2.5 Proprietățile acizilor, bazelor și sărurilor din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice

Luați în considerare, în lumina teoriei disocierii electrolitice, proprietățile substanțelor care prezintă proprietățile electroliților în soluții apoase.

Acizi. Acizii au următoarele proprietăți generale:

capacitatea de a interacționa cu bazele pentru a forma săruri;

capacitatea de a interacționa cu unele metale cu eliberarea de hidrogen;

capacitatea de a schimba culorile indicatoarelor, în special, de a provoca turnesol roșu;

gust acru.

Disocierea oricărui acid produce ioni de hidrogen. Prin urmare, toate proprietățile care sunt comune soluțiilor apoase de acizi, trebuie să explicăm prezența ionilor de hidrogen hidratați. Ei sunt cei care provoacă culoarea roșie a turnesolului, conferă un gust acru acizilor etc. Odată cu eliminarea ionilor de hidrogen, de exemplu, în timpul neutralizării, proprietățile acide dispar și ele. Prin urmare, teoria disocierii electrolitice definește acizii ca electroliți care se disociază în soluții pentru a forma ioni de hidrogen.

La acizii tari, disociindu-se complet, proprietatile acizilor se manifesta intr-o masura mai mare, la acizii slabi, intr-o masura mai mica. Cu cât acidul se disociază mai bine, adică. cu cât constanta sa de disociere este mai mare, cu atât este mai puternică.

Constantele de disociere ale acizilor variază într-un interval foarte larg. În special, constanta de disociere a cianurii de hidrogen este mult mai mică decât cea a acidului acetic. Și, deși ambii acești acizi sunt slabi, acidul acetic este încă mult mai puternic decât cianura de hidrogen. Valorile primei și celei de-a doua constante de disociere ale acidului sulfuric arată că, în raport cu prima etapă de disociere, H 2 SO 4 este un acid puternic, iar în raport cu al doilea, este slab. Acizii cu constante de disociere în intervalul 10 -4 - 10 -2 sunt uneori denumiți ca acizi cu putere medie. Acestea includ, în special, acizii ortofosforici și sulfurosi (în ceea ce privește disocierea în prima etapă).

Fundamente. Soluțiile apoase de baze au următoarele proprietăți generale:

capacitatea de a interacționa cu acizii pentru a forma săruri;

capacitatea de a schimba culorile indicatorilor altfel decât acizii le schimbă (de exemplu, provoacă culoarea albastră a turnesolului);

Un fel de gust „de săpun”.

Deoarece prezența ionilor de hidroxid în ei este comună tuturor soluțiilor de bază, este clar că purtătorul proprietăților de bază este ionul de hidroxid. Prin urmare, din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice, bazele sunt electroliți care se disociază în soluții cu eliminarea ionilor de hidroxid.

Puterea bazelor, ca și puterea acizilor, depinde de valoarea constantei de disociere. Cu cât constanta de disociere a unei baze date este mai mare, cu atât este mai puternică.

Există hidroxizi care pot interacționa și forma săruri nu numai cu acizii, ci și cu bazele. Hidroxidul de zinc aparține unor astfel de hidroxizi. Când interacționează, de exemplu, cu acidul clorhidric, se obține clorură de zinc:

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

și atunci când interacționează cu hidroxid de sodiu - zincat de sodiu:

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

Hidroxizii cu această proprietate se numesc hidroxizi amfoteri sau electroliți amfoteri. Astfel de hidroxizi, pe lângă hidroxidul de zinc, includ hidroxizi de aluminiu, crom și alții.

Fenomenul de amfoteritate se explică prin faptul că în moleculele electroliților amfoteri, rezistența legăturii dintre metal și oxigen diferă ușor de puterea legăturii dintre oxigen și hidrogen. Prin urmare, disocierea unor astfel de molecule este posibilă la locurile ambelor legături. Dacă notăm un electrolit amfoter prin formula ROH, atunci disocierea lui poate fi exprimată prin schema

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

Astfel, într-o soluție de electrolit amfoter, există un echilibru complex în care produsele de disociere participă atât la tipul de acid, cât și la tipul de bază.

Fenomenul de amfoterism se observă și la unii compuși organici. Joacă un rol important în chimia biologică; de exemplu, proteinele sunt electroliți amfoteri.

Sare. Sărurile pot fi definite ca electroliți care, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază, despărțind ionii pozitivi, alții decât ionii de hidrogen, și ionii negativi, alții decât ionii de hidroxid. Nu există astfel de ioni care ar fi comuni pentru soluțiile apoase ale tuturor sărurilor; prin urmare, sărurile nu au proprietăți comune. De regulă, sărurile se disociază bine și, cu atât mai bine, cu atât sarcinile ionilor care formează sarea sunt mai mici.

Când sărurile acide sunt dizolvate în soluție, se formează cationi metalici, anioni complecși ai reziduului acid, precum și ionii care sunt produșii de disociere ai acestui reziduu acid complex, inclusiv ionii H +. De exemplu, la dizolvarea bicarbonatului de sodiu, disocierea are loc conform următoarelor ecuații:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -

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

În timpul disocierii sărurilor bazice se formează anioni acizi și cationi complecși, formați dintr-un metal și grupări hidroxo. Acești cationi complecși sunt, de asemenea, capabili de disociere. Prin urmare, ionii OH - sunt prezenți într-o soluție bazică de sare. De exemplu, atunci când clorura de hidroxomagneziu este dizolvată, disocierea are loc conform ecuațiilor:

MgOHCI \u003d MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH -

Astfel, teoria disocierii electrolitice explică proprietățile generale ale acizilor prin prezența ionilor de hidrogen în soluțiile lor, iar proprietățile generale ale bazelor prin prezența ionilor de hidroxid în soluțiile lor. Această explicație nu este, totuși, generală. Sunt cunoscute reacții chimice care implică acizi și baze cărora nu se aplică teoria disocierii electrolitice: în special, acizii și bazele pot reacționa între ele fără a fi disociate în ioni. Deci, acidul clorhidric anhidru, constând numai din molecule, reacționează ușor cu bazele anhidre. În plus, se cunosc substanțe care nu au grupări hidroxo în compoziția lor, dar prezintă proprietățile bazelor. De exemplu, amoniacul reacţionează cu acizii şi formează săruri (săruri de amoniu), deşi nu conţine grupări OH. Deci, cu clorură de hidrogen, formează o sare tipică - clorură de amoniu:

NH3 + HC1 = NH4C1

Studiul acestui tip de reacții, precum și a reacțiilor care au loc în medii neapoase, a condus la crearea unor idei mai generale despre acizi și baze. Una dintre cele mai importante teorii moderne despre acizi și baze este teoria protonilor, prezentată în 1923 de Dr.

Conform teoriei protonilor, un acid este un donor de protoni, adică. o particulă (moleculă sau ion) care este capabilă să doneze un ion de hidrogen - un proton și o bază - un acceptor de protoni, adică o particulă (moleculă sau ion) capabilă să accepte un proton. Raportul dintre acid și bază este determinat de schema:

Baza + Proton - Acid

O bază și un acid legați prin acest raport se numesc conjugați. De exemplu, ionul HSO4- este baza conjugată cu acidul H2SO4.

Reacția dintre un acid și o bază este reprezentată de teoria protonilor după cum urmează:

(Acid) 1 + (bază) 2 = (Acid) 2 + (bază) 1

De exemplu, în reacție

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

ionul Cl este baza conjugată cu acidul HC1, iar ionul NH 3 + este acidul conjugat cu baza NH 3.

Esențială în teoria protonilor este poziția conform căreia o substanță se manifestă ca acid sau ca bază, în funcție de ce altă substanță cu care reacționează. Cel mai important factor în acest caz este energia de legare a substanței cu protonul. Deci, în seria NH 3 - H 2 O - HF, această energie este maximă pentru NH 3 și minimă pentru HF. Prin urmare, într-un amestec cu NH 3, apa funcționează ca un acid, iar într-un amestec cu HF - ca bază:

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

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

soluții tampon

soluții tampon

soluții tampon

Soluțiile de acizi și baze puternice la concentrații suficient de mari au și un efect de tamponare. Sistemele conjugate în acest caz sunt H3O + / H2O - pentru acizi tari și OH- / H2O - pentru baze tari...

Interacțiunea tetraalchinilidelor de staniu cu clorurile de acid carboxilic

Interacțiunea tetraalchinilidelor de staniu cu clorurile de acid carboxilic este autocatalitică, iar după atingerea anumitor concentrații de clorură de staniu în amestecul de reacție, procesul se desfășoară în 20-30 de minute...

Dacă sarea este formată dintr-un acid slab și o bază tare, atunci reacția de hidroliză poate fi reprezentată schematic după cum urmează: M + + A - + H2O HA + M + + OH- ...

Hidroliza sării. Caracteristicile hidrolizei solului

Reacția de hidroliză a unei sări formate dintr-un acid tare și o bază slabă poate fi reprezentată schematic astfel: M + + A - + H2O MON + H + + A - , (16) și constanta de hidroliză Kg = . (17) Soluția este acidă (CH+Son-)...

Hidroliza sării. Caracteristicile hidrolizei solului

Hidroliza sărurilor formate dintr-un acid slab și o bază slabă are loc deosebit de profund. Reacția de hidroliză: M+ + A - + H2O MON + NA. (22) Produșii de hidroliză sunt încă aceiași, deși slab, disociați în ioni...

Hidroliza sării. Caracteristicile hidrolizei solului

Să luăm acum în considerare hidroliza sărurilor formate dintr-un acid polibazic slab sau o bază slabă a unui metal polivalent. Hidroliza unor astfel de săruri are loc treptat. Asa de...

Clase de substanțe anorganice. soluții electrolitice. Dimensiunile atomilor și legăturile de hidrogen

electroliti. Se știe că există două motive principale pentru trecerea curentului electric prin conductori: fie din cauza mișcării electronilor într-un câmp electric, fie din cauza mișcării ionilor. Conductivitatea electronică este inerentă, în primul rând...

Fundații

Alcalii (hidroxizi de sodiu, potasiu, litiu) formează cristale dure, albe, foarte higroscopice. Punct de topire 322°C, KOH 405°C și 473°C. Rețelele cristaline ale hidroxidului de potasiu sunt cubice, cum ar fi NaCl...

Fundații

Din subsecțiunea anterioară, se poate observa că majoritatea hidroxizilor sunt insolubili în apă în condiții normale. Și numai alcaline și hidroxizi din a doua grupă, subgrupa principală, din tabelul periodic al elementelor chimice a lui D. I. Mendeleev ...

Procesul de formare și creștere a picăturii germenilor

Fiind un solvent bun, apa în natură conține întotdeauna impurități. Deci, până la 40 g de săruri la 1 litru sunt dizolvate în apă de mare, până la 1 g în apă de fântână și de izvor, apa de ploaie și zăpada conțin de obicei 7-10 mg. sare la 1 litru. apă...

Dezvoltarea de clase suplimentare la școală la tema „Chimia diferitelor metode de gătit”

(Lecție integrată cu probleme) „Pentru a înțelege infinitul, trebuie mai întâi să se separe, apoi să se conecteze...

Chimia compușilor complecși ai elementelor din subgrupa cromului

Printre compușii chimici, inclusiv complecși, se numără paramagnetic și diamagnetic, interacționând diferit cu un câmp magnetic extern...

Electroliții, proprietățile și aplicațiile lor

Svante Arrhenius a atras atenția asupra relației strânse dintre capacitatea soluțiilor de săruri, acizi și baze de a conduce curentul electric și abaterile soluțiilor acestor substanțe de la legile lui van't Hoff și Raoult. El a arătat...

După ce ați citit articolul, veți putea separa substanțele în săruri, acizi și baze. Articolul descrie care este pH-ul unei soluții, ce proprietăți comune au acizii și bazele.

La fel ca metalele și nemetalele, acizii și bazele sunt separarea substanțelor după proprietăți similare. Prima teorie a acizilor și bazelor i-a aparținut omului de știință suedez Arrhenius. Un acid Arrhenius este o clasă de substanțe care, în reacție cu apa, se disociază (se descompun), formând un cation de hidrogen H +. Bazele Arrhenius în soluție apoasă formează OH - anioni. Următoarea teorie a fost propusă în 1923 de oamenii de știință Brönsted și Lowry. Teoria Brønsted-Lowry definește acizii ca substanțe capabile să doneze un proton într-o reacție (un cation de hidrogen se numește proton în reacții). Bazele, respectiv, sunt substanțe capabile să accepte un proton într-o reacție. Teoria actuală este teoria lui Lewis. Teoria lui Lewis definește acizii ca molecule sau ioni capabili să accepte perechi de electroni, formând astfel aducti Lewis (un aduct este un compus format prin combinarea a doi reactanți fără a forma produse secundare).

În chimia anorganică, de regulă, prin acid se înțelege acidul Bronsted-Lowry, adică substanțele capabile să doneze un proton. Dacă înseamnă definiția unui acid Lewis, atunci în text un astfel de acid se numește acid Lewis. Aceste reguli sunt valabile pentru acizi și baze.

Disociere

Disocierea este procesul de dezintegrare a unei substanțe în ioni în soluții sau topituri. De exemplu, disocierea acidului clorhidric este descompunerea HCI în H + și Cl -.

Proprietățile acizilor și bazelor

Bazele tind să fie săpunoase la atingere, în timp ce acizii tind să aibă un gust acru.

Când o bază reacţionează cu mulţi cationi, se formează un precipitat. Când un acid reacţionează cu anionii, de obicei se eliberează gaz.

Acizi folosiți în mod obișnuit:
H2O, H3O+, CH3CO2H, H2SO4, HSO4-, HCI, CH3OH, NH3

Baze utilizate frecvent:
OH-, H2O, CH3C02-, HSO4-, SO42-, CI-

Acizi și baze puternice și slabe

Acizi tari

Astfel de acizi care se disociază complet în apă, producând cationi de hidrogen H + și anioni. Un exemplu de acid puternic este acidul clorhidric HCI:

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

Exemple de acizi tari: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Lista acizilor tari

• HCl - acid clorhidric
• HBr - bromură de hidrogen
• HI - iodură de hidrogen
• HNO 3 - acid azotic
• HClO 4 - acid percloric
• H 2 SO 4 - acid sulfuric

Acizi slabi

Se dizolvă în apă doar parțial, de exemplu, HF:

HF (soluție) + H2O (l) → H3O + (soluție) + F - (soluție) - într-o astfel de reacție, mai mult de 90% din acid nu se disociază:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Acizii tari și slabi pot fi distinși prin măsurarea conductivității soluțiilor: conductivitatea depinde de numărul de ioni, cu cât acidul este mai puternic, cu atât este mai disociat, prin urmare, cu cât acidul este mai puternic, cu atât conductivitatea este mai mare.

Lista acizilor slabi

• HF fluorhidric
• H3PO4 fosforic
• H2S03 sulfuros
• H2S hidrogen sulfurat
• H2CO3 cărbune
• H2Si03 siliciu

Baze puternice

Bazele puternice se disociază complet în apă:

NaOH (soluție) + H 2 O ↔ NH 4

Bazele puternice includ hidroxizi ai metalelor din prima (alcaline, metale alcaline) și a doua (alcaline terestre, metale alcalino-pământoase).

Lista bazelor puternice

• NaOH hidroxid de sodiu (sodă caustică)
• KOH hidroxid de potasiu (potasiu caustic)
• LiOH hidroxid de litiu
• Ba(OH)2 hidroxid de bariu
• Ca(OH)2 hidroxid de calciu (var stins)

Baze slabe

Într-o reacție reversibilă în prezența apei, formează ioni OH -:

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

Cele mai slabe baze sunt anionii:

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

Lista bazelor slabe

• Mg(OH)2 hidroxid de magneziu
• Fe (OH) 2 hidroxid de fier (II).
• Zn(OH)2 hidroxid de zinc
• NH4OH hidroxid de amoniu
• Fe (OH) 3 hidroxid de fier (III).

Reacții ale acizilor și bazelor

Acid puternic și bază puternică

O astfel de reacție se numește neutralizare: cu suficienți reactivi pentru a disocia complet acidul și baza, soluția rezultată va fi neutră.

Exemplu:
H3O + + OH - ↔ 2H2O

Baza slaba si acidul slab

Vedere generală a reacției:
Baza slaba (solutie) + H 2 O ↔ Acid slab (solutie) + OH - (solutie)

Bază puternică și acid slab

Baza se disociază complet, acidul se disociază parțial, soluția rezultată are proprietăți de bază slabe:

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

Acid puternic și bază slabă

Acidul se disociază complet, baza nu se disociază complet:

Disocierea apei

Disocierea este descompunerea unei substanțe în moleculele sale constitutive. Proprietățile unui acid sau unei baze depind de echilibrul prezent în apă:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (soluție) + OH - (soluție)
K c = / 2
Constanta de echilibru a apei la t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , are loc si urmatoarea egalitate: = 10 -14 , care se numeste constanta de disociere a apei. Pentru apa pură = = 10 -7 , de unde -lg = 7,0.

Această valoare (-lg) se numește pH - potențialul hidrogenului. Dacă pH-ul< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, atunci substanța are proprietăți de bază.

Metode de determinare a pH-ului

metoda instrumentala

Un dispozitiv special pH-metru este un dispozitiv care transformă concentrația de protoni dintr-o soluție într-un semnal electric.

Indicatori

O substanță care își schimbă culoarea într-un anumit interval de valori ale pH-ului în funcție de aciditatea soluției, folosind mai mulți indicatori, puteți obține un rezultat destul de precis.

Sare

O sare este un compus ionic format dintr-un cation altul decât H + și un anion altul decât O 2- . Într-o soluție apoasă slabă, sărurile se disociază complet.

Pentru a determina proprietățile acido-bazice ale unei soluții de sare, este necesar să se determine ce ioni sunt prezenți în soluție și să se ia în considerare proprietățile acestora: ionii neutri formați din acizi și baze puternice nu afectează pH-ul: nici ionii H + și nici OH - nu sunt eliberați în apă. De exemplu, CI-, NO-3, S02-4, Li+, Na+, K+.

Anionii formați din acizi slabi prezintă proprietăți alcaline (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), cationii cu proprietăți alcaline nu există.

Toți cationii, cu excepția metalelor din primul și al doilea grup, au proprietăți acide.

soluție tampon

Soluțiile care își mențin pH-ul atunci când se adaugă o cantitate mică de acid tare sau bază tare constau în general din:

• Un amestec de un acid slab, sarea corespunzătoare și o bază slabă
• Baza slaba, sare corespunzatoare si acid puternic

Pentru a prepara o soluție tampon cu o anumită aciditate, este necesar să amestecați un acid sau o bază slabă cu sarea corespunzătoare, ținând cont de:

• intervalul de pH în care soluția tampon va fi eficientă
• Capacitatea unei soluții este cantitatea de acid tare sau de bază tare care poate fi adăugată fără a afecta pH-ul soluției.
• Nu ar trebui să apară reacții nedorite care ar putea modifica compoziția soluției

Test:

Fundații - substanțe complexe formate dintr-un atom de metal și una sau mai multe grupări hidroxil. Formula generală a bazelor Eu (OH) n . Bazele (din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice) sunt electroliți care se disociază la dizolvare în apă pentru a forma cationi metalici și ioni hidroxid OH -.

Clasificare. Pe baza solubilității lor în apă, bazele se împart în alcalii(baze solubile în apă) și baze insolubile în apă . Alcalii formează metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și alte elemente metalice. În funcție de aciditate (numărul de ioni OH - formați în timpul disocierii complete sau numărul de etape de disociere), bazele sunt împărțite în un singur acid (cu disociere completă se obține un ion OH; o etapă de disociere) și poliacid (cu disociere completă, se obține mai mult de un ion OH; mai mult de o etapă de disociere). Printre bazele poliacide, există biacizi(de exemplu, Sn(OH)2), triacid(Fe (OH) 3) și patru-acizi (Th(OH)4). Un acid este, de exemplu, baza KOH.

Alocați un grup de hidroxizi care prezintă dualitate chimică. Ele interacționează atât cu bazele, cât și cu acizii. Aceasta este hidroxizi amfoteri ( cm. tabelul 1).

Tabelul 1 - Hidroxizi amfoteri

Hidroxid amfoter (forma bazică și acidă)	Reziduul acid și valența acestuia	complexitate
Zn(OH)2/H2ZnO2	ZnO 2 (II)	2–
Al(OH)3/HA102	AlO 2 (I)	– , 3–
Be(OH)2/H2BeO2	BeO2(II)	2–
Sn(OH)2/H2SnO2	SnO 2 (II)	2–
Pb(OH)2/H2Pb02	PbO 2 (II)	2–
Fe(OH)3/HFe02	FeO 2 (I)	– , 3–
Cr(OH)3/HCr02	CrO 2 (I)	– , 3–

proprietăți fizice. Bazele sunt solide de diferite culori și solubilitate variabilă în apă.

Proprietățile chimice ale bazelor

1) Disociere: KOH + n H2OK + × m H2O + OH - × d H2O sau prescurtat: KOH K + + OH -.

Bazele poliacide se disociază în mai multe etape (mai ales disocierea are loc în prima etapă). De exemplu, baza cu doi acizi Fe (OH) 2 se disociază în două etape:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 treaptă);

FeOH + Fe 2+ + OH - (etapa 2).

2) Interacțiunea cu indicatorii(alcaliile devin albastru violet de turnesol, galben de metil portocaliu și zmeura cu fenolftaleină):

indicator + OH - ( alcalii) compus colorat.

3 ) Descompunere cu formarea de oxid și apă (vezi. masa 2). Hidroxizi metalele alcaline sunt rezistente la căldură (se topesc fără descompunere). Hidroxizii alcalino-pământos și ai metalelor grele se descompun de obicei ușor. Excepția este Ba(OH) 2, în care t diferența este suficient de mare (aproximativ 1000° C).

Zn(OH)2ZnO + H2O.

Tabelul 2 - Temperaturi de descompunere pentru unii hidroxizi metalici

Hidroxid	t descompune, °C	Hidroxid	t descompune, °C	Hidroxid	t descompune, °C
LiOH	925	Cd(OH)2	130	Au(OH)3	150
Fi(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 ) Interacțiunea alcaline cu unele metale(de exemplu, Al și Zn):

În soluție: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH-+ 6H2O®2-+3H2.

Când este fuzionat: 2Al + 2NaOH + 2H2O2NaAlO2 + 3H2.

5 ) Interacțiunea alcaline cu nemetale:

6 NaOH + 3Cl2 5Na CI + NaClO3 + 3H2O.

6) Interacțiunea alcaline cu oxizii acizi și amfoteri:

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

În soluție: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Când este fuzionat cu oxid amfoter: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reacția bazelor cu acizii:

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

H2S04 + Zn (OH)2® ZnS04 + 2H2O2H + + Zn (OH)2® Zn2+ + 2H2O.

8) Interacțiunea alcaline cu hidroxizi amfoteri(cm. tabelul 1):

În soluție: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Când fuzionat: 2NaOH + Zn(OH)2Na2ZnO2 + 2H2O.

9 ) Interacțiunea alcaline cu sărurile. Sărurile reacţionează cu o bază insolubilă în apă. :

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

chitanta. Baze insolubile în apă obţinut prin reacţia sării corespunzătoare cu alcalii:

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

Alcaliile primesc:

1) Interacțiunea oxidului de metal cu apa:

Na2O + H2O® 2NaOH CaO + H2O® Ca (OH)2.

2) Interacțiunea metalelor alcaline și alcalino-pământoase cu apa:

2Na + H2O® 2NaOH + H2Ca + 2H2O® Ca (OH)2 + H2.

3) Electroliza soluțiilor sărate:

2NaCI + 2H20H2 + 2NaOH + CI2.

4 ) Interacțiunea de schimb a hidroxizilor metalelor alcalino-pământoase cu unele săruri. În cursul reacției, trebuie neapărat să se obțină o sare insolubilă. .

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

LA. Yakovishin

DEFINIȚIE

temeiuri se numesc electroliți, în timpul disocierii cărora din ioni negativi se formează numai ionii OH -:

Fe (OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH -;

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

Toate bazele anorganice sunt clasificate în solubile în apă (alcaline) - NaOH, KOH și insolubile în apă (Ba (OH) 2, Ca (OH) 2). În funcție de proprietățile chimice expuse, hidroxizii amfoteri se disting printre baze.

Proprietățile chimice ale bazelor

Sub acțiunea indicatorilor asupra soluțiilor de baze anorganice, culoarea acestora se schimbă, astfel încât atunci când o bază intră într-o soluție, turnesolul devine albastru, metil portocaliu - galben și fenolftaleina - zmeură.

Bazele anorganice sunt capabile să reacționeze cu acizii pentru a forma o sare și apă, în plus, bazele insolubile în apă interacționează numai cu acizii solubili în apă:

Cu(OH)2↓ + H2S04 = CuS04 + 2H20;

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O.

Bazele insolubile în apă sunt instabile termic, adică când sunt încălzite, se descompun formând oxizi:

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

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

Alcalii (baze solubile în apă) interacționează cu oxizii acizi pentru a forma săruri:

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3.

Alcaliile sunt, de asemenea, capabile să intre în reacții de interacțiune (OVR) cu unele nemetale:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2.

Unele baze intră în reacții de schimb cu sărurile:

Ba(OH)2 + Na2S04 = 2NaOH + BaS04 ↓.

Hidroxizii amfoteri (bazele) prezintă, de asemenea, proprietățile acizilor slabi și reacționează cu alcalii:

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na.

Bazele amfotere includ hidroxizi de aluminiu și zinc. crom (III), etc.

Proprietățile fizice ale bazelor

Majoritatea bazelor sunt solide care au solubilitate variabilă în apă. Alcaliile sunt baze solubile în apă, cel mai adesea solide albe. Bazele insolubile în apă pot avea culori diferite, de exemplu, hidroxidul de fier (III) este un solid maro, hidroxidul de aluminiu este un solid alb, iar hidroxidul de cupru (II) este un solid albastru.

Obținerea terenului

Bazele sunt obținute în diferite moduri, de exemplu, prin reacție:

- schimb valutar

CuS04 + 2KOH → Cu(OH)2 ↓ + K2SO4;

K2C03 + Ba(OH)2 → 2KOH + BaC03↓;

— interacțiunile metalelor active sau ale oxizilor acestora cu apa

2Li + 2H20 → 2LiOH + H2;

BaO + H20 → Ba(OH)2↓;

– electroliza soluţiilor apoase de săruri

2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Calculați masa practică a oxidului de aluminiu (randamentul produsului țintă este de 92%) din reacția de descompunere a hidroxidului de aluminiu cu o masă de 23,4 g.
Decizie	Să scriem ecuația reacției: 2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O. Masa molară a hidroxidului de aluminiu calculată folosind D.I. Mendeleev - 78 g/mol. Aflați cantitatea de substanță hidroxid de aluminiu: 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. Conform ecuației reacției v (Al (OH) 3): v (Al 2 O 3) \u003d 2: 1, prin urmare, cantitatea de substanță de alumină va fi: 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. Masa molară a oxidului de aluminiu, calculată folosind D.I. Mendeleev - 102 g/mol. Aflați masa teoretică a oxidului de aluminiu: m(Al 2 O 3) e \u003d 0,15 × 102 \u003d 15,3 g. Apoi, masa practică a oxidului de aluminiu este: m(Al2O3) pr = m(Al2O3)th × 92/100; m(Al 2 O 3) pr \u003d 15,3 × 0,92 \u003d 14 g.
Răspuns	Masa oxidului de aluminiu este de 14 g.

EXEMPLUL 2

Exercițiu

Efectuați o serie de transformări: Fe → FeCl 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → Fe(NO 3) 3

Proprietăți chimice ale principalelor clase de compuși anorganici

Oxizii acizi

1. Oxid acid + apă \u003d acid (excepție - SiO 2)
   SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
   Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4
2. Oxid acid + alcali \u003d sare + apă
   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. Oxid acid + oxid bazic = sare
   CO2 + BaO = BaCO3
   SiO 2 + K 2 O \u003d K 2 SiO 3

   Oxizii bazici

   1. Oxid de bază + apă \u003d alcalin (oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacționează)
      CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2
      Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH
   2. Oxid bazic + acid = sare + apă
      CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2O
      3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
   3. Oxid bazic + oxid acid = sare
      MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
      Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3

      Oxizi amfoteri

      1. Oxid amfoter + acid = sare + apă
         Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O
         ZnO + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2O
      2. Oxid amfoter + alcali \u003d sare (+ apă)
         ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H 2 O (Mai corect: ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Mai corect: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Oxid amfoter + oxid acid = sare
         ZnO + CO2 = ZnCO3
      4. Oxid amfoter + oxid bazic = sare (când este fuzionat)
         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

         acizi

         1. Acid + oxid bazic = sare + apă
            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. Acid + oxid amfoter = sare + apă
            3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
            2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
         3. Acid + bază = sare + apă
            H 2 SiO 3 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O
         4. Acid + hidroxid amfoter = sare + apă
            3HCI + Cr(OH)3 = CrCI3 + 3H2O
            2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
         5. Acid tare + sare a unui acid slab = acid slab + sare a unui acid tare
            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. Acid + metal (situat în stânga hidrogenului în seria de tensiune) \u003d sare + hidrogen
            2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2
            H2SO4 (razb.) + Fe \u003d FeSO4 + H2
            Important: acizii oxidanți (HNO 3 , conc. H 2 SO 4) reacţionează diferit cu metalele.

         Hidroxizi amfoteri

         1. Hidroxid amfoter + acid = sare + apă
            2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O
            Be(OH)2 + 2HCI = BeCI2 + 2H2O
         2. Hidroxid amfoter + alcali \u003d sare + apă (când sunt topite)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
            Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
         3. Hidroxid amfoter + alcali = sare (în soluție apoasă)
            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 = Na3

            alcalii

            1. Alcali + oxid de acid \u003d sare + apă
               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. Alcali + acid \u003d sare + apă
               3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
               Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
            3. Alcali + oxid amfoter \u003d sare + apă
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Mai corect: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alcali + hidroxid amfoter = sare (în soluție apoasă)
               2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
               NaOH + Al(OH)3 = Na
            5. Alcali + sare solubilă = bază insolubilă + sare
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl
            6. Alcali + metal (Al, Zn) + apă = sare + hidrogen
               2NaOH + Zn + 2H2O \u003d Na2 + H2
               2KOH + 2Al + 6H2O = 2K + 3H2

               sare

               1. Sarea unui acid slab + acid tare = Sarea unui acid puternic + acid slab
                  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. Sare solubilă + sare solubilă = sare insolubilă + sare
                  Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3
                  CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl
               3. Sare solubilă + alcali \u003d sare + bază insolubilă
                  Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2
                  2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
               4. Sare metalica solubila (*) + metal (**) = sare metalica (**) + metal (*)
                  Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
                  Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
                  Important: 1) metalul (**) trebuie să fie în seria de tensiune din stânga metalului (*), 2) metalul (**) NU trebuie să reacționeze cu apa.

                  Ați putea fi, de asemenea, interesat de alte secțiuni ale Manualului de chimie: