2.5 Vlastnosti kyselín, zásad a solí z pohľadu teórie elektrolytickej disociácie
Zvážte vo svetle teórie elektrolytickej disociácie vlastnosti látok, ktoré vykazujú vlastnosti elektrolytov vo vodných roztokoch.
Kyseliny. Kyseliny majú tieto všeobecné vlastnosti:
schopnosť interagovať so zásadami za vzniku solí;
schopnosť interagovať s niektorými kovmi s uvoľňovaním vodíka;
schopnosť meniť farby indikátorov, najmä spôsobiť červený lakmus;
kyslá chuť.
Disociáciou akejkoľvek kyseliny vznikajú vodíkové ióny. Preto všetky vlastnosti, ktoré sú spoločné pre vodné roztoky kyselín, musíme vysvetliť prítomnosťou hydratovaných vodíkových iónov. Sú to tie, ktoré spôsobujú červenú farbu lakmusu, dodávajú kyslú chuť kyselinám atď. S elimináciou vodíkových iónov, napríklad pri neutralizácii, miznú aj kyslé vlastnosti. Preto teória elektrolytickej disociácie definuje kyseliny ako elektrolyty, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.
V silných kyselinách, ktoré disociujú úplne, sa vlastnosti kyselín prejavia vo väčšej miere, v slabých kyselinách v menšej miere. Čím lepšie kyselina disociuje, t.j. čím väčšia je jeho disociačná konštanta, tým je silnejšia.
Disociačné konštanty kyselín sa menia vo veľmi širokom rozsahu. Najmä disociačná konštanta kyanovodíka je oveľa menšia ako disociačná konštanta kyseliny octovej. A hoci sú obe tieto kyseliny slabé, kyselina octová je stále oveľa silnejšia ako kyanovodík. Hodnoty prvej a druhej disociačnej konštanty kyseliny sírovej ukazujú, že vo vzťahu k prvému stupňu disociácie je H2SO4 silná kyselina a vo vzťahu k druhému je slabá. Kyseliny s disociačnými konštantami v rozsahu 10 -4 - 10 -2 sa niekedy označujú ako stredne silné kyseliny. Patria sem najmä kyseliny ortofosforečná a sírová (s ohľadom na disociáciu v prvom stupni).
základy. Vodné roztoky zásad majú tieto všeobecné vlastnosti:
schopnosť interagovať s kyselinami za vzniku solí;
schopnosť meniť farby indikátorov inak, ako ich menia kyseliny (napríklad spôsobujú modrú farbu lakmusu);
Akási „mydlová“ chuť.
Keďže prítomnosť hydroxidových iónov v nich je spoločná pre všetky zásadité roztoky, je zrejmé, že nositeľom zásaditých vlastností je hydroxidový ión. Zásady sú preto z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie elektrolyty, ktoré disociujú v roztokoch za eliminácie hydroxidových iónov.
Sila zásad, podobne ako sila kyselín, závisí od hodnoty disociačnej konštanty. Čím väčšia je disociačná konštanta danej bázy, tým je silnejšia.
Existujú hydroxidy, ktoré môžu interagovať a vytvárať soli nielen s kyselinami, ale aj so zásadami. Medzi takéto hydroxidy patrí hydroxid zinočnatý. Keď interaguje napríklad s kyselinou chlorovodíkovou, získa sa chlorid zinočnatý:
Zn(OH)2 + 2HCl \u003d ZnCl2 + 2H20
a pri interakcii s hydroxidom sodným - zinočnatom sodným:
Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2Zn02 + 2H20
Hydroxidy s touto vlastnosťou sa nazývajú amfotérne hydroxidy alebo amfotérne elektrolyty. Takéto hydroxidy okrem hydroxidu zinočnatého zahŕňajú hydroxidy hliníka, chrómu a niektoré ďalšie.
Fenomén amfoterity sa vysvetľuje tým, že v molekulách amfotérnych elektrolytov sa sila väzby medzi kovom a kyslíkom mierne líši od sily väzby medzi kyslíkom a vodíkom. Disociácia takýchto molekúl je preto možná na miestach oboch týchto väzieb. Ak amfotérny elektrolyt označíme vzorcom ROH, potom jeho disociáciu môžeme vyjadriť schémou
H + + RO - - ROH-R + + OH -
V amfotérnom roztoku elektrolytu teda existuje komplexná rovnováha, v ktorej sa produkty disociácie podieľajú tak na type kyseliny, ako aj na type zásady.
Fenomén amfoterizmu sa pozoruje aj medzi niektorými organickými zlúčeninami. Hrá dôležitú úlohu v biologickej chémii; napríklad proteíny sú amfotérne elektrolyty.
Soľ. Soli možno definovať ako elektrolyty, ktoré sa po rozpustení vo vode disociujú, pričom sa odštiepia kladné ióny iné ako vodíkové ióny a záporné ióny iné ako hydroxidové ióny. Neexistujú žiadne také ióny, ktoré by boli spoločné pre vodné roztoky všetkých solí; preto soli nemajú spoločné vlastnosti. Soli sa spravidla dobre disociujú a čím lepšie, tým menšie sú náboje iónov tvoriacich soľ.
Keď sa soli kyselín rozpustia v roztoku, vytvoria sa katióny kovov, komplexné anióny zvyšku kyseliny, ako aj ióny, ktoré sú produktmi disociácie tohto komplexného zvyšku kyseliny, vrátane iónov H +. Napríklad pri rozpúšťaní hydrogénuhličitanu sodného prebieha disociácia podľa nasledujúcich rovníc:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-
Pri disociácii zásaditých solí vznikajú kyslé anióny a komplexné katióny pozostávajúce z kovu a hydroxoskupín. Tieto komplexné katióny sú tiež schopné disociácie. Preto sú OH - ióny prítomné v zásaditom soľnom roztoku. Napríklad, keď sa hydroxomagnéziumchlorid rozpustí, disociácia prebieha podľa rovníc:
MgOHCl \u003d MgOH + + Cl -
MgOH+ = Mg2+ + OH-
Teória elektrolytickej disociácie teda vysvetľuje všeobecné vlastnosti kyselín prítomnosťou vodíkových iónov v ich roztokoch a všeobecné vlastnosti zásad prítomnosťou hydroxidových iónov v ich roztokoch. Toto vysvetlenie však nie je všeobecné. Sú známe chemické reakcie zahŕňajúce kyseliny a zásady, na ktoré sa teória elektrolytickej disociácie nevzťahuje: Najmä kyseliny a zásady môžu navzájom reagovať bez toho, aby boli disociované na ióny. Takže bezvodý chlorovodík, pozostávajúci iba z molekúl, ľahko reaguje s bezvodými zásadami. Okrem toho sú známe látky, ktoré nemajú vo svojom zložení hydroxoskupiny, ale vykazujú vlastnosti zásad. Napríklad amoniak reaguje s kyselinami a tvorí soli (amónne soli), hoci neobsahuje OH skupiny. Takže s chlorovodíkom tvorí typickú soľ - chlorid amónny:
NH3 + HC1 = NH4C1
Štúdium tohto druhu reakcií, ako aj reakcií vyskytujúcich sa v nevodnom prostredí, viedlo k vytvoreniu všeobecnejších predstáv o kyselinách a zásadách. Jednou z najdôležitejších moderných teórií kyselín a zásad je protónová teória, ktorú v roku 1923 predložil Dr.
Podľa protónovej teórie je kyselina donorom protónov, t.j. častica (molekula alebo ión), ktorá je schopná darovať vodíkový ión - protón, a báza - akceptor protónov, t.j. častica (molekula alebo ión) schopná prijať protón. Pomer medzi kyselinou a zásadou je určený schémou:
Báza + protón - kyselina
Zásada a kyselina spojené týmto pomerom sa nazývajú konjugované. Napríklad ión HS04- je báza konjugovaná s kyselinou H2S04.
Reakciu medzi kyselinou a zásadou predstavuje protónová teória takto:
(Kyselina) 1 + (Zásada) 2 = (Kyselina) 2 + (Zásada) 1
Napríklad v reakcii
HC1 + NH 3 \u003d NH 3 + + Cl -
Cl ión je zásada konjugovaná s kyselinou HC1 a ión NH3+ je kyselina konjugovaná s zásadou NH3.
V protónovej teórii je podstatná poloha, v ktorej sa látka prejavuje ako kyselina alebo zásada, podľa toho, s ktorou ďalšou látkou reaguje. Najdôležitejším faktorom je v tomto prípade väzbová energia látky s protónom. Takže v sérii NH 3 - H 2 O - HF je táto energia maximálna pre NH 3 a minimálna pre HF. Preto v zmesi s NH3 funguje voda ako kyselina a v zmesi s HF - ako zásada:
NH3 + H20 \u003d NH4 + + OH -
HF + H20 \u003d F - + H30 +
tlmivé roztoky
tlmivé roztoky
tlmivé roztoky
Roztoky silných kyselín a zásad v dostatočne vysokých koncentráciách majú tiež tlmivý účinok. Konjugované systémy sú v tomto prípade H3O + / H2O - pre silné kyseliny a OH- / H2O - pre silné zásady ...
Interakcia tetraalkinylidov cínu s chloridmi karboxylových kyselín
Interakcia tetraalkinylidov cínu s chloridmi karboxylových kyselín je autokatalytická a po dosiahnutí určitých koncentrácií chloridu cínatého v reakčnej zmesi proces prebieha za 20-30 minút...
Ak je soľ tvorená slabou kyselinou a silnou zásadou, potom môže byť hydrolytická reakcia schematicky znázornená nasledovne: M + + A - + H2O HA + M + + OH- ...
Hydrolýza soli. Vlastnosti pôdnej hydrolýzy
Hydrolytická reakcia soli tvorenej silnou kyselinou a slabou zásadou môže byť schematicky znázornená nasledovne: M + + A - + H2O MON + H + + A - , (16) a hydrolytická konštanta Kg = . (17) Roztok je kyslý (CH+Son-)...
Hydrolýza soli. Vlastnosti pôdnej hydrolýzy
Zvlášť hlboko prebieha hydrolýza solí tvorených slabou kyselinou a slabou zásadou. Hydrolytická reakcia: M+ + A - + H2O MON + HA. (22) Produkty hydrolýzy sú stále rovnaké, aj keď slabo, disociované na ióny...
Hydrolýza soli. Vlastnosti pôdnej hydrolýzy
Uvažujme teraz o hydrolýze solí tvorených slabou viacsýtnou kyselinou alebo slabou zásadou viacmocného kovu. Hydrolýza takýchto solí prebieha postupne. Takže...
Triedy anorganických látok. roztoky elektrolytov. Veľkosti atómov a vodíkové väzby
elektrolytov. Je známe, že existujú dva hlavné dôvody prechodu elektrického prúdu cez vodiče: buď v dôsledku pohybu elektrónov v elektrickom poli, alebo v dôsledku pohybu iónov. Elektronická vodivosť je neodmysliteľná v prvom rade...
základy
Alkálie (hydroxidy sodíka, draslíka, lítia) tvoria tvrdé, biele, veľmi hygroskopické kryštály. Teplota topenia 322 °C, KOH 405 °C a 473 °C. Kryštálové mriežky hydroxidu draselného sú kubické, ako napríklad NaCl...
základy
Z predchádzajúcej podkapitoly je zrejmé, že väčšina hydroxidov je za normálnych podmienok nerozpustná vo vode. A iba alkálie a hydroxidy druhej skupiny, hlavnej podskupiny, periodickej tabuľky chemických prvkov D. I. Mendelejeva ...
Proces tvorby a rastu zárodočnej kvapky
Voda v prírode je dobrým rozpúšťadlom a vždy obsahuje nečistoty. Takže v morskej vode je rozpustených až 40 g solí na 1 liter, do 1 g v studničnej a pramenitej vode, dažďovej vode a snehu zvyčajne obsahuje 7-10 mg. soľ na 1 liter. voda...
Rozvoj ďalších tried v škole na tému „Chémia rôznych spôsobov varenia“
(Lekcia integrovaná do problémov) „Aby sme pochopili nekonečno, musíme sa najprv oddeliť a potom spojiť...
Chémia komplexných zlúčenín prvkov podskupiny chrómu
Medzi chemickými zlúčeninami, vrátane komplexných, sú paramagnetické a diamagnetické, ktoré interagujú odlišne s vonkajším magnetickým poľom...
Elektrolyty, ich vlastnosti a použitie
Svante Arrhenius upozornil na úzky vzťah medzi schopnosťou roztokov solí, kyselín a zásad viesť elektrický prúd a odchýlkami roztokov týchto látok od zákonov van't Hoffa a Raoulta. Ukázal...
Po prečítaní článku budete vedieť rozdeliť látky na soli, kyseliny a zásady. Článok popisuje, aké je pH roztoku, aké spoločné vlastnosti majú kyseliny a zásady.
Rovnako ako kovy a nekovy, aj kyseliny a zásady sú separáciou látok podľa podobných vlastností. Prvá teória kyselín a zásad patrila švédskemu vedcovi Arrheniusovi. Kyselina arrhenius je trieda látok, ktoré sa pri reakcii s vodou disociujú (rozkladajú) a vytvárajú vodíkový katión H+. Arrheniove zásady vo vodnom roztoku tvoria OH - anióny. Nasledujúcu teóriu navrhli v roku 1923 vedci Brönsted a Lowry. Brønsted-Lowryho teória definuje kyseliny ako látky schopné darovať protón v reakcii (vodíkový katión sa v reakciách nazýva protón). Zásady sú látky schopné v reakcii prijať protón. Súčasná teória je Lewisova teória. Lewisova teória definuje kyseliny ako molekuly alebo ióny schopné prijímať elektrónové páry, a tým vytvárať Lewisove adukty (adukt je zlúčenina vytvorená spojením dvoch reaktantov bez tvorby vedľajších produktov).
V anorganickej chémii sa pod pojmom kyselina spravidla rozumie Bronsted-Lowryho kyselina, teda látky schopné darovať protón. Ak majú na mysli definíciu Lewisovej kyseliny, potom sa v texte takáto kyselina nazýva Lewisova kyselina. Tieto pravidlá platia pre kyseliny a zásady.
Disociácia
Disociácia je proces rozpadu látky na ióny v roztokoch alebo taveninách. Napríklad disociácia kyseliny chlorovodíkovej je rozklad HCl na H+ a Cl-.
Vlastnosti kyselín a zásad
Bázy bývajú na dotyk mydlové, zatiaľ čo kyseliny majú kyslú chuť.
Keď báza reaguje s mnohými katiónmi, vytvorí sa zrazenina. Keď kyselina reaguje s aniónmi, zvyčajne sa uvoľňuje plyn.
Bežne používané kyseliny:
H20, H30+, CH3C02H, H2S04, HS04-, HCl, CH30H, NH3
Bežne používané základy:
OH-, H20, CH3C02-, HS04-, SO42-, Cl-
Silné a slabé kyseliny a zásady
Silné kyseliny
Také kyseliny, ktoré sa vo vode úplne disociujú, pričom vznikajú vodíkové katióny H + a anióny. Príkladom silnej kyseliny je kyselina chlorovodíková HCl:
HCl (roztok) + H 2 O (l) → H 3 O + (roztok) + Cl - (roztok)
Príklady silných kyselín: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Zoznam silných kyselín
- HCl – kyselina chlorovodíková
- HBr - bromovodík
- HI - jodovodík
- HNO 3 - kyselina dusičná
- HClO 4 - kyselina chloristá
- H 2 SO 4 - kyselina sírová
Slabé kyseliny
Rozpustite vo vode len čiastočne, napríklad HF:
HF (roztok) + H2O (l) → H3O + (roztok) + F - (roztok) - pri takejto reakcii sa viac ako 90 % kyseliny nedisociuje:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Silné a slabé kyseliny možno rozlíšiť meraním vodivosti roztokov: vodivosť závisí od počtu iónov, čím je kyselina silnejšia, tým je disociovanejšia, preto čím silnejšia je kyselina, tým vyššia je vodivosť.
Zoznam slabých kyselín
- HF fluorovodíková
- H3PO4 fosforečná
- H 2 SO 3 sírová
- H2S sírovodík
- H 2 CO 3 uhlie
- H 2 SiO 3 kremík
Silné základy
Silné zásady úplne disociujú vo vode:
NaOH (roztok) + H20 ↔ NH4
Medzi silné zásady patria hydroxidy kovov prvej (alkaliny, alkalické kovy) a druhej (alkalické terrény, kovy alkalických zemín) skupiny.
Zoznam silných báz
- NaOH hydroxid sodný (lúh sodný)
- KOH hydroxid draselný (žieravý potaš)
- LiOH hydroxid lítny
- Ba(OH)2 hydroxid bárnatý
- Ca(OH) 2 hydroxid vápenatý (hasené vápno)
Slabé základy
Pri reverzibilnej reakcii v prítomnosti vody vytvára OH - ióny:
NH 3 (roztok) + H 2 O ↔ NH + 4 (roztok) + OH - (roztok)
Najslabšími zásadami sú anióny:
F - (roztok) + H 2 O ↔ HF (roztok) + OH - (roztok)
Zoznam slabých báz
- Mg(OH)2 hydroxid horečnatý
- Fe(OH)2 hydroxid železitý
- Hydroxid zinočnatý Zn(OH)2
- NH4OH hydroxid amónny
- Fe (OH) 3 hydroxid železitý
Reakcie kyselín a zásad
Silná kyselina a silná zásada
Takáto reakcia sa nazýva neutralizácia: s dostatočným množstvom činidiel na úplnú disociáciu kyseliny a zásady bude výsledný roztok neutrálny.
Príklad:
H30 + + OH - ↔ 2H20
Slabá zásada a slabá kyselina
Celkový pohľad na reakciu:
Slabá zásada (roztok) + H 2 O ↔ Slabá kyselina (roztok) + OH - (roztok)
Silná zásada a slabá kyselina
Báza úplne disociuje, kyselina čiastočne disociuje, výsledný roztok má slabé zásadité vlastnosti:
HX (roztok) + OH - (roztok) ↔ H 2 O + X - (roztok)
Silná kyselina a slabá zásada
Kyselina úplne disociuje, zásada sa úplne nedisociuje:
Disociácia vody
Disociácia je rozklad látky na jej základné molekuly. Vlastnosti kyseliny alebo zásady závisia od rovnováhy, ktorá je prítomná vo vode:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztok) + OH - (roztok)
Kc = / 2
Rovnovážna konštanta vody pri t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, platí aj táto rovnosť: = 10 -14, ktorá sa nazýva disociačná konštanta vody. Pre čistú vodu = = 10-7, odkiaľ -lg = 7,0.
Táto hodnota (-lg) sa nazýva pH – potenciál vodíka. Ak pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, potom látka má základné vlastnosti.
Metódy stanovenia pH
inštrumentálna metóda
Špeciálne zariadenie pH meter je zariadenie, ktoré transformuje koncentráciu protónov v roztoku na elektrický signál.
Ukazovatele
Látka, ktorá mení farbu v určitom rozsahu hodnôt pH v závislosti od kyslosti roztoku, pomocou niekoľkých indikátorov môžete dosiahnuť pomerne presný výsledok.
Soľ
Soľ je iónová zlúčenina tvorená katiónom iným ako H+ a aniónom iným ako O2-. V slabom vodnom roztoku sa soli úplne disociujú.
Na stanovenie acidobázických vlastností soľného roztoku, je potrebné určiť, ktoré ióny sú v roztoku prítomné a zvážiť ich vlastnosti: neutrálne ióny vytvorené zo silných kyselín a zásad neovplyvňujú pH: vo vode sa neuvoľňujú ióny H + ani OH -. Napríklad Cl-, NO-3, S02-4, Li+, Na+, K+.
Anióny tvorené zo slabých kyselín vykazujú alkalické vlastnosti (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), katióny s alkalickými vlastnosťami neexistujú.
Všetky katióny, okrem kovov prvej a druhej skupiny, majú kyslé vlastnosti.
Tlmivého roztoku
Roztoky, ktoré si udržia svoje pH, keď sa pridá malé množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, vo všeobecnosti pozostávajú z:
- Zmes slabej kyseliny, zodpovedajúcej soli a slabej zásady
- Slabá zásada, zodpovedajúca soľ a silná kyselina
Na prípravu tlmivého roztoku s určitou kyslosťou je potrebné zmiešať slabú kyselinu alebo zásadu so zodpovedajúcou soľou, pričom treba vziať do úvahy:
- Rozsah pH, v ktorom bude tlmivý roztok účinný
- Kapacita roztoku je množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, ktoré možno pridať bez ovplyvnenia pH roztoku.
- Nemali by nastať žiadne nežiaduce reakcie, ktoré by mohli zmeniť zloženie roztoku
Test:
základy - komplexné látky pozostávajúce z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín. Všeobecný vzorec zásad ja (OH) n . Bázy (z pohľadu teórie elektrolytickej disociácie) sú elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode disociujú za vzniku katiónov kovov a hydroxidových iónov OH -.
Klasifikácia. Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na alkálie(zásady rozpustné vo vode) a vo vode nerozpustné zásady . Alkálie tvoria alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj niektoré ďalšie kovové prvky. Podľa kyslosti (počet OH - iónov vzniknutých pri úplnej disociácii, resp. počtu disociačných krokov) sa zásady delia na jediná kyselina (pri úplnej disociácii sa získa jeden OH ión; jeden stupeň disociácie) a polykyselina (pri úplnej disociácii sa získa viac ako jeden OH ión; viac ako jeden disociačný krok). Medzi polykyselinové zásady patria dvojkyselina(napríklad Sn(OH)2), trikyselina(Fe (OH) 3) a štvor-kys (Th(OH)4). Jednou z kyselín je napríklad zásada KOH.
Priraďte skupinu hydroxidov, ktoré vykazujú chemickú dualitu. Interagujú so zásadami aj kyselinami. Toto je amfotérne hydroxidy ( cm. stôl 1).
Tabuľka 1 - Amfotérne hydroxidy
|
Amfotérny hydroxid (zásaditá a kyslá forma) |
Kyslý zvyšok a jeho mocenstvo |
komplexný ión |
|
Zn(OH)2/H2Zn02 |
ZnO2 (II) |
2– |
|
Al(OH)3/HAI02 |
AlO2 (I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2Be02 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH)2/H2Sn02 |
Sn02 (II) |
2– |
|
Pb(OH)2/H2Pb02 |
PbO2 (II) |
2– |
|
Fe(OH)3/HFe02 |
FeO 2 (I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCr02 |
CrO2 (I) |
– , 3– |
fyzikálne vlastnosti. Bázy sú pevné látky rôznych farieb a rôznej rozpustnosti vo vode.
Chemické vlastnosti zásad
1) Disociácia: KOH+ n H20 K + × m H20 + OH - x d H 2 O alebo skrátene: KOH K + + OH -.
Polykyselinové zásady disociujú v niekoľkých krokoch (väčšinou k disociácii dochádza v prvom kroku). Napríklad dvojkyselina Fe (OH) 2 disociuje v dvoch krokoch:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 stupeň);
FeOH + Fe2+ + OH - (stupeň 2).
2) Interakcia s indikátormi(zásady sa sfarbia do fialova lakmusovo modrého, metyloranžovo žltého a fenolftaleínového malina):
indikátor + OH - ( alkálie) farebná zlúčenina.
3 ) Rozklad s tvorbou oxidu a vody (pozri. tabuľka 2). Hydroxidy alkalické kovy sú odolné voči teplu (tavia sa bez rozkladu). Hydroxidy kovov alkalických zemín a ťažkých kovov sa zvyčajne ľahko rozkladajú. Výnimkou je Ba(OH) 2, v ktorom t rozdiel je dostatočne vysoký (približne 1000° C).
Zn(OH)2ZnO + H20.
Tabuľka 2 - Teploty rozkladu pre niektoré hydroxidy kovov
| Hydroxid | t rozložiť, °C | Hydroxid | t rozložiť, °C | Hydroxid | t rozložiť, °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 ) Interakcia alkálií s niektorými kovmi(napr. Al a Zn):
V roztoku: 2Al + 2NaOH + 6H20® 2Na + 3H2
2Al + 2OH - + 6H20®2 - + 3H 2.
Pri fúzii: 2Al + 2NaOH + 2H202NaAl02 + 3H2.
5 ) Interakcia alkálií s nekovmi:
6 NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaCl03 + 3H20.
6) Interakcia alkálií s kyslými a amfotérnymi oxidmi:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H20.
V roztoku: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.
Pri fúzii s amfotérnym oxidom: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H20.
7) Reakcia zásad s kyselinami:
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 ® ZnSO 4 + 2H20 2H + + Zn (OH) 2 ® Zn2+ + 2H20.
8) Interakcia alkálií s amfotérnymi hydroxidmi(cm. stôl 1):
V roztoku: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Pri kondenzácii: 2NaOH + Zn(OH)2Na2Zn02 + 2H20.
9 ) Interakcia alkálií so soľami. Soli reagujú so zásadou, ktorá je nerozpustná vo vode. :
CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.
Potvrdenie. Zásady nerozpustné vo vode získaný reakciou zodpovedajúcej soli s alkáliou:
2NaOH + ZnS О 4 ® Na2S04 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2 ¯.
Alkálie prijímajú:
1) Interakcia oxidu kovu s vodou:
Na20 + H20® 2NaOH CaO + H20® Ca (OH) 2.
2) Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou:
2Na + H20® 2NaOH + H2Ca + 2H20® Ca (OH)2 + H2.
3) Elektrolýza soľných roztokov:
2NaCl + 2H20H2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Výmenná interakcia hydroxidov kovov alkalických zemín s niektorými soľami. V priebehu reakcie sa musí nevyhnutne získať nerozpustná soľ. .
Ba(OH)2 + Na2C03 ® 2NaOH + BaC03 ¯ Ba2 + + CO 3 2 - ® BaCO 3 ¯.
L.A. Yakovishin
DEFINÍCIA
dôvodov elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú zo záporných iónov iba ióny OH -:
Fe (OH)2 ↔ Fe2+ + 2OH -;
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.
Všetky anorganické zásady sa delia na vo vode rozpustné (alkálie) - NaOH, KOH a vo vode nerozpustné (Ba (OH) 2, Ca (OH) 2). V závislosti od vykazovaných chemických vlastností sa medzi zásadami rozlišujú amfotérne hydroxidy.
Chemické vlastnosti zásad
Pôsobením indikátorov na roztoky anorganických zásad sa ich farba mení, napríklad keď zásada vstúpi do roztoku, lakmus sa zmení na modrý, metyloranžový - žltý a fenolftaleín - malina.
Anorganické zásady sú schopné reagovať s kyselinami za vzniku soli a vody, navyše vo vode nerozpustné zásady interagujú iba s kyselinami rozpustnými vo vode:
Cu(OH)2↓ + H2S04 = CuS04 + 2H20;
NaOH + HCl \u003d NaCl + H20.
Vo vode nerozpustné zásady sú tepelne nestabilné, t.j. pri zahrievaní sa rozkladajú za vzniku oxidov:
2Fe(OH)3 = Fe203 + 3 H20;
Mg (OH)2 \u003d MgO + H20.
Alkálie (vo vode rozpustné zásady) interagujú s kyslými oxidmi za vzniku solí:
NaOH + CO2 \u003d NaHC03.
Alkálie sú tiež schopné vstúpiť do interakčných reakcií (OVR) s niektorými nekovmi:
2NaOH + Si + H20 → Na2Si03 + H2.
Niektoré zásady vstupujú do výmenných reakcií so soľami:
Ba(OH)2 + Na2S04 = 2NaOH + BaS04↓.
Amfotérne hydroxidy (zásady) tiež vykazujú vlastnosti slabých kyselín a reagujú s alkáliami:
Al (OH)3 + NaOH \u003d Na.
Amfotérne bázy zahŕňajú hydroxidy hliníka a zinku. chróm (III) atď.
Fyzikálne vlastnosti zásad
Väčšina báz sú pevné látky, ktoré majú rôznu rozpustnosť vo vode. Alkálie sú vo vode rozpustné zásady, najčastejšie biele tuhé látky. Vo vode nerozpustné zásady môžu mať rôzne farby, napríklad hydroxid železitý je hnedá pevná látka, hydroxid hlinitý je biela pevná látka a hydroxid meďnatý je modrá pevná látka.
Získanie pozemku
Bázy sa získavajú rôznymi spôsobmi, napríklad reakciou:
— výmena
CuS04 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2S04;
K2C03 + Ba(OH)2 -> 2KOH + BaC03↓;
— interakcie aktívnych kovov alebo ich oxidov s vodou
2Li + 2H20 -> 2LiOH + H2;
BaO + H20 -> Ba(OH)2↓;
– elektrolýza vodných roztokov solí
2NaCl + 2H20 \u003d 2NaOH + H2 + Cl2.
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
| Cvičenie | Vypočítajte praktickú hmotnosť oxidu hlinitého (výťažok cieľového produktu je 92 %) z rozkladnej reakcie hydroxidu hlinitého s hmotnosťou 23,4 g. |
| rozhodnutie | Napíšeme reakčnú rovnicu: 2Al(OH)3 \u003d Al203 + 3H20. Molárna hmotnosť hydroxidu hlinitého vypočítaná pomocou D.I. Mendelejev - 78 g / mol. Nájdite množstvo látky hydroxidu hlinitého: 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. Podľa reakčnej rovnice v (Al (OH) 3): v (Al 2 O 3) \u003d 2: 1 bude teda množstvo látky oxidu hlinitého: v (Al203) \u003d 0,5 x v (Al (OH) 3); v (Al 2 O 3) \u003d 0,5 × 0,3 \u003d 0,15 mol. Molárna hmotnosť oxidu hlinitého vypočítaná pomocou D.I. Mendelejev - 102 g / mol. Nájdite teoretickú hmotnosť oxidu hlinitého: m(Al203) th \u003d 0,15 × 102 \u003d 15,3 g. Potom je praktická hmotnosť oxidu hlinitého: m(Al203) pr = m(Al203) th x 92/100; m(Al203) pr \u003d 15,3 × 0,92 \u003d 14 g. |
| Odpoveď | Hmotnosť oxidu hlinitého je 14 g. |
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | Vykonajte sériu transformácií: Fe → FeCl 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → Fe(NO 3) 3 |
Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín
Oxidy kyselín
- Oxid kyseliny + voda \u003d kyselina (výnimka - SiO 2)
S03 + H20 \u003d H2S04
Cl207 + H20 \u003d 2HCl04 - Oxid kyseliny + zásada \u003d soľ + voda
S02 + 2NaOH \u003d Na2S03 + H20
P2O5 + 6KOH \u003d 2K3P04 + 3H20 - Oxid kyseliny + zásaditý oxid = soľ
C02 + BaO = BaC03
Si02 + K20 \u003d K2Si03Zásadité oxidy
- Zásaditý oxid + voda \u003d alkálie (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú)
CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2
Na20 + H20 \u003d 2NaOH - Zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda
CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H20
3K20 + 2H3P04 = 2K3P04 + 3H20 - Zásaditý oxid + kyslý oxid = soľ
MgO + CO2 \u003d MgCO3
Na20 + N205 \u003d 2NaNO 3Amfotérne oxidy
- Amfotérny oxid + kyselina = soľ + voda
Al2O3 + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H20
ZnO + H2S04 \u003d ZnS04 + H20 - Amfotérny oxid + alkálie \u003d soľ (+ voda)
ZnO + 2KOH \u003d K2ZnO2 + H2O (správnejšie: ZnO + 2KOH + H20 \u003d K2)
Al203 + 2NaOH = 2NaAl02 + H20 (správnejšie: Al203 + 2NaOH + 3H20 = 2Na) - Amfotérny oxid + kyslý oxid = soľ
ZnO + C02 = ZnC03 - Amfotérny oxid + zásaditý oxid = soľ (po roztavení)
ZnO + Na20 \u003d Na2Zn02
Al203 + K20 \u003d 2KA102
Cr203 + CaO \u003d Ca (CrO2) 2kyseliny
- Kyselina + zásaditý oxid = soľ + voda
2HNO3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + H2O
3H2S04 + Fe203 \u003d Fe2 (S04)3 + 3H20 - Kyselina + amfotérny oxid = soľ + voda
3H2SO4 + Cr203 \u003d Cr2(SO4)3 + 3H20
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H20 - Kyselina + zásada = soľ + voda
H2SiO3 + 2KOH \u003d K2Si03 + 2H20
2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H20 - Kyselina + amfotérny hydroxid = soľ + voda
3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H20
2HN03 + Zn(OH)2 = Zn(N03)2 + 2H20 - Silná kyselina + soľ slabej kyseliny = slabá kyselina + soľ silnej kyseliny
2HBr + CaCO3 \u003d CaBr2 + H20 + CO2
H2S + K2SiO3 \u003d K2S + H2SiO3 - Kyselina + kov (umiestnený vľavo od vodíka v sérii napätia) \u003d soľ + vodík
2HCl + Zn \u003d ZnCl2 + H2
H2S04 (razb.) + Fe \u003d FeSO4 + H2
Dôležité: oxidačné kyseliny (HNO 3, konc. H 2 SO 4) reagujú s kovmi odlišne.
Amfotérne hydroxidy
- Amfotérny hydroxid + kyselina = soľ + voda
2Al(OH)3 + 3H2S04 = Al2(S04)3 + 6H20
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20 - Amfotérny hydroxid + alkálie \u003d soľ + voda (po roztavení)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20
Al(OH)3 + NaOH = NaAl02 + 2H20 - Amfotérny hydroxid + alkálie = soľ (vo vodnom roztoku)
Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2
Sn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
Al(OH)3 + NaOH = Na
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3alkálie
- Alkálie + oxid kyseliny \u003d soľ + voda
Ba (OH)2 + N205 \u003d Ba (N03)2 + H20
2NaOH + CO2 \u003d Na2C03 + H20 - Alkálie + kyselina \u003d soľ + voda
3KOH + H3P04 = K3P04 + 3H20
Ba(OH)2 + 2HN03 = Ba(N03)2 + 2H20 - Alkálie + amfotérny oxid \u003d soľ + voda
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H20 (správnejšie: 2NaOH + ZnO + H20 = Na2) - Alkálie + amfotérny hydroxid = soľ (vo vodnom roztoku)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
NaOH + Al(OH)3 = Na - Alkálie + rozpustná soľ = nerozpustná zásada + soľ
Ca(OH)2 + Cu(N03)2 = Cu(OH)2 + Ca(N03)2
3KOH + FeCl3 \u003d Fe (OH)3 + 3 KCl - Alkálie + kov (Al, Zn) + voda = soľ + vodík
2NaOH + Zn + 2H20 \u003d Na2 + H2
2KOH + 2Al + 6H20 = 2K + 3H 2soľ
- Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silnej kyseliny + slabá kyselina
Na2SiO3 + 2HNO3 \u003d 2NaNO3 + H2SiO3
BaCO3 + 2HCl \u003d BaCl2 + H20 + CO2 (H2CO3) - Rozpustná soľ + rozpustná soľ = nerozpustná soľ + soľ
Pb(NO 3) 2 + K2S = PbS + 2KNO 3
CaCl2 + Na2C03 \u003d CaC03 + 2NaCl - Rozpustná soľ + zásada \u003d soľ + nerozpustná zásada
Cu(N03)2 + 2NaOH = 2NaN03 + Cu(OH)2
2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3 - Rozpustná soľ kovu (*) + kov (**) = soľ kovu (**) + kov (*)
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Dôležité: 1) kov (**) musí byť v sérii napätia naľavo od kovu (*), 2) kov (**) NESMIE reagovať s vodou.Mohli by vás zaujímať aj ďalšie časti Príručky o chémii:
- Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silnej kyseliny + slabá kyselina
- Alkálie + oxid kyseliny \u003d soľ + voda
- Kyselina + zásaditý oxid = soľ + voda
- Amfotérny oxid + kyselina = soľ + voda
- Zásaditý oxid + voda \u003d alkálie (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú)
