Sa čime hidroksidi ne reaguju? Baze (bazni hidroksidi)

Temelji - složene supstance koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidroksilnih grupa. Opća formula baza ja(OH) n . Baze (sa gledišta teorije elektrolitičke disocijacije) su elektroliti koji se rastvaraju u vodi dajući metalne katjone i hidroksidne ione OH -.

Klasifikacija. Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, baze se dele na alkalije(baze rastvorljive u vodi) i baze nerastvorljive u vodi . Alkalije formiraju alkalne i zemnoalkalne metale, kao i neke druge metalne elemente. Prema kiselosti (broju OH - jona nastalih tokom potpune disocijacije, odnosno broju koraka disocijacije), baze se dijele na pojedinačna kiselina (sa potpunom disocijacijom dobija se jedan OH ion; jedna faza disocijacije) i polikiselina (sa potpunom disocijacijom, dobija se više od jednog jona OH; više od jednog koraka disocijacije). Među polikiselim bazama postoje dvo-kiselina(na primjer, Sn(OH) 2 ), triacid(Fe (OH) 3) i četiri kiseline (Th(OH)4). Jedna kiselina je, na primjer, baza KOH.

Odredite grupu hidroksida koji pokazuju hemijsku dualnost. U interakciji su i sa bazama i sa kiselinama. Ovo amfoterni hidroksidi ( cm. tabela 1).

Tabela 1 - Amfoterni hidroksidi

Amfoterni hidroksid (bazni i kiseli oblik)	Kiselinski ostatak i njegova valencija	kompleksni jon
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	PbO 2 (II)	2–
Fe(OH) 3 / HFeO 2	FeO 2 (I)	– , 3–
Cr(OH) 3 / HCrO 2	CrO 2 (I)	– , 3–

fizička svojstva. Baze su čvrste materije različitih boja i različite rastvorljivosti u vodi.

Hemijska svojstva baza

1) Disocijacija: KOH + n H 2 O K + × m H 2 O + OH - × d H 2 O ili skraćeno: KOH K + + OH -.

Polikiselinske baze se disociraju u nekoliko koraka (uglavnom do disocijacije dolazi u prvom koraku). Na primjer, dvokiselinska baza Fe (OH) 2 disocira u dva koraka:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 stepen);

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

2) Interakcija sa indikatorima(alkalije postaju ljubičaste lakmus plave, metilnarandžasto žute, a fenolftalein maline):

indikator + OH - ( alkali) obojeni spoj.

3 ) Raspadanje sa stvaranjem oksida i vode (vidi. tabela 2). Hidroksidi alkalni metali su otporni na toplotu (topi se bez raspadanja). Hidroksidi zemnoalkalnih i teških metala obično se lako razlažu. Izuzetak je Ba(OH) 2, u kojem t razlika je dovoljno visoka (približno 1000° C).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.

Tabela 2 – Temperature raspadanja nekih metalnih hidroksida

hidroksid	t raspadati se, °C	hidroksid	t raspadati se, °C	hidroksid	t raspadati se, °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 ) Interakcija alkalija sa nekim metalima(npr. Al i Zn):

U rastvoru: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.

Kada je fuzionisan: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) Interakcija alkalija sa nemetalima:

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

6) Interakcija alkalija sa kiselim i amfoternim oksidima:

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

U rastvoru: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Kada se spoji sa amfoternim oksidom: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reakcija baza sa kiselinama:

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) Interakcija alkalija sa amfoternim hidroksidima(cm. tabela 1):

U rastvoru: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Kada je fuzionisan: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) Interakcija alkalija sa solima. Soli reagiraju s bazom koja je nerastvorljiva u vodi. :

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

Potvrda. Baze nerastvorljive u vodi dobijeno reakcijom odgovarajuće soli sa alkalijom:

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

Alkalije primaju:

1) Interakcija metalnog oksida s vodom:

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

2) Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala sa vodom:

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

3) Elektroliza rastvora soli:

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

4 ) Izmjenska interakcija hidroksida zemnoalkalnih metala sa nekim solima. U toku reakcije nužno se mora dobiti nerastvorljiva so. .

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

L.A. Yakovishin

Metal i hidroksilna grupa (OH). Na primjer, natrijum hidroksid je NaOH, kalcijum hidroksid - Ca(Oh) 2 , barijum hidroksid - Ba(Oh) 2 itd.

Dobijanje hidroksida.

1. Reakcija razmjene:

CaSO 4 + 2NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Elektroliza vodenih rastvora soli:

2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + H 2 + Cl 2,

3. Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida sa vodom:

K + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Hemijska svojstva hidroksida.

1. Hidroksidi su alkalne prirode.

2. Hidroksidi rastvaraju se u vodi (alkaliji) i nerastvorljivi su. Na primjer, KOH- rastvara se u vodi Ca(Oh) 2 - slabo rastvorljiv, ima beli rastvor. Metali 1. grupe periodnog sistema D.I. Mendeljejev daju rastvorljive baze (hidrokside).

3. Hidroksidi se razlažu kada se zagrijavaju:

Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.

4. Alkalije reagiraju sa kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Alkalije mogu reagirati s nekim nemetalima na različitim temperaturama na različite načine:

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

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(toplina).

6. Interakcija sa kiselinama:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

Baze, amfoterni hidroksidi

Baze su složene supstance koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidrokso grupa (-OH). Opšta formula je Me + y (OH) y, gdje je y broj hidrokso grupa jednak oksidacijskom stanju metala Me. U tabeli je prikazana klasifikacija baza.

Svojstva alkalnih hidroksida alkalnih i zemnoalkalnih metala

1. Vodeni rastvori alkalija su sapunasti na dodir, menjaju boju indikatora: lakmus - plavi, fenolftalein - malina.

2. Vodeni rastvori disociraju:

3. Interaguju sa kiselinama, ulazeći u reakciju razmjene:

Baze polikiselina mogu dati srednje i bazične soli:

4. Interaguju s kiselim oksidima, formirajući medij i kisele soli, ovisno o bazičnosti kiseline koja odgovara ovom oksidu:

5. Interakcija s amfoternim oksidima i hidroksidima:

a) fuzija:

b) u rješenjima:

6. Reagirajte sa solima topivim u vodi ako se formira talog ili plin:

Nerastvorljive baze (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, itd.) stupaju u interakciju s kiselinama i razlažu se zagrijavanjem:

Amfoterni hidroksidi

Amfoterna se nazivaju jedinjenja, koja u zavisnosti od uslova mogu biti i donori vodonik katjona i pokazivati ​​kisela svojstva, i njihovi akceptori, odnosno bazna svojstva.

Hemijska svojstva amfoternih jedinjenja

1. U interakciji s jakim kiselinama otkrivaju glavna svojstva:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. U interakciji sa alkalijama - jakim bazama, pokazuju kisela svojstva:

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( kompleksna so)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( kompleksna so)

Spojevi se nazivaju kompleksima u kojima je barem jedna kovalentna veza formirana mehanizmom donor-akceptor.

Opšta metoda za dobijanje baza zasniva se na reakcijama razmene, kojima se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze.

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓

Kada se ovim metodom dobiju rastvorljive baze, taloži se nerastvorljiva so.

Prilikom dobivanja u vodi netopivih baza s amfoternim svojstvima, treba izbjegavati višak alkalija, jer može doći do rastvaranja amfoterne baze, na primjer:

AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

U takvim slučajevima, amonijum hidroksid se koristi za dobijanje hidroksida, u kojima se amfoterni hidroksidi ne rastvaraju:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Hidroksidi srebra i žive se tako lako razlažu da kada pokušate da ih dobijete reakcijom razmene, umesto hidroksida, talože se oksidi:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3

U industriji se alkalije obično dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalije se također mogu dobiti reakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom.

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2

kiseline

Kiseline se nazivaju složene tvari, čije se molekule sastoje od atoma vodika koji se mogu zamijeniti atomima metala i kiselih ostataka. U normalnim uslovima, kiseline mogu biti čvrste (fosforna H 3 PO 4; silicijum H 2 SiO 3) i tečne (sumporna kiselina H 2 SO 4 će biti čista tečnost).

Gasovi kao što su hlorovodonik HCl, bromovodonik HBr, vodonik sulfid H 2 S formiraju odgovarajuće kiseline u vodenim rastvorima. Broj vodonikovih jona koje formira svaki molekul kiseline tokom disocijacije određuje naboj kiselinskog ostatka (aniona) i bazičnost kiseline.

Prema protolitička teorija kiselina i baza, koji su istovremeno predložili danski hemičar Bronsted i engleski hemičar Lowry, kiselina je supstanca odvajanje sa ovom reakcijom protoni, A osnovu- supstanca sposobna za primaju protone.

kiselina → baza + H +

Na osnovu ovih ideja, to je jasno osnovna svojstva amonijaka, koji, zbog prisustva usamljenog elektronskog para na atomu dušika, efektivno prihvata proton prilikom interakcije sa kiselinama, formirajući amonijum jon kroz vezu donor-akceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

kisela baza kisela baza

Općenitija definicija kiselina i baza koji je predložio američki hemičar G. Lewis. On je sugerirao da su kiselinsko-bazne interakcije prilično dobre se ne moraju nužno pojaviti s prijenosom protona. U određivanju kiselina i baza po Lewisu, glavnu ulogu u hemijskim reakcijama imaju elektronska para.

Kationi, anioni ili neutralni molekuli koji mogu prihvatiti jedan ili više parova elektrona nazivaju se Lewisove kiseline.

Na primjer, aluminij fluorid AlF 3 je kiselina, jer je u stanju prihvatiti elektronski par u interakciji s amonijakom.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationi, anioni ili neutralni molekuli sposobni da doniraju elektronske parove nazivaju se Lewisovim bazama (amonijak je baza).

Lewisova definicija pokriva sve acido-bazne procese koji su razmatrani u prethodno predloženim teorijama. Tabela upoređuje definicije kiselina i baza koje se trenutno koriste.

Nomenklatura kiselina

Budući da postoje različite definicije kiselina, njihova klasifikacija i nomenklatura su prilično proizvoljni.

Prema broju atoma vodika koji se mogu odvojiti u vodenoj otopini, kiseline se dijele na jednobazni(npr. HF, HNO 2), dibasic(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) i tribasic(H 3 RO 4).

Prema sastavu kiselina se dijeli na anoksičan(HCl, H 2 S) i koji sadrže kiseonik(HClO 4 , HNO 3).

Obično nazivi oksigeniranih kiselina izvedeno od imena nemetala s dodatkom završetaka -kai, -način, ako je oksidaciono stanje nemetala jednako broju grupe. Kako se oksidacijsko stanje smanjuje, sufiksi se mijenjaju (po opadajućem oksidacijskom stanju metala): - ovalna, ististaya, - jajolika:

Ako uzmemo u obzir polaritet veze vodonik-nemetal unutar perioda, lako možemo povezati polaritet ove veze sa pozicijom elementa u periodnom sistemu. Od atoma metala koji lako gube valentne elektrone, atomi vodika prihvataju te elektrone, formirajući stabilnu dvoelektronsku ljusku poput ljuske atoma helija, i daju ionske metalne hidride.

U jedinjenjima vodonika elemenata grupa III-IV periodnog sistema, bor, aluminijum, ugljenik, silicijum formiraju kovalentne, slabo polarne veze sa atomima vodonika koji nisu skloni disocijaciji. Za elemente grupa V-VII periodnog sistema, unutar perioda, polaritet veze nemetal-vodik raste sa naelektrisanjem atoma, ali je raspodela naelektrisanja u rezultujućem dipolu drugačija nego u jedinjenjima vodonika elementi koji imaju tendenciju da doniraju elektrone. Atomi nemetala, u kojima je nekoliko elektrona potrebno da bi se dovršila elektronska ljuska, povlače prema sebi (polariziraju) par vezanih elektrona što je jače, što je naboj jezgra veći. Stoga, u nizu CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ili SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl, veze sa atomima vodonika, dok ostaju kovalentne, postaju polarnije, a atom vodonika u dipolu veza element-vodik postaje elektropozitivnija. Ako su polarne molekule u polarnom otapalu, može doći do procesa elektrolitičke disocijacije.

Razgovarajmo o ponašanju kiselina koje sadrže kisik u vodenim otopinama. Ove kiseline imaju H-O-E vezu i, prirodno, O-E veza utiče na polaritet H-O veze. Stoga se ove kiseline po pravilu lakše disociraju od vode.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3

Pogledajmo nekoliko primjera svojstva oksigeniranih kiselina, formirani od elemenata koji su u stanju da ispolje različita oksidaciona stanja. To je poznato hipohlorne kiseline HClO vrlo slaba hlorovodonična kiselina HClO 2 takođe slab ali jači od hipohlorne, hipohlorne kiseline HclO 3 jaka. Perhlorna kiselina HClO 4 je jedna od njih najjači neorganske kiseline.

Disocijacija prema kiselom tipu (uz eliminaciju H jona) zahtijeva prekid veze O-H. Kako se može objasniti smanjenje jačine ove veze u nizu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? U ovom redu se povećava broj atoma kiseonika povezanih sa centralnim atomom hlora. Svaki put kada se formira nova veza kiseonika sa hlorom, elektronska gustina se povlači od atoma hlora, a time i od pojedinačne O-Cl veze. Kao rezultat toga, gustoća elektrona djelomično napušta O-N vezu, koja je zbog toga oslabljena.

Takav obrazac - poboljšanje kiselih svojstava sa povećanjem stepena oksidacije centralnog atoma - karakterističan ne samo za hlor, već i za druge elemente. Na primjer, dušična kiselina HNO 3 , u kojoj je oksidacijsko stanje dušika +5, jača je od dušične kiseline HNO 2 (stanje oksidacije dušika je +3); sumporna kiselina H 2 SO 4 (S +6) je jača od sumporne kiseline H 2 SO 3 (S +4).

Dobijanje kiselina

1. Anoksične kiseline se mogu dobiti u direktnoj kombinaciji nemetala sa vodonikom.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Mogu se dobiti neke oksigenirane kiseline interakcija kiselih oksida sa vodom.

3. Mogu se dobiti i anoksične i oksigenirane kiseline prema reakcijama razmjene između soli i drugih kiselina.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (konc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Neke kiseline se mogu dobiti upotrebom redoks reakcije.

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 RO 4 + 5NO 2

Kiseli ukus, djelovanje na indikatore, električna provodljivost, interakcija s metalima, bazičnim i amfoternim oksidima, bazama i solima, stvaranje estera sa alkoholima - ova svojstva su zajednička za neorganske i organske kiseline.

mogu se podijeliti u dvije vrste reakcija:

1) su uobičajene Za kiseline reakcije su povezane sa stvaranjem hidronij jona H 3 O + u vodenim rastvorima;

2) specifično(tj. karakteristične) reakcije specifične kiseline.

Jon vodonika može ući redoks reakcije, redukcije u vodonik, kao i u složenoj reakciji sa negativno nabijenim ili neutralnim česticama koje imaju usamljene parove elektrona, tj kiselo-bazne reakcije.

Opća svojstva kiselina uključuju reakcije kiselina s metalima u nizu napona do vodika, na primjer:

Zn + 2N + = Zn 2+ + N 2

Kiselo-bazne reakcije uključuju reakcije s bazičnim oksidima i bazama, kao i sa srednjim, baznim, a ponekad i kiselim solima.

2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg (HCO 3) 2 + 2HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Imajte na umu da se višebazne kiseline disocijaciju postepeno, a u svakom sljedećem koraku disocijacija je teža, pa se s viškom kiseline najčešće stvaraju kisele soli, a ne srednje.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S \u003d KHS + H 2 O

Na prvi pogled, stvaranje kiselih soli može izgledati iznenađujuće. jednobazni fluorovodonična (fluorovodonična) kiselina. Međutim, ova činjenica se može objasniti. Za razliku od svih ostalih halogenovodoničnih kiselina, fluorovodonična kiselina je delimično polimerizovana u rastvorima (zbog stvaranja vodoničnih veza) i u njoj mogu biti prisutne različite čestice (HF) X, odnosno H 2 F 2, H 3 F 3 itd.

Poseban slučaj acidobazne ravnoteže - reakcije kiselina i baza s indikatorima koji mijenjaju boju ovisno o kiselosti otopine. Indikatori se koriste u kvalitativnoj analizi za otkrivanje kiselina i baza u rješenjima.

Najčešće korišteni indikatori su lakmus(V neutralan okruženje ljubičasta, V kiselo - crveno, V alkalna - plava), metilnarandžasta(V kiselo okruženje crveno, V neutralan - narandžasta, V alkalna - žuta), fenolftalein(V jako alkalna okruženje grimizno crvena, V neutralna i kisela - bezbojno).

Specifična svojstva različite kiseline mogu biti dvije vrste: prvo, reakcije koje dovode do stvaranja nerastvorljive soli, i, drugo, redoks transformacije. Ako su reakcije povezane s prisustvom iona H+ u njima zajedničke za sve kiseline (kvalitativne reakcije za detekciju kiselina), specifične reakcije se koriste kao kvalitativne reakcije za pojedinačne kiseline:

Ag + + Cl - = AgCl (bijeli talog)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (bijeli talog)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žuti talog)

Neke specifične reakcije kiselina su zbog njihovih redoks svojstava.

Anoksične kiseline u vodenoj otopini mogu samo oksidirati.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2KSl + 2MnCl 2 + 8H 2 O

H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg

Kiseline koje sadrže kisik mogu se oksidirati samo ako je središnji atom u njima u nižem ili srednjem oksidacionom stanju, kao što je, na primjer, u sumpornoj kiselini:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl

Mnoge kiseline koje sadrže kiseonik, u kojima centralni atom ima maksimalno oksidaciono stanje (S +6, N +5, Cr +6), pokazuju svojstva jakih oksidacionih sredstava. Koncentrovani H 2 SO 4 je jako oksidaciono sredstvo.

Cu + 2H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (konc.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Treba imati na umu da:

• Kiseli rastvori reaguju sa metalima koji se nalaze u elektrohemijskom nizu napona levo od vodonika, podložni brojnim uslovima, od kojih je najvažniji nastanak rastvorljive soli kao rezultat reakcije. Interakcija HNO 3 i H 2 SO 4 (konc.) sa metalima se odvija različito.

Koncentrovana sumporna kiselina na hladnom pasivizira aluminijum, gvožđe, hrom.

• U vodi se kiseline disociraju na vodikove katione i anjone kiselih ostataka, na primjer:

• Anorganske i organske kiseline stupaju u interakciju s bazičnim i amfoternim oksidima, pod uvjetom da se formira topljiva sol:

• I te i druge kiseline reaguju sa bazama. Višebazne kiseline mogu formirati i srednje i kisele soli (ovo su reakcije neutralizacije):

• Reakcija između kiselina i soli događa se samo ako se formira talog ili plin:

Interakcija H 3 PO 4 sa krečnjakom će prestati usled formiranja poslednjeg nerastvorljivog taloga Ca 3 (PO 4) 2 na površini.

Karakteristike svojstava dušične HNO 3 i koncentrirane sumporne H 2 SO 4 (konc.) kiselina proizlaze iz činjenice da u interakciji s jednostavnim tvarima (metali i nemetali), ne H + kationi, već nitrati i sulfati. joni će djelovati kao oksidacijski agensi. Logično je očekivati ​​da kao rezultat ovakvih reakcija ne nastaje vodik H 2, već se dobijaju druge supstance: obavezno so i voda, kao i jedan od proizvoda redukcije nitratnih ili sulfatnih jona, u zavisnosti od koncentracija kiselina, položaj metala u nizu napona i reakcioni uslovi (temperatura, finoća metala, itd.).

Ove karakteristike hemijskog ponašanja HNO 3 i H 2 SO 4 (konc.) jasno ilustruju tezu teorije hemijske strukture o međusobnom uticaju atoma u molekulima supstanci.

Često se brkaju koncepti volatilnosti i stabilnosti (stabilnosti). Isparljive kiseline nazivaju se kiseline, čije molekule lako prelaze u plinovito stanje, odnosno isparavaju. Na primjer, hlorovodonična kiselina je hlapljiva, ali postojana, stabilna kiselina. Ne može se suditi o hlapljivosti nestabilnih kiselina. Na primjer, neisparljiva, nerastvorljiva silicijumska kiselina se razlaže na vodu i SiO 2 . Vodene otopine hlorovodonične, azotne, sumporne, fosforne i niza drugih kiselina su bezbojne. Vodeni rastvor hromne kiseline H 2 CrO 4 je žute boje, permanganske kiseline HMnO 4 je malina.

Referentni materijal za polaganje ispita:

Tabela Mendeljejeva

Tablica rastvorljivosti

3. Hidroksidi

Hidroksidi čine važnu grupu među višeelementnim jedinjenjima. Neki od njih pokazuju svojstva baza (baznih hidroksida) - NaOH, Ba(OH ) 2 itd.; drugi pokazuju svojstva kiselina (kiseli hidroksidi) - HNO3, H3PO4 i drugi. Postoje i amfoterni hidroksidi, koji u zavisnosti od uslova mogu da ispolje i svojstva baza i svojstva kiselina - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, itd.

3.1. Klasifikacija, dobijanje i svojstva baza

Baze (bazni hidroksidi), sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije, su supstance koje disociraju u rastvorima sa stvaranjem OH hidroksidnih jona - .

Prema modernoj nomenklaturi, obično se nazivaju hidroksidi elemenata, ukazujući, ako je potrebno, na valenciju elementa (rimski brojevi u zagradama): KOH - kalijev hidroksid, natrijum hidroksid NaOH , kalcijum hidroksid Ca(OH ) 2 , hrom hidroksid ( II)-Cr(OH ) 2 , hrom hidroksid ( III) - Cr (OH) 3.

Metalni hidroksidi obično se dele u dve grupe: rastvorljiv u vodi(formirani od alkalnih i zemnoalkalnih metala - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba i stoga se nazivaju alkalije) i nerastvorljivo u vodi. Glavna razlika između njih je u koncentraciji OH iona - u alkalnim rastvorima je prilično visoka, ali za nerastvorljive baze određena je rastvorljivošću supstance i obično je veoma mala. Međutim, male ravnotežne koncentracije OH jona - čak iu rastvorima nerastvorljivih baza određuju svojstva ove klase jedinjenja.

Prema broju hidroksilnih grupa (kiselosti) , koji se mogu zamijeniti kiselim ostatkom, razlikuju se:

Pojedinačne kiselinske baze - KOH, NaOH

Dikiseline baze - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Trikiseline baze - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Dobivanje osnova

1. Uobičajena metoda za dobijanje baza je reakcija razmene, kojom se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

Kada se ovim metodom dobiju rastvorljive baze, taloži se nerastvorljiva so.

Prilikom dobivanja u vodi netopivih baza s amfoternim svojstvima, treba izbjegavati višak alkalija, jer može doći do rastvaranja amfoterne baze, npr.

AlCl 3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,

Al (OH) 3 + KOH \u003d K.

U takvim slučajevima, amonijum hidroksid se koristi za dobijanje hidroksida, u kojima se amfoterni oksidi ne rastvaraju:

AlCl 3 + 3NH 4 OH \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Srebrni i živini hidroksidi se tako lako razlažu da kada pokušate da ih dobijete reakcijom razmene, umesto hidroksida, talože se oksidi:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.

2. Alkalije se u tehnologiji obično dobijaju elektrolizom vodenih rastvora hlorida:

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

(reakcija totalne elektrolize)

Alkalije se također mogu dobiti reakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom:

2 Li + 2 H 2 O \u003d 2 LiOH + H 2,

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.

Hemijska svojstva baza

1. Sve baze nerastvorljive u vodi se raspadaju kada se zagrevaju i formiraju okside:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

2. Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija sa kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i alkalije i nerastvorljive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

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

3. Alkalije stupaju u interakciju s kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Baze mogu reagovati sa kiselim solima:

2NaHSO 3 + 2KOH \u003d Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu (OH) 2 + 2NaHSO 4 \u003d CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

5. Posebno je potrebno istaći sposobnost alkalnih rastvora da reaguju sa nekim nemetalima (halogeni, sumpor, beli fosfor, silicijum):

2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H 2 O (na hladnom),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kada se zagrije)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2,

2NaOH + Si + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Osim toga, koncentrirani rastvori alkalija, kada se zagreju, takođe mogu da rastvore neke metale (one čija jedinjenja imaju amfoterna svojstva):

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

Zn + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H 2.

Alkalne otopine imaju pH> 7 (alkalna), promijenite boju indikatora (lakmus - plava, fenolftalein - ljubičasta).

M.V. Andryukhova, L.N. Borodin

Osim oksida, kiselina i soli, postoji grupa spojeva koji se nazivaju baze ili hidroksidi. Svi oni imaju jedinstven plan molekularne strukture: u svom sastavu nužno sadrže jednu ili više hidroksilnih grupa povezanih s ionom metala. Osnovni hidroksidi su genetski povezani sa oksidima i solima metala, što određuje ne samo njihova hemijska svojstva, već i metode pripreme u laboratoriji i industriji.

Postoji nekoliko oblika klasifikacije baza, koje se zasnivaju kako na karakteristikama metala koji je dio molekule, tako i na sposobnosti tvari da se otapa u vodi. U našem članku ćemo razmotriti ove karakteristike hidroksida, kao i upoznati se s njihovim kemijskim svojstvima, o kojima ovisi upotreba baza u industriji i svakodnevnom životu.

Fizička svojstva

Sve baze formirane od aktivnih ili tipičnih metala su čvrste tvari sa širokim rasponom tačaka topljenja. U odnosu na vodu dijele se na visoko rastvorljive - alkalne i nerastvorljive u vodi. Na primjer, bazični hidroksidi koji sadrže elemente grupe IA kao katjone lako se otapaju u vodi i jaki su elektroliti. Sapunaste su na dodir, nagrizaju tkaninu, kožu i nazivaju se alkalije. Kada se disociraju u rastvoru, detektuju se joni OH - koji se određuju pomoću indikatora. Na primjer, bezbojni fenolftalein postaje grimiz u alkalnoj sredini. I rastvori i taline natrijuma, kalijuma, barijuma i kalcijum hidroksida su elektroliti; provode elektricitet i smatraju se provodnicima druge vrste. Rastvorljive baze koje se najčešće koriste u industriji uključuju oko 11 spojeva, kao što su bazični hidroksidi natrijuma, kalija, amonijuma itd.

Struktura bazne molekule

Jonska veza se formira između kationa metala i aniona hidroksilnih grupa u molekulu supstance. Dovoljno je jak za hidrokside netopive u vodi, tako da polarne molekule vode nisu u stanju da unište kristalnu rešetku takvog spoja. Alkalije su stabilne tvari i praktički ne stvaraju okside i vodu kada se zagrijavaju. Dakle, bazni hidroksidi kalijuma i natrijuma ključaju na temperaturama iznad 1000°C, dok se ne raspadaju. U grafičkim formulama svih baza jasno se vidi da je atom kisika hidroksilne grupe jednom kovalentnom vezom vezan za atom metala, a drugom za atom vodika. Struktura molekula i vrsta hemijske veze određuju ne samo fizičke, već i sve hemijske karakteristike supstanci. Zaustavimo se na njima detaljnije.

Kalcijum i magnezijum i karakteristike svojstava njihovih jedinjenja

Oba elementa su tipični predstavnici aktivnih metala i mogu stupiti u interakciju s kisikom i vodom. Produkt prve reakcije je bazični oksid. Hidroksid nastaje kao rezultat egzotermnog procesa koji oslobađa veliku količinu topline. Baze kalcijuma i magnezijuma su slabo rastvorljive bele praškaste supstance. Za jedinjenja kalcijuma često se koriste sledeći nazivi: krečno mleko (ako je suspenzija u vodi) i krečna voda. Kao tipičan bazični hidroksid, Ca(OH) 2 reaguje sa kiselim i amfoternim oksidima, kiselinama i amfoternim bazama, kao što su hidroksidi aluminijuma i cinka. Za razliku od tipičnih alkalija koje su otporne na toplinu, spojevi magnezija i kalcija se pod utjecajem temperature razlažu na oksid i vodu. Obje baze, posebno Ca(OH) 2 , imaju široku primjenu u industriji, poljoprivredi i domaćim potrebama. Razmotrimo njihovu primjenu u nastavku.

Područja primjene spojeva kalcija i magnezija

Poznato je da se u građevinarstvu koristi hemijski materijal koji se zove paperje ili gašeno vapno. To je baza kalcijuma. Najčešće se dobija reakcijom vode sa bazičnim kalcijum oksidom. Hemijska svojstva osnovnih hidroksida omogućavaju im široku upotrebu u različitim granama nacionalne ekonomije. Na primjer, za pročišćavanje nečistoća u proizvodnji sirovog šećera, za proizvodnju izbjeljivača, u izbjeljivanju pamučne i lanene pređe. Prije pronalaska ionskih izmjenjivača - kationskih izmjenjivača, u tehnologijama omekšavanja vode korištene su baze kalcija i magnezija, što je omogućilo da se oslobode ugljovodonika koji degradiraju njen kvalitet. Da biste to učinili, voda je prokuhana s malom količinom sode pepela ili gašenog vapna. Vodena suspenzija magnezijum hidroksida može se koristiti kao lijek za pacijente s gastritisom za smanjenje kiselosti želučanog soka.

Svojstva bazičnih oksida i hidroksida

Za supstance ove grupe najvažnije su reakcije sa kiselim oksidima, kiselinama, amfoternim bazama i solima. Zanimljivo je da se nerastvorljive baze kao što su hidroksidi bakra, željeza ili nikla ne mogu dobiti direktnom reakcijom oksida s vodom. U ovom slučaju, laboratorij koristi reakciju između odgovarajuće soli i lužine. Kao rezultat, formiraju se baze koje se talože. Na primjer, ovako se dobija plavi precipitat bakar hidroksida, zeleni talog željezne baze. Zatim se isparavaju do čvrstih praškastih supstanci koje se odnose na hidrokside netopive u vodi. Posebnost ovih spojeva je da se pod djelovanjem visokih temperatura razlažu na odgovarajući oksid i vodu, što se ne može reći za alkalije. Uostalom, u vodi rastvorljive baze su termički stabilne.

Sposobnost elektrolize

Nastavljajući proučavanje glavnih, zadržimo se na još jednoj osobini po kojoj je moguće razlikovati baze alkalnih i zemnoalkalnih metala od spojeva netopivih u vodi. To je nemogućnost potonjeg da se disocira na ione pod utjecajem električne struje. Naprotiv, taline i rastvori hidroksida kalija, natrijuma, barijuma i stroncijuma lako se podvrgavaju elektrolizi i provodnici su druge vrste.

Dobivanje osnova

Govoreći o svojstvima ove klase neorganskih supstanci, delimično smo naveli hemijske reakcije koje su u osnovi njihove proizvodnje u laboratorijskim i industrijskim uslovima. Najpristupačnijom i najisplativijom metodom može se smatrati termička razgradnja prirodnog vapnenca, uslijed čega se dobiva ako se izvede reakcija s vodom, tada se formira bazični hidroksid - Ca (OH) 2. Mješavina ove tvari s pijeskom i vodom naziva se malter. I dalje se koristi za malterisanje zidova, za lepljenje cigle i u drugim vrstama građevinskih radova. Alkalije se također mogu dobiti reakcijom odgovarajućih oksida s vodom. Na primjer: K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH. Proces je egzoterman, sa oslobađanjem velike količine toplote.

Interakcija alkalija sa kiselim i amfoternim oksidima

Karakteristična hemijska svojstva baza rastvorljivih u vodi uključuju njihovu sposobnost da formiraju soli u reakcijama sa oksidima koji sadrže atome nemetala u molekulima, kao što su ugljen dioksid, sumpor dioksid ili silicijum oksid. Konkretno, kalcijum hidroksid se koristi za sušenje gasova, a natrijum i kalijum hidroksid za dobijanje odgovarajućih karbonata. Oksidi cinka i aluminijuma, koji se odnose na amfoterne supstance, mogu da komuniciraju i sa kiselinama i sa alkalijama. U potonjem slučaju mogu nastati kompleksna jedinjenja, kao što je, na primjer, natrijum hidroksozinkat.

Reakcija neutralizacije

Jedno od najvažnijih svojstava baza, nerastvorljivih u vodi i alkalijama, je njihova sposobnost da reaguju sa neorganskim ili organskim kiselinama. Ova reakcija se svodi na interakciju između dva tipa jona: vodikovih i hidroksilnih grupa. Dovodi do stvaranja molekula vode: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije, cijela reakcija se svodi na stvaranje slabog, blago disociranog elektrolita - vode.

U datom primjeru nastala je prosječna sol - kalijum hlorid. Ako se za reakciju uzmu bazični hidroksidi u količini manjoj nego što je potrebno za potpunu neutralizaciju polibazne kiseline, onda kada se nastali produkt ispari, nalaze se kristali kisele soli. Reakcija neutralizacije igra važnu ulogu u metaboličkim procesima koji se odvijaju u živim sistemima – ćelijama i omogućava im da uz pomoć vlastitih puferskih kompleksa neutraliziraju višak vodonikovih jona nakupljenih u reakcijama disimilacije.