 2 NaOH \u003d Na 2 SO 3 + H 2 O
   P 2 O 5 + 6 KOH \u003d 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O
3. Saures Oxid + basisches Oxid = Salz
   CO 2 + BaO = BaCO 3
   SiO 2 + K 2 O \u003d K 2 SiO 3

   Basische Oxide

   1. Basisches Oxid + Wasser \u003d Alkali (Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen reagieren)
      CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2
      Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH
   2. Basisches Oxid + Säure = Salz + Wasser
      CuO + 2 HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O
      3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
   3. Basisches Oxid + saures Oxid = Salz
      MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
      Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3

      Amphotere Oxide

      1. Amphoteres Oxid + Säure = Salz + Wasser
         Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O
         ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O
      2. Amphoteres Oxid + Alkali \u003d Salz (+ Wasser)
         ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H 2 O (richtiger: ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Richtiger: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Amphoteres Oxid + Säureoxid = Salz
         ZnO + CO 2 = ZnCO 3
      4. Amphoteres Oxid + basisches Oxid = Salz (wenn geschmolzen)
         ZnO + Na 2 O \u003d Na 2 ZnO 2
         Al 2 O 3 + K 2 O \u003d 2 KAlO 2
         Cr 2 O 3 + CaO \u003d Ca (CrO 2) 2

         Säuren

         1. Säure + basisches Oxid = Salz + Wasser
            2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
            3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
         2. Säure + amphoteres Oxid = Salz + Wasser
            3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
            2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O
         3. Säure + Base = Salz + Wasser
            H 2 SiO 3 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O
         4. Säure + amphoteres Hydroxid = Salz + Wasser
            3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
            2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
         5. Starke Säure + Salz einer schwachen Säure = schwache Säure + Salz einer starken Säure
            2HBr + CaCO 3 \u003d CaBr 2 + H 2 O + CO 2
            H 2 S + K 2 SiO 3 \u003d K 2 S + H 2 SiO 3
         6. Säure + Metall (links von Wasserstoff in der Spannungsreihe) \u003d Salz + Wasserstoff
            2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2
            H 2 SO 4 (razb.) + Fe \u003d FeSO 4 + H 2
            Wichtig: Oxidierende Säuren (HNO 3 , konz. H 2 SO 4) reagieren unterschiedlich mit Metallen.

         Amphotere Hydroxide

         1. Amphoteres Hydroxid + Säure = Salz + Wasser
            2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
            Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
         2. Amphoteres Hydroxid + Alkali \u003d Salz + Wasser (wenn geschmolzen)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
            Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
         3. Amphoteres Hydroxid + Alkali = Salz (in wässriger Lösung)
            Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2
            Sn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2
            Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Al(OH) 3 + NaOH = Na
            Cr(OH) 3 + 3 NaOH = Na 3

            Laugen

            1. Alkali + Säureoxid \u003d Salz + Wasser
               Ba (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Ba (NO 3) 2 + H 2 O
               2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O
            2. Alkali + Säure \u003d Salz + Wasser
               3 KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3 H 2 O
               Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
            3. Alkali + amphoteres Oxid \u003d Salz + Wasser
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Richtiger: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alkali + amphoteres Hydroxid = Salz (in wässriger Lösung)
               2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
               NaOH + Al(OH) 3 = Na
            5. Alkali + lösliches Salz = unlösliche Base + Salz
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl
            6. Alkali + Metall (Al, Zn) + Wasser = Salz + Wasserstoff
               2NaOH + Zn + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
               2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2

               Salz

               1. Salz einer schwachen Säure + starker Säure = Salz einer starken Säure + schwacher Säure
                  Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
                  BaCO 3 + 2 HCl \u003d BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
               2. Lösliches Salz + lösliches Salz = unlösliches Salz + Salz
                  Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
                  CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl
               3. Lösliches Salz + Alkali \u003d Salz + unlösliche Base
                  Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
                  2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
               4. Lösliches Metallsalz (*) + Metall (**) = Metallsalz (**) + Metall (*)
                  Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
                  Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
                  Wichtig: 1) Metall (**) muss in der Spannungsreihe links von Metall (*) liegen, 2) Metall (**) darf NICHT mit Wasser reagieren.

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