baze (hidroksidi)- složene supstance čiji molekuli imaju jednu ili više OH hidroksilnih grupa u svom sastavu. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH grupe. Na primjer, NaOH je natrijum hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijum hidroksid, itd.
Postoji baza - amonijum hidroksid, u kojoj je hidroksi grupa vezana ne za metal, već za NH 4 + ion (amonijum kation). Amonijum hidroksid nastaje otapanjem amonijaka u vodi (reakcije dodavanja vode u amonijak):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonijum hidroksid).
Valencija hidroksilne grupe je 1. Broj hidroksilnih grupa u osnovnoj molekuli zavisi od valencije metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, itd.
Svi tereni -čvrste materije koje imaju različite boje. Neke baze su visoko rastvorljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina ih se ne otapa u vodi.
Baze rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. Alkalne otopine su "sapunaste", klizave na dodir i prilično jetke. Alkalije uključuju hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, itd.). Ostali su nerastvorljivi.
Nerastvorljive baze- to su amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze, a ponašaju se kao kiseline s alkalijama.
Različite baze se razlikuju po sposobnosti odvajanja hidroksi grupa, pa se prema osobinama dijele na jake i slabe baze.
Jake baze lako doniraju svoje hidroksilne grupe u vodenim rastvorima, ali slabe baze ne.
Hemijska svojstva baza
Hemijska svojstva baza karakteriziraju njihove veze s kiselinama, anhidridima kiselina i solima.
1. Djelujte prema indikatorima. Indikatori mijenjaju svoju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim otopinama - imaju jednu boju, u kiselim otopinama - drugu. U interakciji s bazama mijenjaju svoju boju: indikator metil narandže postaje žut, lakmus indikator postaje plav, a fenoftalein postaje fuksija.
2. Reaguje sa kiselim oksidima stvaranje soli i vode:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reaguje sa kiselinama, formiranje soli i vode. Reakcija interakcije baze s kiselinom naziva se reakcija neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje neutralan:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Reaguje sa solima formiranje nove soli i baze:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Može se razgraditi na vodu i bazični oksid kada se zagrijava:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.
Imate bilo kakvih pitanja? Želite saznati više o fondacijama?
Da dobijete pomoć tutora - registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!
stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.
Nakon čitanja članka, moći ćete razdvojiti tvari na soli, kiseline i baze. Članak opisuje koji je pH otopine, koja zajednička svojstva imaju kiseline i baze.
Jednostavno rečeno, kiselina je bilo šta sa H, a baza je bilo šta sa OH. ALI! Nije uvijek. Da biste razlikovali kiselinu od baze, morate ih ... zapamtiti! Žaljenje. Kako bi nekako olakšali život, naša tri prijatelja, Arrhenius i Bronsted s Lowryjem, smislili su dvije teorije koje se zovu njihovim imenom.
Kao i metali i nemetali, kiseline i baze su razdvajanje supstanci prema sličnim svojstvima. Prva teorija kiselina i baza pripadala je švedskom naučniku Arrhenijusu. Arrheniusova kiselina je klasa supstanci koje se u reakciji s vodom disociraju (razgrađuju) stvarajući vodikov kation H+. Arrhenius baze u vodenom rastvoru formiraju OH - anione. Sljedeću teoriju su 1923. godine predložili naučnici Brönsted i Lowry. Teorija Brønsted-Lowryja definira kiseline kao supstance sposobne da doniraju proton u reakciji (vodonik kation se naziva proton u reakcijama). Baze su, odnosno, supstance sposobne da prihvate proton u reakciji. Trenutna teorija je Lewisova teorija. Lewisova teorija definira kiseline kao molekule ili ione sposobne da prihvate elektronske parove, formirajući tako Lewisove adukte (adukt je spoj nastao spajanjem dva reaktanta bez stvaranja nusproizvoda).
U neorganskoj hemiji, u pravilu, pod kiselinom podrazumijevaju Bronsted-Lowryjevu kiselinu, odnosno tvari sposobne da doniraju proton. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina. Ova pravila vrijede za kiseline i baze.
Disocijacija
Disocijacija je proces raspadanja tvari na ione u otopinama ili topljenima. Na primjer, disocijacija hlorovodonične kiseline je razlaganje HCl na H + i Cl - .
Svojstva kiselina i baza
Baze su obično sapunaste na dodir, dok kiseline imaju kiselkast ukus.
Kada baza reaguje sa mnogo kationa, formira se talog. Kada kiselina reaguje sa anionima, obično se oslobađa gas.
Najčešće korištene kiseline:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Često korištene baze:
OH - , H 2 O, CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -
Jake i slabe kiseline i baze
Jake kiseline
Takve kiseline koje potpuno disociraju u vodi, proizvodeći vodikove katione H+ i anione. Primjer jake kiseline je hlorovodonična kiselina HCl:
HCl (rastvor) + H 2 O (l) → H 3 O + (rastvor) + Cl - (rastvor)
Primjeri jakih kiselina: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4
Lista jakih kiselina
- HCl - hlorovodonična kiselina
- HBr - bromovodonik
- HI - vodonik jodid
- HNO 3 - azotna kiselina
- HClO 4 - perhlorna kiselina
- H 2 SO 4 - sumporna kiselina
Slabe kiseline
Otopiti u vodi samo djelomično, na primjer, HF:
HF (rastvor) + H2O (l) → H3O + (rastvor) + F - (rastvor) - u takvoj reakciji više od 90% kiseline ne disocira:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Jake i slabe kiseline mogu se razlikovati mjerenjem provodljivosti rastvora: provodljivost zavisi od broja jona, što je kiselina jača, što je više disocirana, dakle, što je kiselina jača, to je veća provodljivost.
Lista slabih kiselina
- HF fluorovodik
- H 3 PO 4 fosfor
- H 2 SO 3 sumpor
- H 2 S vodonik sulfid
- H 2 CO 3 ugalj
- H 2 SiO 3 silicijum
Jake baze
Jake baze se potpuno disociraju u vodi:
NaOH (rastvor) + H 2 O ↔ NH 4
U jake baze spadaju hidroksidi metala prve (alkali, alkalni metali) i druge (alkalni tereni, zemnoalkalni metali) grupe.
Lista jakih baza
- NaOH natrijum hidroksid (kaustična soda)
- KOH kalijum hidroksid (kaustična potaša)
- LiOH litijum hidroksid
- Ba(OH) 2 barijum hidroksid
- Ca(OH) 2 kalcijum hidroksid (gašeno vapno)
Slabe baze
U reverzibilnoj reakciji u prisustvu vode formira OH - ione:
NH 3 (rastvor) + H 2 O ↔ NH + 4 (rastvor) + OH - (rastvor)
Najslabije baze su anjoni:
F - (rastvor) + H 2 O ↔ HF (rastvor) + OH - (rastvor)
Lista slabih baza
- Mg(OH) 2 magnezijum hidroksid
- Fe (OH) 2 gvožđe (II) hidroksid
- Zn(OH) 2 cink hidroksid
- NH 4 OH amonijum hidroksid
- Fe (OH) 3 gvožđe (III) hidroksid
Reakcije kiselina i baza
Jaka kiselina i jaka baza
Takva reakcija se naziva neutralizacija: ako je količina reagensa dovoljna da potpuno odvoji kiselinu i bazu, rezultirajuća otopina će biti neutralna.
primjer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Slaba baza i slaba kiselina
Opšti pogled na reakciju:
Slaba baza (rastvor) + H 2 O ↔ Slaba kiselina (rastvor) + OH - (rastvor)
Jaka baza i slaba kiselina
Baza se potpuno disocira, kiselina djelimično disocira, rezultirajući rastvor ima slaba bazna svojstva:
HX (rastvor) + OH - (rastvor) ↔ H 2 O + X - (rastvor)
Jaka kiselina i slaba baza
Kiselina se potpuno disocira, baza se ne disocira u potpunosti:
Disocijacija vode
Disocijacija je razlaganje supstance na sastavne molekule. Svojstva kiseline ili baze zavise od ravnoteže koja je prisutna u vodi:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (rastvor) + OH - (rastvor)
K c = / 2
Konstanta ravnoteže vode na t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , također postoji sljedeća jednakost: = 10 -14 , koja se naziva konstanta disocijacije vode. Za čistu vodu = = 10 -7 , odakle je -lg = 7,0.
Ova vrijednost (-lg) se naziva pH - potencijal vodika. Ako je pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, tada supstanca ima osnovna svojstva.
Metode za određivanje pH
instrumentalna metoda
Specijalni uređaj pH metar je uređaj koji pretvara koncentraciju protona u otopini u električni signal.
Indikatori
Tvar koja mijenja boju u određenom rasponu pH vrijednosti ovisno o kiselosti otopine, koristeći nekoliko indikatora, možete postići prilično točan rezultat.
Sol
Sol je jonsko jedinjenje formirano od kationa koji nije H+ i anjona koji nije O2-. U slaboj vodenoj otopini soli se potpuno disociraju.
Odrediti kiselinsko-bazna svojstva otopine soli, potrebno je utvrditi koji su joni prisutni u otopini i razmotriti njihova svojstva: neutralni ioni nastali iz jakih kiselina i baza ne utiču na pH: ni H + ni OH - ioni se ne oslobađaju u vodi. Na primjer, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .
Anjoni nastali iz slabih kiselina pokazuju alkalna svojstva (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), katjoni sa alkalnim svojstvima ne postoje.
Svi kationi, osim metala prve i druge grupe, imaju kisela svojstva.
puferski rastvor
Otopine koje održavaju svoj pH kada se doda mala količina jake kiseline ili jake baze uglavnom se sastoje od:
- Smjesa slabe kiseline, odgovarajuće soli i slabe baze
- Slaba baza, odgovarajuća sol i jaka kiselina
Za pripremu puferske otopine određene kiselosti potrebno je pomiješati slabu kiselinu ili bazu s odgovarajućom soli, uzimajući u obzir:
- pH opseg u kojem će puferski rastvor biti efikasan
- Kapacitet otopine je količina jake kiseline ili jake baze koja se može dodati bez utjecaja na pH otopine.
- Ne bi trebalo doći do neželjenih reakcija koje bi mogle promijeniti sastav otopine
Test:
12.4. Jačina kiselina i baza
Smjer pomaka acidobazne ravnoteže određuje se sljedećim pravilom:
Kiselinsko-bazne ravnoteže se pomjeraju prema slabijoj kiselini i slabijoj bazi.
Kiselina je jača što lakše donira proton, a baza je jača što lakše prihvata proton i čvršće ga drži. Molekul (ili ion) slabe kiseline nije sklon da donira proton, a molekul (ili ion) slabe baze nije sklon da ga prihvati, što objašnjava pomak ravnoteže u njihovom smjeru. Jačina kiselina kao i jačina baza mogu se porediti samo u istom rastvaraču
Pošto kiseline mogu reagovati sa različitim bazama, odgovarajuće ravnoteže će biti pomerene u jednom ili drugom smeru u različitim stepenima. Stoga, za usporedbu, jačine različitih kiselina određuju koliko lako ove kiseline doniraju protone molekulima rastvarača. Čvrstoća baza određuje se na isti način.
Već znate da molekul vode (otapalo) može i prihvatiti i donirati proton, odnosno da pokazuje i svojstva kiseline i svojstva baze. Stoga se i kiseline i baze mogu međusobno porediti po jačini u vodenim rastvorima. U istom otapalu jačina kiseline u velikoj meri zavisi od energije raskida A-H veze, a jačina baze zavisi od energije nastale B-H veze.
Za kvantitativno opisivanje jačine kiseline u vodenim otopinama, možete koristiti konstantu kiselinsko-bazne ravnoteže reverzibilne reakcije date kiseline s vodom:
HA + H 2 O A + H 3 O. 
Za karakterizaciju jačine kiseline u razrijeđenim otopinama, u kojima je koncentracija vode gotovo konstantna, koristite konstanta kiselosti:
,
Gdje K to(HA) = K c·.
Sasvim slično, da kvantitativno karakterizirate snagu baze, možete koristiti konstantu kiselinsko-bazne ravnoteže reverzibilne reakcije date baze s vodom:
A + H 2 O ON + OH, 
i u razblaženim rastvorima konstanta bazičnosti
, Gdje K o(HA)= K c .
U praksi se za procjenu jačine baze koristi konstanta kiselosti kiseline dobijene iz date baze (tzv. konjugirati " kiselina), budući da su ove konstante povezane jednostavnim odnosom
K o (A) \u003d TO(H 2 O) / K to(NA).
Drugim riječima, baza je jača, slabija je konjugirana kiselina. i obrnuto, što je kiselina jača, to je slabija konjugirana baza .
Konstante kiselosti i bazičnosti se obično određuju eksperimentalno. Vrijednosti konstanti kiselosti raznih kiselina date su u Dodatku 13, a vrijednosti baznih konstanti baza date su u Dodatku 14.
Za procjenu koliko je molekula kiseline ili baze u stanju ravnoteže podvrgnuto reakciji s vodom, koristi se vrijednost koja je slična (i homogena) molskom udjelu i naziva se stepen protolize(). Za kiselinu HA
.
Ovdje vrijednost sa indeksom "pr" (u brojniku) karakterizira izreagirani dio molekula kiseline HA, a vrijednost sa indeksom "out" (u nazivniku) karakterizira početni dio kiseline.
Prema jednačini reakcije
n pr (HA) = n(H 3 O) = n(A) c pr(ha)= c(H 3 O) = c(A);
==a · Sa ref (ON);
= (1 – a) · Sa ref (NA).
Zamjenom ovih izraza u jednadžbu konstante kiselosti dobijamo
Dakle, znajući konstantu kiselosti i ukupnu koncentraciju kiseline, može se odrediti stepen protolize ove kiseline u datom rastvoru. Slično tome, konstanta bazičnosti baze se takođe može izraziti u smislu stepena protolize, dakle, u opštem obliku
Ova jednadžba je matematički izraz Ostwaldov zakon razblaženja. Ako su otopine razrijeđene, odnosno početna koncentracija ne prelazi 0,01 mol / l, tada se može koristiti približni omjer
K= 2 c ref.
Za grubu procjenu stepena protolize, ova jednadžba se može koristiti i pri koncentracijama do 0,1 mol/l.
Kiselo-bazne reakcije su reverzibilni procesi, ali ne uvijek. Razmotrite ponašanje molekula klorovodika i fluorovodonika u vodi:
Molekula klorovodika donira proton molekuli vode i pretvara se u jon klorida. Stoga se u vodi nalazi hlorovodonik svojstva kiseline, dok je sama voda svojstvo baze. Isto se dešava i sa molekulom fluorovodonika, pa stoga fluorovodon takođe pokazuje svojstva kiseline. Stoga se vodeni rastvor klorovodika naziva hlorovodonična (ili hlorovodonična) kiselina, a vodeni rastvor fluorovodonika naziva se fluorovodična (ili fluorovodična) kiselina. Ali postoji značajna razlika između ovih kiselina: hlorovodonična kiselina reaguje nepovratno (potpuno) sa viškom vode, dok fluorovodična kiselina reaguje reverzibilno i blago. Stoga, molekul klorovodika lako donira proton molekulu vode, dok molekul fluorovodonika to čini s poteškoćama. Dakle, hlorovodonična kiselina je jake kiseline, a fluorovodična - do slab.
Jake kiseline: HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 i neke druge.
Sada obratimo pažnju na prave dijelove jednadžbi reakcija s vodom hlorovodonika i fluorovodonika. Ion fluora može prihvatiti proton (otkinuvši ga od oksonijum jona) i pretvoriti se u molekul fluorovodonika, ali ion klorida ne može. Dakle, jon fluora ispoljava svojstva baze, dok ion klorida ne pokazuje takva svojstva (već samo u razrijeđenim otopinama).
Poput kiselina, postoje jaka I slabe baze.
Jake bazne supstance uključuju sve visoko rastvorljive ionske hidrokside (oni se još nazivaju " lužine "), jer kada se rastvore u vodi, hidroksidni joni potpuno prelaze u rastvor.
Slabe baze uključuju NH 3 ( K O= 1,74 10 -5) i neke druge supstance. Oni također uključuju praktično nerastvorljive hidrokside elemenata koji tvore metale („metalni hidroksidi“) jer kada te tvari stupe u interakciju s vodom, samo neznatna količina hidroksidnih jona prelazi u otopinu.
Slabe baze čestica (takođe zvane " anjonske baze"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 i drugi anjoni nastali iz slabih kiselina.
Anioni Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 i drugi anjoni nastali iz jakih kiselina nemaju bazna svojstva
Kationi Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 i drugi kationi koji su u sastavu jakih baza nemaju kisela svojstva.
Pored čestica kiselina i baznih čestica, postoje i čestice koje pokazuju i kisela i bazna svojstva. Ova svojstva molekula vode su vam već poznata. Osim vode, to su hidrosulfitni joni, hidrosulfidni joni i drugi slični joni. Na primjer, HSO 3 pokazuje oba svojstva kiseline
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O i svojstva baze
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.
Takve čestice se nazivaju amfoliti.
Većina čestica amfolita su molekule slabe kiseline koje su izgubile dio svojih protona (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4 , HPO 4 2 i neke druge). Anion HSO 4 ne pokazuje osnovna svojstva i prilično je jaka kiselina ( TO K = 1,12. 10–2), i stoga se ne odnosi na amfolite. Soli koje sadrže takve anjone nazivaju se kisele soli.
Primjeri kiselih soli i njihova imena:
Kao što ste možda primijetili, acidobazne i redoks reakcije imaju mnogo zajedničkog. Šema prikazana na slici 12.3 pomoći će vam da uđete u trag zajedničkih karakteristika i pronađete razlike između ovih tipova reakcija.
SNAGA KISELINE, BAZA, KONSTANTA KISELINE, BAZIČNA KONSTANTA, KONJUKOVANA KISELINE, KONJUGATNA BAZA, STEPEN PROTOLIZE, Ostwald zakon razblaženja, JAČKA KISELA, SLABA KISELINE, JAČKA BAZA, SLABA BAZNA BAZA, AKIONALNA BAZA
1. Koja od kiselina je sklonija da donira proton u vodenom rastvoru: a) azotna ili azotasta, b) sumporna ili sumporna, c) sumporna ili hlorovodonična, d) sumporovodikova ili sumporova? Napišite jednadžbe reakcija. U slučaju reverzibilnih reakcija, zapišite izraz za konstante kiselosti.
2. Uporedite energiju atomizacije molekula HF i HCl. Da li se ovi podaci slažu sa jačinom fluorovodonične i hlorovodonične kiseline?
3. Koja čestica je jača kiselina: a) molekul ugljične kiseline ili ion hidrokarbonata, b) molekul fosforne kiseline, dihidrofosfatni ion ili hidrofosfatni ion, c) molekul sumporovodika ili hidrosulfid ion?
4. Zašto u Dodatku 13 nećete naći konstante kiselosti sumporne, hlorovodonične, azotne i nekih drugih kiselina?
5. Dokazati valjanost omjera koji povezuje konstantu bazičnosti i konstantu kiselosti konjugiranih kiselina i baza.
6. Zapišite jednačine reakcija sa vodom a) bromovodonik i azotasta kiselina, b) sumporna i sumporna kiselina, c) azotna kiselina i vodonik sulfid. Koje su razlike između ovih procesa?
7. Za sljedeće amfolite: HS , HSO 3 , HCO 3 , H 2 PO 4 , HPO 4 2 , H 2 O - napiši jednadžbe za reakcije ovih čestica sa vodom, zapiši izraze za kiselost i bazičnost konstante, napišite vrijednosti ovih konstanti iz aplikacija 13 i 14. Odredite koja svojstva, kisela ili bazna, prevladavaju u ovim česticama?
8. Koji procesi mogu nastati kada se fosforna kiselina otopi u vodi?
Poređenje reaktivnosti jakih i slabih kiselina.
12.5. Kiselo-bazne reakcije oksonijum jona
I kiseline i baze razlikuju se po snazi, rastvorljivosti, stabilnosti i nekim drugim karakteristikama. Snaga je najvažnija od ovih karakteristika. Svojstva kiselina najkarakterističnija su za jake kiseline. U rastvorima jakih kiselina čestice kiseline su oksonijum ioni. Stoga ćemo u ovom odjeljku razmotriti reakcije u otopinama koje nastaju tijekom interakcije oksonijevih jona sa različitim supstancama koje sadrže bazne čestice. Počnimo s najjačim temeljima.
a) Reakcije oksonijum jona sa oksidnim jonima
Među vrlo jakim bazama najvažniji je oksidni jon, koji je dio osnovnih oksida, koji su, kao što se sjećate, jonske tvari. Ovaj jon je jedna od najjačih baza. Stoga, bazični oksidi (na primjer, MO sastava), čak i ako ne reagiraju s vodom, lako reagiraju s kiselinama. Mehanizam reakcije:
U ovim reakcijama oksidni jon nema vremena da pređe u rastvor, već odmah reaguje sa oksonijum ionom. Stoga se reakcija odvija na površini oksida. Takve reakcije idu do kraja, jer od jake kiseline i jake baze nastaje vrlo slab amfolit (voda).
Primjer. Reakcija dušične kiseline s magnezijevim oksidom:
MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.
Svi bazični i amfoterni oksidi reaguju na ovaj način sa jakim kiselinama, ali ako nastane nerastvorljiva so, reakcija se u nekim slučajevima jako usporava, jer sloj nerastvorljive soli sprečava kiselinu da prodre na površinu oksida ( primjer je reakcija barijevog oksida sa sumpornom kiselinom).
b) Reakcije oksonijum jona sa hidroksidnim jonima
Od svih baznih čestica koje postoje u vodenim otopinama, hidroksidni ion je najjača baza. Njegova konstanta bazičnosti (55,5) je mnogo puta veća od konstanti bazičnosti drugih baznih čestica. Hidroksidni joni su dio alkalija i kada se rastvore prelaze u rastvor. Mehanizam reakcije oksonijum jona sa hidroksidnim ionima:
.
Primjer 1. Reakcija hlorovodonične kiseline sa rastvorom natrijum hidroksida:
HCl p + NaOH p \u003d NaCl p + H 2 O.
Kao i reakcije s bazičnim oksidima, takve reakcije idu do završetka (nepovratne) jer, kao rezultat prijenosa protona oksonijevim jonom (jaka kiselina, K K = 55,5) hidroksid ion (jaka baza, K O \u003d 55,5), formirane su molekule vode (veoma slab amfolit, K K= K O = 1,8 10 -16).
Podsjetimo da se reakcije kiselina s bazama (uključujući alkalije) nazivaju reakcije neutralizacije.
Već znate da čista voda sadrži ione oksonija i hidroksid ione (zbog autoprotolize vode), ali su njihove koncentracije jednake i krajnje neznatne: With(H 3 O) \u003d With(OH) \u003d 10 -7 mol / l. Stoga je njihovo prisustvo u vodi gotovo neprimjetno.
Isto se primjećuje i u otopinama tvari koje nisu ni kiseline ni baze. Takva rješenja se nazivaju neutralan.
Ali ako se u vodu doda kisela ili bazna tvar, tada će se u otopini pojaviti višak jednog od ovih iona. Rješenje će postati kiselo ili alkalna.
Hidroksidni joni su dio ne samo alkalija, već i praktično nerastvorljivih baza, kao i amfoternih hidroksida (amfoterni hidroksidi se u tom pogledu mogu smatrati jonskim jedinjenjima). Sa svim ovim supstancama reagiraju i oksonijevi ioni, te se, kao iu slučaju bazičnih oksida, reakcija odvija na površini čvrste tvari. Mehanizam reakcije za sastav hidroksida M(OH) 2:
.
Primjer 2. Reakcija otopine sumporne kiseline sa bakar hidroksidom. Pošto je hidrosulfatni jon prilično jaka kiselina ( K K 0,01), reverzibilnost njegove protolize se može zanemariti i jednadžbe ove reakcije mogu se napisati na sljedeći način:
Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4p = CuSO 4 + 2H 2 O.
c) Reakcije oksonijum jona sa slabim bazama
Kao iu alkalnim otopinama, otopine slabih baza također sadrže hidroksidne ione, ali je njihova koncentracija višestruko niža od koncentracije samih baznih čestica (ovaj omjer je jednak stupnju protolize baze). Stoga je brzina reakcije neutralizacije hidroksidnih jona mnogo puta manja od brzine reakcije neutralizacije samih baznih čestica. Stoga će reakcija između oksonijum iona i baznih čestica biti dominantna.
Primjer 1. Reakcija neutralizacije hlorovodonične kiseline sa rastvorom amonijaka:
.
Kao rezultat reakcije nastaju amonijum ioni (slaba kiselina, K K = 6 10 -10) i molekule vode, ali pošto je jedan od početnih reagensa (amonijak) baza je slaba ( K O = 2 10 -5), tada je reakcija reverzibilna
Ali ravnoteža u njemu je vrlo snažno pomaknuta udesno (prema produktima reakcije), toliko da se reverzibilnost često zanemaruje pri pisanju molekularne jednadžbe ove reakcije sa predznakom jednakosti:
HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.
Primer 2. Reakcija bromovodonične kiseline sa rastvorom natrijum bikarbonata. Budući da je amfolit, bikarbonatni jon se ponaša kao slaba baza u prisustvu oksonijum jona:
Rezultirajuća ugljična kiselina može biti sadržana u vodenim otopinama samo u vrlo malim koncentracijama. Kako koncentracija raste, on se raspada. Mehanizam razgradnje može se zamisliti na sljedeći način:
Rezime hemijskih jednadžbi:
H 3 O + HCO 3 \u003d CO 2 + 2H 2 O
HBr p + NaHCO 3p = NaBr p + CO 2 + H 2 O.
Primjer 3. Reakcije koje nastaju kada se sipaju rastvori perhlorne kiseline i kalijum karbonata. Karbonatni jon je takođe slaba baza, iako jači od hidrokarbonatnog jona. Reakcije između ovih jona i oksonijum jona su potpuno analogne. Ovisno o uvjetima, reakcija se može zaustaviti u fazi stvaranja bikarbonatnog jona, a može dovesti i do stvaranja ugljičnog dioksida:
a) H 3 O + CO 3 \u003d HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
b) 2H 3 O + CO 3 \u003d CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.
Slične reakcije se odvijaju čak i kada su soli koje sadrže bazne čestice netopive u vodi. Kao iu slučaju bazičnih oksida ili nerastvorljivih baza, i u ovom slučaju reakcija se odvija na površini nerastvorljive soli.
Primjer 4 Reakcija između hlorovodonične kiseline i kalcijum karbonata:
CaCO 3 + 2H 3 O \u003d Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p \u003d CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.
Prepreka takvim reakcijama može biti stvaranje netopive soli, čiji će sloj ometati prodiranje oksonijevih iona na površinu reagensa (na primjer, u slučaju interakcije kalcijevog karbonata sa sumpornom kiselinom).
NEUTRALNA RASTVINA, KISELA, ALKALNA RASTVORA, REAKCIJA NEUTRALIZACIJE.
1. Napravite dijagrame mehanizama reakcija oksonijum jona sa sledećim supstancama i česticama: FeO, Ag 2 O, Fe (OH) 3, HSO 3, PO 4 3 i Cu 2 (OH) 2 CO 3. Sastaviti jednadžbe ionskih reakcija prema shemama.
2. Sa kojim će od sljedećih oksida reagirati joni oksonija: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Napišite ionske jednačine za ove reakcije.
3. Sa kojim će od sljedećih hidroksida reagirati oksonijum joni: Mg (OH) 2, B (OH) 3, Te (OH) 6, Al (OH) 3? Napišite ionske jednačine za ove reakcije.
4. Napravite jonske i molekularne jednačine za reakcije bromovodonične kiseline sa rastvorima sledećih supstanci: Na 2 CO 3 , K 2 SO 3 , Na 2 SiO 3 , KHCO 3 .
5.Sastaviti jonske i molekularne jednačine za reakcije rastvora azotne kiseline sa sledećim supstancama: Cr(OH) 3 , MgCO 3 , PbO.
Reakcije rastvora jakih kiselina sa bazama, bazičnim oksidima i solima.
12.6. Kiselo-bazne reakcije slabih kiselina
Za razliku od rastvora jakih kiselina, u rastvorima slabih kiselina kao čestice kiseline nisu prisutni samo joni oksonijuma, već i molekuli same kiseline, a molekula kiseline ima višestruko više nego jona oksonijuma. Stoga će u ovim otopinama prevladavajuća reakcija biti reakcija samih čestica kiseline sa česticama baze, a ne reakcija oksonijevih jona. Brzina reakcija koje uključuju slabe kiseline uvijek je manja od brzine sličnih reakcija koje uključuju jake kiseline. Neke od ovih reakcija su reverzibilne, a što je više, to je slabija kiselina uključena u reakciju.
a) Reakcije slabih kiselina sa oksidnim jonima
Ovo je jedina grupa reakcija slabih kiselina koje se odvijaju nepovratno. Brzina reakcije ovisi o jačini kiseline. Neke slabe kiseline (sumporne, ugljične itd.) ne reagiraju sa niskoaktivnim baznim i amfoternim oksidima (CuO, FeO, Fe 2 O 3 , Al 3 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 itd.).
Primjer. Reakcija između mangan(II) oksida i otopine octene kiseline. Mehanizam ove reakcije:
Jednačine reakcije:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH p \u003d Mn (CH 3 COO) 2p + H 2 O. (Soli octene kiseline nazivaju se acetati)
b) Reakcije slabih kiselina sa hidroksidnim jonima
Kao primjer, razmotrite kako molekule fosforne (ortofosforne) kiseline reagiraju s hidroksidnim ionima:
Kao rezultat reakcije dobivaju se molekule vode i dihidrogen fosfat ioni.
Ako nakon završetka ove reakcije, hidroksidni ioni ostanu u otopini, tada će dihidrofosfatni ioni, koji su amfoliti, reagirati s njima:
Nastaju hidrofosfatni joni, koji, takođe kao amfoliti, mogu reagovati sa viškom hidroksidnih jona:
.
Jonske jednadžbe za ove reakcije
H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.
Ravnoteža ovih reverzibilnih reakcija je pomaknuta udesno. U višku alkalne otopine (na primjer, NaOH), sve ove reakcije se odvijaju gotovo nepovratno, pa se njihove molekularne jednadžbe obično pišu na sljedeći način:
H 3 PO 4p + NaOH p = NaH 2 PO 4p + H 2 O;
NaH 2 PO 4p + NaOH p = Na 2 HPO 4p;
Na 2 HPO 4p + NaOH p \u003d Na 3 PO 4p + H 2 O.
Ako je ciljni proizvod ovih reakcija natrijum fosfat, onda se ukupna jednadžba također može napisati:
H 3 PO 4 + 3NaOH \u003d Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
Dakle, molekul fosforne kiseline, ulazeći u kiselo-bazne interakcije, može uzastopno donirati jedan, dva ili tri protona. U sličnom procesu, molekul hidrosulfidne kiseline (H 2 S) može donirati jedan ili dva protona, a molekul azotaste kiseline (HNO 2) može donirati samo jedan proton. Shodno tome, ove kiseline su klasifikovane kao tribazične, dvobazne i jednoosnovne.
Odgovarajuća karakteristika baze se zove kiselost.
Primjeri jednostrukih kiselinskih baza su NaOH, KOH; primjeri dikiselinskih baza su Ca (OH) 2, Ba (OH) 2.
Najjača od slabih kiselina također može reagirati s hidroksidnim ionima, koji su dio nerastvorljivih baza, pa čak i amfoternih hidroksida.
c) Reakcije slabih kiselina sa slabim bazama
Gotovo sve ove reakcije su reverzibilne. U skladu s općim pravilom, ravnoteže u takvim reverzibilnim reakcijama se pomjeraju prema slabijim kiselinama i slabijim bazama.
BAZIČNOST KISELINE, KISELOST BAZE.
1. Napravite dijagrame mehanizama reakcija koje se odvijaju u vodenom rastvoru između mravlje kiseline i sledećih supstanci: Fe 2 O 3, KOH i Fe (OH) 3. Sastavite ionske i molekularne jednadžbe ovih reakcija prema shemama. (tetraakvacinkov jon) i 3aq aq+ H 3 O.
4. U kom smjeru će se pomjeriti ravnoteža u ovoj otopini a) kada se razrijedi vodom, b) kada joj se doda jak rastvor kiseline?
Definisali smo hidroliza setio se nekih činjenica o soli. Sada ćemo razgovarati o jakim i slabim kiselinama i otkriti da "scenarij" hidrolize ovisi upravo o tome koja kiselina i koja baza formira ovu sol.
← Hidroliza soli. dio I
Jaki i slabi elektroliti
Da vas podsjetim da se sve kiseline i baze mogu uvjetno podijeliti na jaka I slab. Jake kiseline (i, općenito, jaki elektroliti) se gotovo potpuno disociraju u vodenoj otopini. Slabi elektroliti se u maloj mjeri razlažu na ione.
Jake kiseline uključuju:
- H 2 SO 4 (sumporna kiselina),
- HClO 4 (perhlorna kiselina),
- HClO 3 (hlorna kiselina),
- HNO 3 (azotna kiselina),
- HCl (hlorovodonična kiselina),
- HBr (bromovodonična kiselina),
- HI (jodovodična kiselina).
Slijedi lista slabih kiselina:
- H 2 SO 3 (sumporna kiselina),
- H 2 CO 3 (ugljena kiselina),
- H 2 SiO 3 (silicijum kiselina),
- H 3 PO 3 (fosforna kiselina),
- H 3 PO 4 (ortofosforna kiselina),
- HClO 2 (hlorna kiselina),
- HClO (hipohlorna kiselina),
- HNO 2 (dušišna kiselina),
- HF (fluorovodonična kiselina),
- H 2 S (sumporna kiselina),
- većina organskih kiselina, npr. sirćetna (CH 3 COOH).
Naravno, nemoguće je nabrojati sve kiseline koje postoje u prirodi. Navedene su samo one "najpopularnije". Također treba shvatiti da je podjela kiselina na jake i slabe prilično proizvoljna.
Stvari su mnogo jednostavnije sa jakim i slabim bazama. Možete koristiti tablicu rastvorljivosti. Sve jake baze su rastvorljiv u baznoj vodi, osim NH 4 OH. Ove supstance se nazivaju alkalije (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 itd.)
Slabe baze su:
- svi hidroksidi netopivi u vodi (npr. Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 itd.),
- NH 4 OH (amonijum hidroksid).
Hidroliza soli. Ključne činjenice
Onima koji čitaju ovaj članak može se učiniti da smo već zaboravili na glavnu temu razgovora i otišli negdje sa strane. Ovo je pogrešno! Naš razgovor o kiselinama i bazama, o jakim i slabim elektrolitima direktno je vezan za hidrolizu soli. Sada ćete se u to uvjeriti.
Dakle, dozvolite mi da vam dam osnovne činjenice:
- Nisu sve soli podvrgnute hidrolizi. Postoji hidrolitički stabilan jedinjenja kao što je natrijum hlorid.
- Hidroliza soli može biti potpuna (ireverzibilna) i parcijalna (reverzibilna).
- Tokom reakcije hidrolize nastaje kiselina ili baza, mijenja se kiselost medija.
- Određuje se osnovna mogućnost hidrolize, smjer odgovarajuće reakcije, njena reverzibilnost ili ireverzibilnost. kiselinska snaga I po snazi temelja koji formiraju ovu so.
- U zavisnosti od jačine odgovarajuće kiseline i odn. baze, sve soli se mogu podijeliti na 4 grupe. Svaka od ovih grupa ima svoj "scenario" hidrolize.
Primjer 4. Sol NaNO 3 formiraju jaka kiselina (HNO 3) i jaka baza (NaOH). Ne dolazi do hidrolize, ne stvaraju se nova jedinjenja, kiselost medijuma se ne menja.
Primjer 5. Sol NiSO 4 formiraju jaka kiselina (H 2 SO 4) i slaba baza (Ni (OH) 2). Na katjonu dolazi do hidrolize, tokom reakcije nastaju kiselina i bazična so.
Primjer 6. Kalijum karbonat nastaje od slabe kiseline (H 2 CO 3) i jake baze (KOH). Anionska hidroliza, formiranje alkalne i kisele soli. Alkalni rastvor.
Primjer 7. Aluminij sulfid nastaje od slabe kiseline (H 2 S) i slabe baze (Al (OH) 3). Hidroliza se dešava i na kationu i na anjonu. nepovratna reakcija. Tokom procesa nastaju H 2 S i aluminijum hidroksid. Kiselost okoline se neznatno mijenja.
Probajte sami:
Vježba 2. Koje su vrste soli: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Da li se ove soli podvrgavaju hidrolizi? Kation ili anion? Šta se formira tokom reakcije? Kako se mijenja kiselost okoline? Jednačine reakcije se još ne mogu zapisati.
Ostaje nam da uzastopno raspravljamo o 4 grupe soli i damo specifičan "scenarij" hidrolize za svaku od njih. U sljedećem dijelu počećemo sa solima koje nastaju od slabe baze i jake kiseline.
Prije diskusije o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, hajdemo jasno definirati što je to?
1) Baze ili bazni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +1 ili +2, tj. čije su formule napisane ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje izuzeci. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.
2) Amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +3, +4 i, kao izuzetak, hidrokside Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +4 se ne nalaze u USE zadacima, pa se neće uzimati u obzir.
Hemijska svojstva baza
Sve baze su podeljene na:
Podsjetimo da berilij i magnezijum nisu zemnoalkalni metali.
Osim što su rastvorljive u vodi, alkalije se veoma dobro disociraju i u vodenim rastvorima, dok nerastvorljive baze imaju nizak stepen disocijacije.
Ova razlika u rastvorljivosti i sposobnosti disociacije između alkalija i nerastvorljivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do uočljivih razlika u njihovim hemijskim svojstvima. Dakle, posebno su alkalije hemijski aktivnija jedinjenja i često su sposobne da uđu u one reakcije u koje ne ulaze nerastvorljive baze.
Reakcija baza sa kiselinama
Alkalije reaguju sa apsolutno svim kiselinama, čak i sa vrlo slabim i nerastvorljivim. Na primjer:
Nerastvorne baze reaguju sa skoro svim rastvorljivim kiselinama, ne reaguju sa nerastvorljivom silicijumskom kiselinom:
Treba napomenuti da i jake i slabe baze s općom formulom oblika Me (OH) 2 mogu formirati bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:
Interakcija sa kiselim oksidima
Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima i formiraju soli i često vodu:
Nerastvorljive baze mogu reagirati sa svim višim kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, sa stvaranjem srednjih soli:
Nerastvorljive baze oblika Me (OH) 2 reaguju u prisustvu vode sa ugljen-dioksidom isključivo sa stvaranjem bazičnih soli. Na primjer:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Sa silicijum dioksidom, zbog njegove izuzetne inertnosti, reaguju samo najjače baze, alkalije. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s nerastvorljivim bazama. Na primjer:
Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima
Sve alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija izvodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s čvrstom alkalijom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:
Ako se koriste vodene otopine alkalija, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:
U slučaju aluminijuma, pod dejstvom viška koncentrovane alkalije, umesto Na soli nastaje Na 3 so:
Interakcija baza sa solima
Bilo koja baza reaguje sa bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uslova:
1) rastvorljivost polaznih jedinjenja;
2) prisustvo taloga ili gasa među produktima reakcije
Na primjer:
Termička stabilnost baza
Sve alkalije, osim Ca(OH) 2, otporne su na toplinu i tope se bez raspadanja.
Sve nerastvorljive baze, kao i slabo rastvorljivi Ca (OH) 2, raspadaju se pri zagrevanju. Najviša temperatura raspadanja kalcijum hidroksida je oko 1000 o C:
Nerastvorljivi hidroksidi imaju mnogo niže temperature raspadanja. Tako se, na primjer, bakar (II) hidroksid razlaže već na temperaturama iznad 70 o C:
Hemijska svojstva amfoternih hidroksida
Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselinama
Amfoterni hidroksidi reaguju sa jakim kiselinama:
Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju sa kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi na originalni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:
Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselim oksidima
Amfoterni hidroksidi reaguju sa višim oksidima, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reaguju sa kiselim oksidima SO 2 i CO 2.
Interakcija amfoternih hidroksida sa bazama
Od baza, amfoterni hidroksidi reaguju samo sa alkalijama. U ovom slučaju, ako se koristi vodeni rastvor alkalija, tada nastaju soli hidrokso kompleksa:
A kada se amfoterni hidroksidi stapaju sa čvrstim alkalijama, dobijaju se njihovi bezvodni analozi:
Interakcija amfoternih hidroksida sa bazičnim oksidima
Amfoterni hidroksidi reaguju kada su fuzionisani sa oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:
Termička razgradnja amfoternih hidroksida
Svi amfoterni hidroksidi su nerastvorljivi u vodi i, kao i svi nerastvorljivi hidroksidi, raspadaju se kada se zagreju do odgovarajućeg oksida i vode.
