2.5 Propriedades de ácidos, bases e sais do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica

Considere, à luz da teoria da dissociação eletrolítica, as propriedades das substâncias que exibem as propriedades dos eletrólitos em soluções aquosas.

Ácidos. Os ácidos têm as seguintes propriedades gerais:

a capacidade de interagir com bases para formar sais;

a capacidade de interagir com alguns metais com a liberação de hidrogênio;

a capacidade de alterar as cores dos indicadores, em particular, para causar tornassol vermelho;

sabor azedo.

A dissociação de qualquer ácido produz íons de hidrogênio. Portanto, todas as propriedades que são comuns a soluções aquosas de ácidos, devemos explicar a presença de íons de hidrogênio hidratados. São eles que causam a cor vermelha do tornassol, conferem um sabor azedo aos ácidos, etc. Com a eliminação de íons de hidrogênio, por exemplo, durante a neutralização, as propriedades ácidas também desaparecem. Portanto, a teoria da dissociação eletrolítica define ácidos como eletrólitos que se dissociam em soluções para formar íons de hidrogênio.

Em ácidos fortes, dissociando-se completamente, as propriedades dos ácidos se manifestam em maior medida, em ácidos fracos, em menor grau. Quanto melhor o ácido se dissocia, i.e. quanto maior sua constante de dissociação, mais forte ela é.

As constantes de dissociação de ácidos variam em uma faixa muito ampla. Em particular, a constante de dissociação do cianeto de hidrogênio é muito menor que a do ácido acético. E embora esses dois ácidos sejam fracos, o ácido acético ainda é muito mais forte que o cianeto de hidrogênio. Os valores da primeira e segunda constantes de dissociação do ácido sulfúrico mostram que em relação ao primeiro estágio de dissociação, o H 2 SO 4 é um ácido forte, e em relação ao segundo, é fraco. Ácidos com constantes de dissociação na faixa de 10 -4 - 10 -2 são algumas vezes chamados de ácidos de força média. Estes incluem, em particular, os ácidos ortofosfórico e sulfuroso (no que diz respeito à dissociação na primeira fase).

Fundações. As soluções aquosas de bases têm as seguintes propriedades gerais:

a capacidade de interagir com ácidos para formar sais;

a capacidade de alterar as cores dos indicadores de maneira diferente dos ácidos (por exemplo, eles causam a cor azul do tornassol);

Uma espécie de sabor "sabonete".

Como a presença de íons hidróxido nelas é comum a todas as soluções básicas, fica claro que o portador das propriedades básicas é o íon hidróxido. Portanto, do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica, bases são eletrólitos que se dissociam em soluções com eliminação de íons hidróxido.

A força das bases, como a força dos ácidos, depende do valor da constante de dissociação. Quanto maior a constante de dissociação de uma determinada base, mais forte ela é.

Existem hidróxidos que podem interagir e formar sais não apenas com ácidos, mas também com bases. O hidróxido de zinco pertence a esses hidróxidos. Quando interage, por exemplo, com o ácido clorídrico, obtém-se o cloreto de zinco:

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

e ao interagir com hidróxido de sódio - zincato de sódio:

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

Hidróxidos com esta propriedade são chamados de hidróxidos anfotéricos ou eletrólitos anfotéricos. Tais hidróxidos, além do hidróxido de zinco, incluem hidróxidos de alumínio, cromo e alguns outros.

O fenômeno da anfotericidade é explicado pelo fato de que nas moléculas de eletrólitos anfotéricos, a força da ligação entre metal e oxigênio difere ligeiramente da força da ligação entre oxigênio e hidrogênio. A dissociação de tais moléculas é possível, portanto, nos locais de ambas as ligações. Se denotarmos um eletrólito anfótero pela fórmula ROH, então sua dissociação pode ser expressa pelo esquema

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

Assim, em uma solução eletrolítica anfotérica, há um equilíbrio complexo no qual os produtos da dissociação participam tanto do tipo de ácido quanto do tipo de base.

O fenômeno do anfoterismo também é observado entre alguns compostos orgânicos. Desempenha um papel importante na química biológica; por exemplo, as proteínas são eletrólitos anfotéricos.

Sal. Os sais podem ser definidos como eletrólitos que, quando dissolvidos em água, se dissociam, separando íons positivos que não sejam íons de hidrogênio e íons negativos que não sejam íons de hidróxido. Não existem íons que seriam comuns a soluções aquosas de todos os sais; portanto, os sais não têm propriedades comuns. Como regra, os sais dissociam-se bem e, quanto melhor, menores são as cargas dos íons que formam o sal.

Quando sais ácidos são dissolvidos em solução, são formados cátions metálicos, ânions complexos do resíduo ácido, bem como íons que são os produtos da dissociação desse resíduo ácido complexo, incluindo íons H+. Por exemplo, ao dissolver bicarbonato de sódio, a dissociação prossegue de acordo com as seguintes equações:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -

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

Durante a dissociação de sais básicos, ânions ácidos e cátions complexos são formados, consistindo de um metal e grupos hidroxo. Esses cátions complexos também são capazes de dissociação. Portanto, os íons OH - estão presentes em uma solução salina básica. Por exemplo, quando o cloreto de hidroxomagnésio é dissolvido, a dissociação prossegue de acordo com as equações:

MgOHCl \u003d MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH -

Assim, a teoria da dissociação eletrolítica explica as propriedades gerais dos ácidos pela presença de íons hidrogênio em suas soluções, e as propriedades gerais das bases pela presença de íons hidróxido em suas soluções. Esta explicação não é, no entanto, geral. Existem reações químicas conhecidas envolvendo ácidos e bases às quais a teoria da dissociação eletrolítica não se aplica: Em particular, ácidos e bases podem reagir entre si sem serem dissociados em íons. Assim, o cloreto de hidrogênio anidro, consistindo apenas de moléculas, reage facilmente com bases anidras. Além disso, são conhecidas substâncias que não possuem grupos hidroxo em sua composição, mas apresentam propriedades de bases. Por exemplo, a amônia reage com ácidos e forma sais (sais de amônio), embora não contenha grupos OH. Assim, com cloreto de hidrogênio, forma um sal típico - cloreto de amônio:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

O estudo deste tipo de reações, bem como reações que ocorrem em meios não aquosos, levou à criação de ideias mais gerais sobre ácidos e bases. Uma das mais importantes teorias modernas de ácidos e bases é a teoria do próton, apresentada em 1923 pelo Dr.

De acordo com a teoria de prótons, um ácido é um doador de prótons, ou seja, uma partícula (molécula ou íon) que é capaz de doar um íon de hidrogênio - um próton e uma base - um aceptor de prótons, ou seja, uma partícula (molécula ou íon) capaz de aceitar um próton. A razão entre ácido e base é determinada pelo esquema:

Base + Próton - Ácido

Uma base e um ácido ligados por essa razão são chamados de conjugados. Por exemplo, o íon HSO 4 - é a base conjugada ao ácido H 2 SO 4 .

A reação entre um ácido e uma base é representada pela teoria do próton da seguinte forma:

(Ácido) 1 + (Base) 2 = (Ácido) 2 + (Base) 1

Por exemplo, na reação

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

o íon Cl é a base conjugada com o ácido HC1, e o íon NH 3 + é o ácido conjugado com a base NH 3.

Essencial na teoria do próton é a posição de que uma substância se manifesta como um ácido ou como uma base, dependendo de qual outra substância ela reage. O fator mais importante neste caso é a energia de ligação da substância com o próton. Assim, na série NH 3 - H 2 O - HF, esta energia é máxima para NH 3 e mínima para HF. Portanto, em uma mistura com NH 3, a água funciona como ácido e em uma mistura com HF - como base:

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

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

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Como metais e não metais, ácidos e bases são a separação de substâncias de acordo com propriedades semelhantes. A primeira teoria de ácidos e bases pertenceu ao cientista sueco Arrhenius. Um ácido de Arrhenius é uma classe de substâncias que, em reação com a água, se dissociam (decompõem-se), formando um cátion hidrogênio H+. As bases de Arrhenius em solução aquosa formam OH - ânions. A seguinte teoria foi proposta em 1923 pelos cientistas Brönsted e Lowry. A teoria de Brønsted-Lowry define ácidos como substâncias capazes de doar um próton em uma reação (um cátion hidrogênio é chamado de próton em reações). Bases, respectivamente, são substâncias capazes de aceitar um próton em uma reação. A teoria atual é a teoria de Lewis. A teoria de Lewis define ácidos como moléculas ou íons capazes de aceitar pares de elétrons, formando assim adutos de Lewis (um aduto é um composto formado pela combinação de dois reagentes sem formar subprodutos).

Em química inorgânica, via de regra, por ácido eles significam ácido de Bronsted-Lowry, ou seja, substâncias capazes de doar um próton. Se eles significam a definição de um ácido de Lewis, então no texto tal ácido é chamado de ácido de Lewis. Essas regras são válidas para ácidos e bases.

Dissociação

A dissociação é o processo de desintegração de uma substância em íons em soluções ou fundidos. Por exemplo, a dissociação do ácido clorídrico é a quebra do HCl em H+ e Cl-.

Propriedades dos ácidos e bases

As bases tendem a ser ensaboadas ao toque, enquanto os ácidos tendem a ter um sabor azedo.

Quando uma base reage com muitos cátions, um precipitado é formado. Quando um ácido reage com ânions, o gás geralmente é liberado.

Ácidos comumente usados:
H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4-, HCl, CH3OH, NH3

Bases comumente usadas:
OH - , H 2 O, CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Ácidos e bases fortes e fracos

Ácidos fortes

Tais ácidos que se dissociam completamente em água, produzindo cátions de hidrogênio H + e ânions. Um exemplo de ácido forte é o ácido clorídrico HCl:

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

Exemplos de ácidos fortes: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Lista de ácidos fortes

• HCl - ácido clorídrico
• HBr - brometo de hidrogênio
• HI - iodeto de hidrogênio
• HNO 3 - ácido nítrico
• HClO 4 - ácido perclórico
• H 2 SO 4 - ácido sulfúrico

Ácidos fracos

Dissolva em água apenas parcialmente, por exemplo, HF:

HF (solução) + H2O (l) → H3O + (solução) + F - (solução) - em tal reação, mais de 90% do ácido não se dissocia:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Ácidos fortes e fracos podem ser distinguidos medindo a condutividade das soluções: a condutividade depende do número de íons, quanto mais forte o ácido, mais dissociado ele é, portanto, quanto mais forte o ácido, maior a condutividade.

Lista de ácidos fracos

• HF fluorídrico
• H 3 PO 4 fosfórico
• H 2 SO 3 sulfuroso
• H 2 S sulfureto de hidrogénio
• H 2 CO 3 carvão
• H 2 SiO 3 silício

Bases fortes

Bases fortes dissociam-se completamente em água:

NaOH (solução) + H 2 O ↔ NH 4

As bases fortes incluem hidróxidos de metais do primeiro (alcalinos, metais alcalinos) e do segundo (terrenos alcalinos, metais alcalino-terrosos).

Lista de bases fortes

• NaOH hidróxido de sódio (soda cáustica)
• KOH hidróxido de potássio (potassa cáustica)
• Hidróxido de lítio LiOH
• Ba(OH) 2 hidróxido de bário
• Ca(OH) 2 hidróxido de cálcio (cal apagada)

Bases fracas

Em uma reação reversível na presença de água, forma íons OH -:

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

A maioria das bases fracas são ânions:

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

Lista de bases fracas

• Mg(OH) 2 hidróxido de magnésio
• Hidróxido de Fe (OH) 2 ferro (II)
• Zn(OH) 2 hidróxido de zinco
• NH 4 OH hidróxido de amônio
• Fe (OH) 3 hidróxido de ferro (III)

Reações de ácidos e bases

Ácido forte e base forte

Tal reação é chamada de neutralização: com reagentes suficientes para dissociar completamente o ácido e a base, a solução resultante será neutra.

Exemplo:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Base fraca e ácido fraco

Visão geral da reação:
Base fraca (solução) + H 2 O ↔ Ácido fraco (solução) + OH - (solução)

Base forte e ácido fraco

A base dissocia-se completamente, o ácido dissocia-se parcialmente, a solução resultante tem propriedades de base fraca:

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

Ácido forte e base fraca

O ácido se dissocia completamente, a base não se dissocia completamente:

Dissociação da água

A dissociação é a quebra de uma substância em suas moléculas constituintes. As propriedades de um ácido ou base dependem do equilíbrio que está presente na água:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (solução) + OH - (solução)
Kc = / 2
A constante de equilíbrio da água em t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , a seguinte igualdade também ocorre: = 10 -14 , que é chamada de constante de dissociação da água. Para água pura = = 10 -7, onde -lg = 7,0.

Esse valor (-lg) é chamado de pH - o potencial do hidrogênio. Se pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, então a substância tem propriedades básicas.

Métodos para determinar o pH

método instrumental

Um medidor de pH de dispositivo especial é um dispositivo que transforma a concentração de prótons em uma solução em um sinal elétrico.

Indicadores

Uma substância que muda de cor em uma determinada faixa de valores de pH dependendo da acidez da solução, usando vários indicadores, você pode obter um resultado bastante preciso.

Sal

Um sal é um composto iônico formado por um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de O 2-. Em uma solução aquosa fraca, os sais dissociam-se completamente.

Para determinar as propriedades ácido-base de uma solução salina, é necessário determinar quais íons estão presentes na solução e considerar suas propriedades: íons neutros formados a partir de ácidos e bases fortes não afetam o pH: nem H + nem OH - são liberados na água. Por exemplo, Cl-, NO-3, SO 2-4, Li+, Na+, K+.

Os ânions formados a partir de ácidos fracos apresentam propriedades alcalinas (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), cátions com propriedades alcalinas não existem.

Todos os cátions, exceto os metais do primeiro e do segundo grupos, possuem propriedades ácidas.

solução de buffer

Soluções que mantêm seu pH quando uma pequena quantidade de um ácido forte ou base forte é adicionada geralmente consistem em:

• Uma mistura de um ácido fraco, o sal correspondente e uma base fraca
• Base fraca, sal correspondente e ácido forte

Para preparar uma solução tampão de uma certa acidez, é necessário misturar um ácido ou base fraca com o sal correspondente, levando em consideração:

• Faixa de pH em que a solução tampão será eficaz
• A capacidade de uma solução é a quantidade de ácido forte ou base forte que pode ser adicionada sem afetar o pH da solução.
• Não devem ocorrer reações indesejadas que possam alterar a composição da solução

Teste:

Fundações - substâncias complexas constituídas por um átomo de metal e um ou mais grupos hidroxila. Fórmula geral de bases Eu (OH) n . As bases (do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica) são eletrólitos que se dissociam quando dissolvidos em água para formar cátions metálicos e íons hidróxido OH -.

Classificação. Com base em sua solubilidade em água, as bases são divididas em álcalis(bases solúveis em água) e bases insolúveis em água . Os álcalis formam metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como alguns outros elementos metálicos. De acordo com a acidez (o número de íons OH - formados durante a dissociação completa, ou o número de etapas de dissociação), as bases são divididas em ácido único (com a dissociação completa, um íon OH é obtido; um estágio de dissociação) e poliácido (com dissociação completa, mais de um íon OH é obtido; mais de uma etapa de dissociação). Entre as bases poliácidas, existem dois ácidos(por exemplo, Sn(OH) 2 ), triácido(Fe (OH) 3) e quatro ácidos (Th(OH)4). Um ácido é, por exemplo, a base KOH.

Aloque um grupo de hidróxidos que apresentam dualidade química. Eles interagem com bases e ácidos. Isso é hidróxidos anfotéricos ( cm. tabela 1).

Tabela 1 - Hidróxidos anfotéricos

Hidróxido anfotérico (forma básica e ácida)	Resíduo de ácido e sua valência	íon complexo
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	SnO2 (II)	2–
Pb(OH) 2 / H 2 PbO 2	PbO2 (II)	2–
Fe(OH)3/HFeO2	FeO 2 (I)	– , 3–
Cr(OH)3/HCrO2	CrO2 (I)	– , 3–

propriedades físicas. As bases são sólidos de várias cores e solubilidade variável em água.

Propriedades químicas das bases

1) Dissociação: KOH + n H 2 O K + × m H 2 O + OH - × d H2O ou abreviado: KOH K++ OH-.

As bases poliácidas dissociam-se em várias etapas (principalmente a dissociação ocorre na primeira etapa). Por exemplo, a base de dois ácidos Fe (OH) 2 dissocia-se em duas etapas:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 estágio);

FeOH + Fe 2+ + OH - (estágio 2).

2) Interação com indicadores(álcalis transformam-se em azul de tornassol roxo, amarelo alaranjado de metila e framboesa fenolftaleína):

indicador + OH - ( alcalino) composto colorido.

3 ) Decomposição com a formação de óxido e água (ver. mesa 2). Hidróxidos os metais alcalinos são resistentes ao calor (fundem sem decomposição). Hidróxidos de metais alcalinos terrosos e pesados ​​geralmente se decompõem facilmente. A exceção é Ba(OH) 2, em que t diff é alto o suficiente (aproximadamente 1000° C).

Zn(OH)2ZnO + H2O.

Tabela 2 - Temperaturas de decomposição para alguns hidróxidos metálicos

Hidróxido	t decompor, °C	Hidróxido	t decompor, °C	Hidróxido	t decompor, °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	Em(OH)3	150

4 ) A interação de álcalis com alguns metais(por exemplo, Al e Zn):

Em solução: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.

Quando fundido: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) Interação de álcalis com não metais:

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

6) Interação de álcalis com óxidos ácidos e anfotéricos:

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

Em solução: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Quando fundido com óxido anfotérico: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reação de bases com ácidos:

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) Interação de álcalis com hidróxidos anfotéricos(cm. tabela 1):

Em solução: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Quando fundido: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) A interação de álcalis com sais. Os sais reagem com uma base insolúvel em água. :

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

Recibo. Bases insolúveis em água obtido pela reação do sal correspondente com álcali:

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

Os álcalis recebem:

1) A interação do óxido metálico com a água:

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

2) Interação de metais alcalinos e alcalino-terrosos com água:

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

3) Eletrólise de soluções salinas:

2NaCl + 2H 2 OH 2 + 2NaOH + Cl 2.

4 ) Interação de troca de hidróxidos de metais alcalino-terrosos com alguns sais. No decorrer da reação, um sal insolúvel deve necessariamente ser obtido. .

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

LA Yakovishin

DEFINIÇÃO

motivos eletrólitos são chamados, durante a dissociação dos quais apenas íons OH - são formados a partir de íons negativos:

Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 2OH-;

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

Todas as bases inorgânicas são classificadas em solúveis em água (álcalis) - NaOH, KOH e insolúveis em água (Ba (OH) 2, Ca (OH) 2). Dependendo das propriedades químicas exibidas, os hidróxidos anfotéricos são diferenciados entre as bases.

Propriedades químicas das bases

Sob a ação de indicadores em soluções de bases inorgânicas, sua cor muda; portanto, quando uma base entra em uma solução, torna-se azul, laranja de metila - amarelo e fenolftaleína - framboesa.

As bases inorgânicas são capazes de reagir com ácidos para formar um sal e água, além disso, as bases insolúveis em água interagem apenas com ácidos solúveis em água:

Cu(OH)2↓ + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O.

As bases insolúveis em água são termicamente instáveis, i.e. quando aquecidos, eles se decompõem para formar óxidos:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

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

Alcalis (bases solúveis em água) interagem com óxidos ácidos para formar sais:

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3.

Os álcalis também são capazes de entrar em reações de interação (OVR) com alguns não metais:

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

Algumas bases entram em reações de troca com sais:

Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4↓.

Hidróxidos anfotéricos (bases) também exibem as propriedades de ácidos fracos e reagem com álcalis:

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

As bases anfotéricas incluem hidróxidos de alumínio e zinco. cromo (III), etc.

Propriedades físicas das bases

A maioria das bases são sólidos que têm solubilidade variável em água. Os álcalis são bases solúveis em água, na maioria das vezes sólidos brancos. As bases insolúveis em água podem ter cores diferentes, por exemplo, o hidróxido de ferro (III) é um sólido marrom, o hidróxido de alumínio é um sólido branco e o hidróxido de cobre (II) é um sólido azul.

Obtendo os fundamentos

As bases são obtidas de várias maneiras, por exemplo, pela reação:

- intercâmbio

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

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

— interações de metais ativos ou seus óxidos com água

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2;

BaO + H2O → Ba(OH)2↓;

– eletrólise de soluções aquosas de sais

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

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício	Calcule a massa prática de óxido de alumínio (o rendimento do produto alvo é de 92%) da reação de decomposição do hidróxido de alumínio com uma massa de 23,4 g.
Decisão	Vamos escrever a equação da reação: 2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O. Massa molar de hidróxido de alumínio calculada usando D.I. Mendeleev - 78 g/mol. Encontre a quantidade de substância hidróxido de alumínio: 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. De acordo com a equação de reação v (Al (OH) 3): v (Al 2 O 3) \u003d 2: 1, portanto, a quantidade de substância de alumina será: 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. Massa molar de óxido de alumínio, calculada usando D.I. Mendeleev - 102 g/mol. Encontre a massa teórica de óxido de alumínio: m(Al 2 O 3) th \u003d 0,15 × 102 \u003d 15,3 g. Então, a massa prática de óxido de alumínio é: 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.
Responda	A massa de óxido de alumínio é 14 g.

EXEMPLO 2

Exercício

Faça uma série de transformações: Fe → FeCl 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → Fe(NO 3) 3

Propriedades químicas das principais classes de compostos inorgânicos

Óxidos de ácido

1. Óxido ácido + água \u003d ácido (exceção - SiO 2)
   SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
   Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4
2. Óxido ácido + álcali \u003d sal + água
   SO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 3 + H 2 O
   P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
3. Óxido ácido + óxido básico = sal
   CO 2 + BaO = BaCO 3
   SiO 2 + K 2 O \u003d K 2 SiO 3

   Óxidos básicos

   1. Óxido básico + água \u003d alcalino (óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem)
      CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2
      Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH
   2. Óxido básico + ácido = sal + água
      CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O
      3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
   3. Óxido básico + óxido ácido = sal
      MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
      Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3

      Óxidos anfotéricos

      1. Óxido anfotérico + ácido = sal + água
         Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O
         ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O
      2. Óxido anfotérico + sal alcalino \u003d (+ água)
         ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H 2 O (Mais correto: ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Mais correto: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Óxido anfótero + óxido ácido = sal
         ZnO + CO 2 = ZnCO 3
      4. Óxido anfótero + óxido básico = sal (quando fundido)
         ZnO + Na 2 O \u003d Na 2 ZnO 2
         Al 2 O 3 + K 2 O \u003d 2KAlO 2
         Cr 2 O 3 + CaO \u003d Ca (CrO 2) 2

         ácidos

         1. Ácido + óxido básico = sal + água
            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. Ácido + Óxido Anfotérico = Sal + Água
            3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
            2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
         3. Ácido + base = sal + água
            H 2 SiO 3 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O
         4. Ácido + Hidróxido Anfotérico = Sal + Água
            3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
            2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
         5. Ácido forte + sal de um ácido fraco = ácido fraco + sal de um ácido forte
            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. Ácido + metal (localizado à esquerda do hidrogênio na série de tensão) \u003d sal + hidrogênio
            2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2
            H 2 SO 4 (razb.) + Fe \u003d FeSO 4 + H 2
            Importante: os ácidos oxidantes (HNO 3 , H 2 SO 4 concentrado) reagem de forma diferente com os metais.

         Hidróxidos anfotéricos

         1. Hidróxido Anfotérico + Ácido = Sal + Água
            2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
            Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
         2. Hidróxido anfotérico + álcali \u003d sal + água (quando fundido)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
            Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
         3. Hidróxido anfotérico + álcali = sal (em solução aquosa)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
            Sn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
            Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Al(OH)3 + NaOH = Na
            Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

            álcalis

            1. Alcalino + óxido ácido \u003d sal + água
               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. Alcalino + ácido \u003d sal + água
               3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
               Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
            3. Alcalino + óxido anfotérico \u003d sal + água
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Mais correto: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alcalino + hidróxido anfotérico = sal (em solução aquosa)
               2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
               NaOH + Al(OH) 3 = Na
            5. Alcalino + sal solúvel = base insolúvel + sal
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl
            6. Alcalino + metal (Al, Zn) + água = sal + hidrogênio
               2NaOH + Zn + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
               2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2

               sal

               1. Sal de Ácido Fraco + Ácido Forte = Sal de Ácido Forte + Ácido Fraco
                  Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
                  BaCO 3 + 2HCl \u003d BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
               2. Sal solúvel + sal solúvel = sal insolúvel + sal
                  Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
                  CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl
               3. Sal solúvel + sal alcalino \u003d + base insolúvel
                  Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
                  2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
               4. Sal metálico solúvel (*) + metal (**) = sal metálico (**) + metal (*)
                  Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
                  Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
                  Importante: 1) o metal (**) deve estar na série de tensão à esquerda do metal (*), 2) o metal (**) NÃO deve reagir com a água.

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