Gründe dafür – komplexe Stoffe, bestehend aus einem Metallatom und einer oder mehreren Hydroxylgruppen. Allgemeine Basenformel Ich(OH) N . Basen (aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation) sind Elektrolyte, die beim Auflösen in Wasser unter Bildung von Metallkationen und Hydroxidionen OH – dissoziieren.
Einstufung. Basierend auf ihrer Löslichkeit in Wasser werden Basen unterteilt in: Alkalien(wasserlösliche Basen) und wasserunlösliche Basen . Alkalien bilden Alkali- und Erdalkalimetalle sowie einige andere Metallelemente. Basierend auf dem Säuregehalt (der Anzahl der während der vollständigen Dissoziation gebildeten ОН–-Ionen oder der Anzahl der Dissoziationsschritte) werden Basen unterteilt in Monosäure (bei vollständiger Dissoziation wird ein OH-Ion erhalten; ein Dissoziationsschritt) und Polysäure (Bei vollständiger Dissoziation wird mehr als ein OH –-Ion erhalten; mehr als ein Dissoziationsschritt). Unter den Polysäurebasen gibt es Disäure(zum Beispiel Sn(OH) 2 ), Trisäure(Fe(OH) 3) und Tetrasäure (Th(OH) 4). Beispielsweise ist die Base KOH eine einsaure Base.
Es gibt eine Gruppe von Hydroxiden, die eine chemische Dualität aufweisen. Sie interagieren sowohl mit Basen als auch mit Säuren. Das amphotere Hydroxide ( cm. Tabelle 1).
Tabelle 1 – Amphotere Hydroxide
|
Amphoteres Hydroxid (basische und saure Form) |
Säurerest und seine Wertigkeit |
Komplexes Ion |
|
Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2 |
ZnO2(II) |
2– |
|
Al(OH) 3 / HAlO 2 |
AlO2(I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2BeO2 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH) 2 / H 2 SnO 2 |
SnO2(II) |
2– |
|
Pb(OH) 2 / H 2 PbO 2 |
PbO2(II) |
2– |
|
Fe(OH) 3 / HFeO 2 |
FeO2(I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO2(I) |
– , 3– |
Physikalische Eigenschaften. Basen sind Feststoffe unterschiedlicher Farbe und unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.
Chemische Eigenschaften von Basen
1) Dissoziation: CON + N H 2 O K + × M H 2 O + OH – × D H 2 O oder abgekürzt: KOH K + + OH – .
Polysäurebasen dissoziieren in mehreren Schritten (die Dissoziation erfolgt meist im ersten Schritt). Beispielsweise dissoziiert die Disäurebase Fe(OH) 2 in zwei Schritten:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1. Stufe);
FeOH + Fe 2+ + OH – (2. Stufe).
2) Interaktion mit Indikatoren(Laugen verfärben sich violett, Lackmusblau, Methylorange gelb und Phenolphthalein purpurrot):
Indikator + OH – ( Alkali)farbige Verbindung.
3 ) Zersetzung unter Bildung von Oxid und Wasser (vgl. Tabelle 2). Hydroxide Alkalimetalle sind hitzebeständig (schmelzen ohne Zersetzung). Erdalkali- und Schwermetallhydroxide zersetzen sich normalerweise leicht. Die Ausnahme ist Ba(OH) 2, für das T der Unterschied ist recht hoch (ca. 1000° C).
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.
Tabelle 2 – Zersetzungstemperaturen einiger Metallhydroxide
| Hydroxid | T Razl, °C | Hydroxid | T Razl, °C | Hydroxid | T Razl, °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 ) Wechselwirkung von Alkalien mit einigen Metallen(zum Beispiel Al und Zn):
In Lösung: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2
2Al + 2OH – + 6H 2 O ® 2 – + 3H 2.
Im geschmolzenen Zustand: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.
5 ) Wechselwirkung von Alkalien mit Nichtmetallen:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.
6) Wechselwirkung von Alkalien mit sauren und amphoteren Oxiden:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O.
In Lösung: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2– .
Bei Fusion mit amphoterem Oxid: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
7) Wechselwirkung von Basen mit Säuren:
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) Wechselwirkung von Alkalien mit amphoteren Hydroxiden(cm. Tabelle 1):
In Lösung: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Zur Fusion: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
9 ) Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen. Bei der Reaktion handelt es sich um Salze, die einer wasserunlöslichen Base entsprechen :
CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Quittung. Wasserunlösliche Basen erhalten durch Reaktion des entsprechenden Salzes mit einem Alkali:
2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Alkalien erhalten:
1) Wechselwirkung von Metalloxid mit Wasser:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2.
2) Wechselwirkung von Alkali- und Erdalkalimetallen mit Wasser:
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 .
3) Elektrolyse von Salzlösungen:
2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Austauschwechselwirkung von Erdalkalihydroxiden mit bestimmten Salzen. Bei der Reaktion muss zwangsläufig ein unlösliches Salz entstehen. .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
L.A. Jakowischin
Metall- und Hydroxylgruppe (OH). Zum Beispiel Natriumhydroxid – NaOH, Kalziumhydroxid - Ca(OH) 2 , Bariumhydroxid - Ba(OH) 2 usw.
Herstellung von Hydroxiden.
1. Austauschreaktion:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Elektrolyse wässriger Salzlösungen:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2,
3. Wechselwirkung von Alkali- und Erdalkalimetallen bzw. deren Oxiden mit Wasser:
K+2H 2 Ö = 2 KOH + H 2 ,
Chemische Eigenschaften von Hydroxiden.
1. Hydroxide sind alkalischer Natur.
2. Hydroxide löst sich in Wasser (Alkali) auf und ist unlöslich. Zum Beispiel, KOH- löst sich in Wasser auf und Ca(OH) 2 - schwer lösliche, weiße Lösung. Metalle der Gruppe 1 des Periodensystems D.I. Mendeleev gibt lösliche Basen (Hydroxide) an.
3. Hydroxide zersetzen sich beim Erhitzen:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 Ö.
4. Alkalien reagieren mit sauren und amphoteren Oxiden:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Alkalien können mit einigen Nichtmetallen bei unterschiedlichen Temperaturen auf unterschiedliche Weise reagieren:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 Ö(kalt),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 Ö(Hitze).
6. Wechselwirkung mit Säuren:
KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 Ö.
Basen, amphotere Hydroxide
Basen sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxylgruppen (-OH) bestehen. Die allgemeine Formel lautet Me +y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen gleich der Oxidationsstufe des Metalls Me ist. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.
Eigenschaften von Alkalien, Hydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen
1. Wässrige Alkalilösungen fühlen sich seifig an und verändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus – blau, Phenolphthalein – purpurrot.
2. Wässrige Lösungen dissoziieren:
3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:
Polysäurebasen können mittlere und basische Salze ergeben:
4. Reagieren Sie mit sauren Oxiden und bilden Sie je nach Basizität der diesem Oxid entsprechenden Säure mittlere und saure Salze:
5. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:
a) Fusion:
b) in Lösungen:
6. Wechselwirkung mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:
Unlösliche Basen (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:
Amphotere Hydroxide
Amphotere Verbindungen sind Verbindungen, die je nach Bedingungen sowohl Donatoren von Wasserstoffkationen sein können und saure Eigenschaften aufweisen, als auch deren Akzeptoren, d. h. basische Eigenschaften aufweisen.
Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen
1. Durch die Wechselwirkung mit starken Säuren weisen sie basische Eigenschaften auf:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Durch die Wechselwirkung mit Alkalien – starken Basen – weisen sie saure Eigenschaften auf:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( komplexes Salz)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( komplexes Salz)
Komplexe Verbindungen sind solche, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird.
Die allgemeine Methode zur Herstellung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, mit deren Hilfe sowohl unlösliche als auch lösliche Basen gewonnen werden können.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Wenn auf diese Weise lösliche Basen gewonnen werden, fällt ein unlösliches Salz aus.
Bei der Herstellung wasserunlöslicher Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte überschüssiges Alkali vermieden werden, da es zum Auflösen der amphoteren Base kommen kann, zum Beispiel:
AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl
In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Hydroxide nicht lösen:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Silber- und Quecksilberhydroxide zersetzen sich so leicht, dass beim Versuch, sie durch Austauschreaktion zu gewinnen, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Chloridlösungen gewonnen.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Alkalien können auch durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser gewonnen werden.
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2
Säuren
Säuren sind komplexe Stoffe, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen bestehen, die durch Metallatome und saure Reste ersetzt werden können. Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig sein (in reiner Form ist Schwefelsäure H 2 SO 4 eine Flüssigkeit).
Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der Wasserstoffionen, die jedes Säuremolekül während der Dissoziation bildet, bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.
Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Brønsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, ist eine Säure eine Substanz abspalten mit dieser Reaktion Protonen, A Basis- eine Substanz, die es kann Protonen annehmen.
Säure → Base + H +
Basierend auf solchen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einzelnen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
Säure-Base-Säure-Base
Allgemeinere Definition von Säuren und Basen vorgeschlagen vom amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen vollständig sind treten bei der Übertragung von Protonen nicht zwangsläufig auf. Bei der Lewis-Bestimmung von Säuren und Basen spielen chemische Reaktionen die Hauptrolle Elektronenpaare
Als Kationen werden Anionen oder neutrale Moleküle bezeichnet, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.
Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).
Lewis‘ Definition umfasst alle Säure-Base-Prozesse, die in zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit verwendeten Definitionen von Säuren und Basen.
Nomenklatur der Säuren
Da es unterschiedliche Definitionen von Säuren gibt, sind deren Klassifizierung und Nomenklatur eher willkürlich.
Entsprechend der Anzahl der in einer wässrigen Lösung eliminierbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt einbasisch(z. B. HF, HNO 2), dibasisch(H 2 CO 3, H 2 SO 4) und tribasisch(H 3 PO 4).
Je nach Zusammensetzung der Säure werden sie unterteilt in Sauerstofffrei(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4, HNO 3).
Gewöhnlich Namen sauerstoffhaltiger Säuren leiten sich vom Namen des Nichtmetalls mit der Ergänzung der Endungen -kai ab, -vaya, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppennummer ist. Mit abnehmender Oxidationsstufe ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge der abnehmenden Oxidationsstufe des Metalls): -undurchsichtig, rostig, -eiförmig:
Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen, die leicht Valenzelektronen verlieren, nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle wie die Hülle eines Heliumatoms und ergeben ionische Metallhydride.
In Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen III–IV des Periodensystems bilden Bor, Aluminium, Kohlenstoff und Silizium kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Bei Elementen der Gruppen V–VII des Periodensystems nimmt innerhalb einer Periode die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms zu, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als in Wasserstoffverbindungen von Elementen, die neigen dazu, Elektronen abzugeben. Nichtmetallische Atome, die zur Vervollständigung der Elektronenhülle mehrere Elektronen benötigen, ziehen ein Bindungselektronenpaar umso stärker an (polarisieren), je größer die Kernladung ist. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl Bindungen mit Wasserstoffatomen, obwohl sie kovalent bleiben, polarerer Natur und das Wasserstoffatom in der Der Dipol zwischen Element und Wasserstoffbindung wird elektropositiver. Befinden sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel, kann es zu einem Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.
Lassen Sie uns das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen diskutieren. Diese Säuren haben eine H-O-E-Bindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung durch die O-E-Bindung beeinflusst. Daher dissoziieren diese Säuren in der Regel leichter als Wasser.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, gebildet aus Elementen, die unterschiedliche Oxidationsgrade aufweisen können. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach auch chlorige Säure HClO 2 schwach, aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HClO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine davon das stärkste anorganische Säuren.
Für die saure Dissoziation (unter Abspaltung des H-Ions) ist die Spaltung der O-H-Bindung notwendig. Wie lässt sich die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO – HClO 2 – HClO 3 – HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Anzahl der Sauerstoffatome zu, die mit dem zentralen Chloratom verbunden sind. Jedes Mal, wenn eine neue Sauerstoff-Chlor-Bindung gebildet wird, wird die Elektronendichte vom Chloratom und damit von der O-Cl-Einfachbindung abgezogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die O-H-Bindung, die dadurch geschwächt wird.
Dieses Muster - Verstärkung der sauren Eigenschaften mit zunehmendem Oxidationsgrad des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3, in der die Oxidationsstufe von Stickstoff +5 beträgt, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (die Oxidationsstufe von Stickstoff beträgt +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als schweflige Säure H 2 SO 3 (S +4).
Säuren gewinnen
1. Es können sauerstofffreie Säuren gewonnen werden durch direkte Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Es können einige sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.
3. Es können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden durch Stoffwechselreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Einige Säuren können mit gewonnen werden Redoxreaktionen.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2
Saurer Geschmack, Wirkung auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Bildung von Estern mit Alkoholen – diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.
kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:
1) sind üblich Für Säuren Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;
2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.
Das Wasserstoffion kann eindringen Redox Reaktion, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, d.h. Säure-Base-Reaktionen.
Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit intermediären, basischen und manchmal sauren Salzen.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und die Dissoziation bei jedem weiteren Schritt schwieriger ist. Daher werden bei einem Säureüberschuss am häufigsten saure Salze gebildet, nicht durchschnittliche.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 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 = KHS + H 2 O
Auf den ersten Blick mag die Bildung saurer Salze überraschend erscheinen einbasisch Fluorwasserstoffsäure. Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren ist Flusssäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen) und es können verschiedene Partikel (HF) X darin vorhanden sein, nämlich H 2 F 2, H 3 F 3 usw.
Ein Sonderfall des Säure-Basen-Gleichgewichts - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregehalt der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden in der qualitativen Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen eingesetzt in Lösungen.
Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(V neutral Umfeld lila, V sauer - Rot, V alkalisch - blau), Methylorange(V sauer Umfeld Rot, V neutral - orange, V alkalisch - gelb), Phenolphthalein(V stark alkalisch Umfeld himbeerrot, V neutral und sauer - farblos).
Spezifische Eigenschaften Es gibt zwei Arten verschiedener Säuren: erstens Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redoxtransformationen. Wenn die mit der Anwesenheit des H + -Ions verbundenen Reaktionen allen Säuren gemeinsam sind (qualitative Reaktionen zum Nachweis von Säuren), werden spezifische Reaktionen als qualitative Reaktionen für einzelne Säuren verwendet:
Ag + + Cl - = AgCl (weißer Niederschlag)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (weißer Niederschlag)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)
Einige spezifische Reaktionen von Säuren sind auf ihre Redoxeigenschaften zurückzuführen.
Anoxische Säuren in wässriger Lösung können nur oxidiert werden.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie zum Beispiel in schwefliger Säure:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom die maximale Oxidationsstufe aufweist (S +6, N +5, Cr +6), weisen die Eigenschaften starker Oxidationsmittel auf. Konzentriertes H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.
Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konz.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Es sollte daran erinnert werden, dass:
- Saure Lösungen reagieren mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden, unter einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen verläuft unterschiedlich.
Konzentrierte Schwefelsäure passiviert in der Kälte Aluminium, Eisen und Chrom.
- In Wasser zerfallen Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten, zum Beispiel:
- Anorganische und organische Säuren reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz entsteht:
- Beide Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasige Säuren können sowohl Zwischen- als auch Säuresalze bilden (das sind Neutralisationsreaktionen):
- Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder ein Gas entsteht:
Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird aufgrund der Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags von Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche beendet.
Die Besonderheiten der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) beruhen auf der Tatsache, dass bei der Wechselwirkung mit einfachen Substanzen (Metallen und Nichtmetallen) die Oxidationsmittel keine H + -Kationen sind , sondern Nitrat- und Sulfationen. Es ist logisch zu erwarten, dass bei solchen Reaktionen kein Wasserstoff H2 entsteht, sondern andere Stoffe: notwendigerweise Salz und Wasser sowie je nach Konzentration eines der Produkte der Reduktion von Nitrat- oder Sulfationen von Säuren, die Position des Metalls in der Spannungsreihe und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Grad der Metallmahlung usw.).
Diese Merkmale des chemischen Verhaltens von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der chemischen Strukturtheorie über die gegenseitige Beeinflussung von Atomen in Stoffmolekülen.
Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren sind Säuren, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, also verdampfen. Salzsäure ist beispielsweise eine flüchtige, aber stabile Säure. Es ist unmöglich, die Flüchtigkeit instabiler Säuren zu beurteilen. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige, unlösliche Kieselsäure in Wasser und SiO 2. Wässrige Lösungen von Salz-, Salpeter-, Schwefel-, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Eine wässrige Lösung von Chromsäure H 2 CrO 4 hat eine gelbe Farbe und Mangansäure HMnO 4 ist purpurrot.
Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:
Mendelejew-Tisch
Löslichkeitstabelle
3. Hydroxide
Unter den Multielementverbindungen sind Hydroxide eine wichtige Gruppe. Einige von ihnen weisen die Eigenschaften von Basen (basische Hydroxide) auf - NaOH, Ba(OH ) 2 usw.; andere weisen die Eigenschaften von Säuren auf (Säurehydroxide) - HNO3, H3PO4 und andere. Es gibt auch amphotere Hydroxide, die je nach Bedingungen sowohl die Eigenschaften von Basen als auch die Eigenschaften von Säuren aufweisen können – Zn (OH) 2, Al (OH) 3 usw.
3.1. Klassifizierung, Herstellung und Eigenschaften von Basen
Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation sind Basen (basische Hydroxide) Stoffe, die in Lösungen unter Bildung von OH-Hydroxidionen dissoziieren - .
Nach der modernen Nomenklatur werden sie üblicherweise als Hydroxide von Elementen bezeichnet und geben gegebenenfalls die Wertigkeit des Elements an (in römischen Ziffern in Klammern): KOH – Kaliumhydroxid, Natriumhydroxid NaOH , Kalziumhydroxid Ca(OH ) 2, Chromhydroxid ( II)-Cr(OH ) 2, Chromhydroxid ( III) - Cr (OH) 3.
Metallhydroxide normalerweise in zwei Gruppen unterteilt: wasserlöslich(gebildet aus Alkali- und Erdalkalimetallen - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba und daher Alkalien genannt) und Unlöslich in Wasser. Der Hauptunterschied zwischen ihnen besteht in der Konzentration der OH-Ionen - in alkalischen Lösungen ist recht hoch, bei unlöslichen Basen wird sie jedoch durch die Löslichkeit des Stoffes bestimmt und ist meist sehr gering. Allerdings sind geringe Gleichgewichtskonzentrationen des OH-Ions vorhanden - Auch in Lösungen unlöslicher Basen werden die Eigenschaften dieser Verbindungsklasse bestimmt.
Durch die Anzahl der Hydroxylgruppen (Säuregehalt) , die durch einen sauren Rest ersetzt werden können, werden unterschieden:
Monosäurebasen - KOH, NaOH;
Disäurebasen - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Trisäurebasen - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Gründe bekommen
1. Die allgemeine Methode zur Herstellung von Basen ist eine Austauschreaktion, mit deren Hilfe sowohl unlösliche als auch lösliche Basen gewonnen werden können:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
Wenn auf diese Weise lösliche Basen gewonnen werden, fällt ein unlösliches Salz aus.
Bei der Herstellung wasserunlöslicher Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte überschüssiges Alkali vermieden werden, da es z. B. zu einer Auflösung der amphoteren Base kommen kann.
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Oxide nicht lösen:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Silber- und Quecksilberhydroxide zersetzen sich so leicht, dass beim Versuch, sie durch Austauschreaktion zu gewinnen, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Alkalien werden in der Technik üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Chloridlösungen gewonnen:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2.
(gesamte Elektrolysereaktion)
Alkalien können auch durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser gewonnen werden:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,
SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.
Chemische Eigenschaften von Basen
1. Alle wasserunlöslichen Basen zersetzen sich beim Erhitzen unter Bildung von Oxiden:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Die charakteristischste Reaktion von Basen ist ihre Wechselwirkung mit Säuren – die Neutralisationsreaktion. Darin sind sowohl Alkalien als auch unlösliche Basen enthalten:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Alkalien interagieren mit sauren und amphoteren Oxiden:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Basen können mit sauren Salzen reagieren:
2NaHSO 3 + 2KOH = 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 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
5. Besonders hervorzuheben ist die Fähigkeit von Alkalilösungen, mit einigen Nichtmetallen (Halogen, Schwefel, weißer Phosphor, Silizium) zu reagieren:
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (in der Kälte),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (wenn erhitzt),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
6. Darüber hinaus sind konzentrierte Alkalilösungen beim Erhitzen auch in der Lage, einige Metalle aufzulösen (solche, deren Verbindungen amphotere Eigenschaften haben):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.
Alkalische Lösungen haben einen pH-Wert> 7 (alkalische Umgebung), ändern Sie die Farbe der Indikatoren (Lackmus – blau, Phenolphthalein – violett).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Neben Oxiden, Säuren und Salzen gibt es eine Gruppe von Verbindungen, die Basen oder Hydroxide genannt werden. Sie alle haben eine einzige Molekülstruktur: Sie enthalten notwendigerweise eine oder mehrere Hydroxylgruppen, die mit einem Metallion verbunden sind. Basische Hydroxide sind genetisch mit Metalloxiden und Salzen verwandt; dies bestimmt nicht nur ihre chemischen Eigenschaften, sondern auch die Produktionsmethoden in Labor und Industrie.
Es gibt verschiedene Formen der Klassifizierung von Basen, die sowohl auf den Eigenschaften des Metalls, das Teil des Moleküls ist, als auch auf der Fähigkeit des Stoffes, sich in Wasser zu lösen, basieren. In unserem Artikel werden wir uns mit diesen Eigenschaften von Hydroxiden befassen und uns auch mit ihren chemischen Eigenschaften vertraut machen, von denen der Einsatz von Basen in Industrie und Alltag abhängt.
Physikalische Eigenschaften
Alle aus aktiven oder typischen Metallen gebildeten Basen sind Feststoffe mit einem breiten Schmelzpunktbereich. In Bezug auf Wasser werden sie in gut lösliche Alkalien und wasserunlösliche Stoffe unterteilt. Beispielsweise sind basische Hydroxide, die Elemente der Gruppe IA als Kationen enthalten, leicht wasserlöslich und starke Elektrolyte. Sie fühlen sich seifig an, greifen Gewebe und Haut an und werden Alkalien genannt. Bei ihrer Dissoziation werden OH-Ionen in der Lösung nachgewiesen, die anhand von Indikatoren bestimmt werden. Beispielsweise wird farbloses Phenolphthalein in einer alkalischen Umgebung purpurrot. Sowohl Lösungen als auch Schmelzen von Natrium-, Kalium-, Barium- und Calciumhydroxiden sind Elektrolyte, d. h. leiten elektrischen Strom und gelten als Leiter zweiter Art. Zu den löslichen Basen, die in der Industrie am häufigsten verwendet werden, gehören beispielsweise etwa 11 Verbindungen, wie basische Hydroxide von Natrium, Kalium, Ammonium usw.
Grundmolekülstruktur
Zwischen dem Metallkation und den Anionen der Hydroxylgruppen im Molekül der Substanz entsteht eine ionische Bindung. Es ist stark genug für wasserunlösliche Hydroxide, sodass polare Wassermoleküle das Kristallgitter einer solchen Verbindung nicht zerstören können. Alkalien sind stabile Stoffe und bilden beim Erhitzen praktisch kein Oxid und kein Wasser. So sieden die Haupthydroxide von Kalium und Natrium bei Temperaturen über 1000 °C, zersetzen sich jedoch nicht. In den grafischen Formeln aller Basen ist deutlich zu erkennen, dass das Sauerstoffatom der Hydroxylgruppe durch eine kovalente Bindung an das Metallatom und die andere an das Wasserstoffatom gebunden ist. Die Struktur des Moleküls und die Art der chemischen Bindung bestimmen nicht nur die physikalischen, sondern auch alle chemischen Eigenschaften von Stoffen. Schauen wir sie uns genauer an.
Calcium und Magnesium und Merkmale der Eigenschaften ihrer Verbindungen
Beide Elemente sind typische Vertreter aktiver Metalle und können mit Sauerstoff und Wasser interagieren. Das Produkt der ersten Reaktion ist das basische Oxid. Hydroxid entsteht durch einen exothermen Prozess, der unter Freisetzung großer Wärmemengen abläuft. Calcium- und Magnesiumbasen sind schwerlösliche weiße pulverförmige Substanzen. Für Calciumverbindungen werden häufig folgende Bezeichnungen verwendet: Kalkmilch (sofern es sich um eine Suspension in Wasser handelt) und Kalkwasser. Als typisches basisches Hydroxid reagiert Ca(OH) 2 mit sauren und amphoteren Oxiden, Säuren und amphoteren Basen wie Aluminium- und Zinkhydroxiden. Im Gegensatz zu typischen Laugen, die hitzebeständig sind, zerfallen Magnesium- und Calciumverbindungen unter Temperatureinfluss in Oxid und Wasser. Beide Basen, insbesondere Ca(OH) 2, werden häufig in der Industrie, Landwirtschaft und im Haushalt verwendet. Betrachten wir ihre Verwendung weiter.
Anwendungsgebiete von Calcium- und Magnesiumverbindungen
Es ist bekannt, dass im Bauwesen ein chemisches Material namens Flaum oder gelöschter Kalk verwendet wird. Dies ist die Basis von Kalzium. Am häufigsten wird es durch die Reaktion von Wasser mit basischem Calciumoxid gewonnen. Die chemischen Eigenschaften basischer Hydroxide ermöglichen ihren breiten Einsatz in verschiedenen Sektoren der Volkswirtschaft. Zum Beispiel zur Reinigung von Verunreinigungen bei der Rohzuckerproduktion, zur Bleichmittelherstellung, beim Bleichen von Baumwoll- und Leinengarn. Vor der Erfindung von Ionenaustauschern – Kationenaustauschern – wurden in Wasserenthärtungstechnologien Calcium- und Magnesiumbasen verwendet, die es ermöglichten, Bikarbonate zu entfernen, die die Qualität beeinträchtigen. Dazu wurde Wasser mit einer kleinen Menge Soda oder gelöschtem Kalk aufgekocht. Zur Behandlung von Patienten mit Gastritis kann eine wässrige Suspension von Magnesiumhydroxid eingesetzt werden, um den Säuregehalt des Magensaftes zu reduzieren.
Eigenschaften basischer Oxide und Hydroxide
Die wichtigsten Stoffe dieser Gruppe sind Reaktionen mit sauren Oxiden, Säuren, amphoteren Basen und Salzen. Interessanterweise können unlösliche Basen wie Kupfer-, Eisen- oder Nickelhydroxide nicht durch direkte Reaktion des Oxids mit Wasser gewonnen werden. Dabei nutzt das Labor die Reaktion zwischen dem entsprechenden Salz und Alkali. Dadurch entstehen Basen, die ausfallen. So erhält man beispielsweise einen blauen Niederschlag aus Kupferhydroxid und einen grünen Niederschlag aus zweiwertiger Eisenbase. Anschließend werden sie zu festen Pulvern eingedampft, die als wasserunlösliche Hydroxide klassifiziert werden. Eine Besonderheit dieser Verbindungen besteht darin, dass sie bei hohen Temperaturen in das entsprechende Oxid und Wasser zerfallen, was bei Alkalien nicht der Fall ist. Schließlich sind wasserlösliche Basen thermisch stabil.
Elektrolysefähigkeit
Wenn wir die wichtigsten weiter untersuchen, werden wir uns mit einem weiteren Merkmal befassen, anhand dessen wir die Basen von Alkali- und Erdalkalimetallen von wasserunlöslichen Verbindungen unterscheiden können. Dies ist die Unfähigkeit letzterer, unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms in Ionen zu zerfallen. Im Gegensatz dazu lassen sich Schmelzen und Lösungen von Kalium-, Natrium-, Barium- und Strontiumhydroxiden leicht elektrolysieren und sind Leiter zweiter Art.
Gründe bekommen
In Bezug auf die Eigenschaften dieser Klasse anorganischer Substanzen haben wir teilweise die chemischen Reaktionen aufgelistet, die ihrer Herstellung unter Labor- und Industriebedingungen zugrunde liegen. Als zugänglichste und kostengünstigste Methode kann die Methode der thermischen Zersetzung von natürlichem Kalkstein angesehen werden, wodurch dieser gewonnen wird. Wenn die Reaktion mit Wasser durchgeführt wird, entsteht ein basisches Hydroxid – Ca(OH) 2. Eine Mischung dieser Substanz mit Sand und Wasser wird Mörtel genannt. Es wird weiterhin zum Verputzen von Wänden, zum Binden von Ziegeln und für andere Bauarbeiten verwendet. Alkalien können auch durch Reaktion der entsprechenden Oxide mit Wasser hergestellt werden. Zum Beispiel: K 2 O + H 2 O = 2 KON. Der Prozess ist exotherm und setzt große Mengen Wärme frei.
Wechselwirkung von Alkalien mit sauren und amphoteren Oxiden
Zu den charakteristischen chemischen Eigenschaften wasserlöslicher Basen gehört ihre Fähigkeit, bei Reaktionen mit Oxiden, die Nichtmetallatome in ihren Molekülen enthalten, beispielsweise Kohlendioxid, Schwefeldioxid oder Siliziumoxid, Salze zu bilden. Zur Trocknung von Gasen wird insbesondere Calciumhydroxid und zur Gewinnung der entsprechenden Carbonate Natrium- und Kaliumhydroxid eingesetzt. Zink- und Aluminiumoxide, bei denen es sich um amphotere Stoffe handelt, können sowohl mit Säuren als auch mit Laugen interagieren. Im letzteren Fall können beispielsweise Komplexverbindungen wie Natriumhydroxyzinkat entstehen.
Neutralisierungsreaktion
Eine der wichtigsten Eigenschaften wasserunlöslicher und alkalischer Basen ist ihre Fähigkeit, mit anorganischen oder organischen Säuren zu reagieren. Diese Reaktion beruht auf der Wechselwirkung zwischen zwei Arten von Ionen: Wasserstoff und Hydroxylgruppen. Es kommt zur Bildung von Wassermolekülen: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation läuft die gesamte Reaktion auf die Bildung eines schwachen, leicht dissoziierten Elektrolyten – Wasser – hinaus.
Im angegebenen Beispiel wurde ein Zwischensalz gebildet – Kaliumchlorid. Wenn für die Reaktion basische Hydroxide in einer Menge verwendet werden, die geringer ist, als zur vollständigen Neutralisierung der mehrbasigen Säure erforderlich ist, werden beim Verdampfen des resultierenden Produkts Kristalle des Säuresalzes nachgewiesen. Die Neutralisationsreaktion spielt eine wichtige Rolle bei Stoffwechselprozessen in lebenden Systemen – Zellen – und ermöglicht es ihnen, mit Hilfe ihrer eigenen Pufferkomplexe die überschüssige Menge an Wasserstoffionen zu neutralisieren, die sich bei Dissimilationsreaktionen ansammeln.
