Welche Gründe sind stärker? Starke und schwache Elektrolyte

Basen (Hydroxide)– komplexe Stoffe, deren Moleküle eine oder mehrere Hydroxy-OH-Gruppen enthalten. Am häufigsten bestehen Basen aus einem Metallatom und einer OH-Gruppe. NaOH ist beispielsweise Natriumhydroxid, Ca(OH) 2 ist Calciumhydroxid usw.

Es gibt eine Base – Ammoniumhydroxid, bei dem die Hydroxygruppe nicht an das Metall, sondern an das NH 4 + -Ion (Ammoniumkation) gebunden ist. Ammoniumhydroxid entsteht, wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird (die Reaktion der Zugabe von Wasser zu Ammoniak):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (Ammoniumhydroxid).

Die Wertigkeit der Hydroxygruppe beträgt 1. Die Anzahl der Hydroxylgruppen im Grundmolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und ist dieser gleich. Zum Beispiel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 usw.

Alle Gründe - Feststoffe, die unterschiedliche Farben haben. Einige Basen sind in Wasser gut löslich (NaOH, KOH usw.). Die meisten von ihnen sind jedoch nicht wasserlöslich.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Alkalilösungen sind „seifig“, fühlen sich rutschig an und sind ziemlich ätzend. Zu den Alkalien gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 usw.). Der Rest ist unlöslich.

Unlösliche Basen- Dies sind amphotere Hydroxide, die bei Wechselwirkung mit Säuren als Basen wirken und sich mit Laugen wie Säuren verhalten.

Verschiedene Basen haben unterschiedliche Fähigkeiten, Hydroxygruppen zu entfernen, daher werden sie in starke und schwache Basen unterteilt.

Starke Basen geben in wässrigen Lösungen leicht ihre Hydroxygruppen ab, schwache Basen jedoch nicht.

Chemische Eigenschaften von Basen

Die chemischen Eigenschaften von Basen werden durch ihre Beziehung zu Säuren, Säureanhydriden und Salzen charakterisiert.

1. Handeln Sie anhand von Indikatoren. Indikatoren ändern ihre Farbe je nach Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in sauren Lösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit Basen ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird gelb, der Lackmus-Indikator wird blau und Phenolphthalein wird fuchsia.

2. Wechselwirken mit Säureoxiden mit Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Mit Säuren reagieren, Bildung von Salz und Wasser. Die Reaktion einer Base mit einer Säure wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da das Medium nach ihrer Beendigung neutral wird:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagiert mit Salzen Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Beim Erhitzen können sie sich in Wasser und das Grundoxid zersetzen:

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

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Nach der Lektüre des Artikels sind Sie in der Lage, Stoffe in Salze, Säuren und Basen zu trennen. Der Artikel beschreibt den pH-Wert einer Lösung und welche allgemeinen Eigenschaften Säuren und Basen haben.

Vereinfacht ausgedrückt ist eine Säure alles, was H enthält, und eine Base ist alles, was OH enthält. ABER! Nicht immer. Um eine Säure von einer Base zu unterscheiden, müssen Sie... sich an sie erinnern! Reue. Um das Leben zumindest irgendwie einfacher zu machen, haben drei unserer Freunde, Arrhenius und Brønsted und Lowry, zwei Theorien entwickelt, die nach ihnen benannt sind.

Säuren und Basen sind wie Metalle und Nichtmetalle die Unterteilung von Stoffen, die auf ähnlichen Eigenschaften basieren. Die erste Theorie der Säuren und Basen stammte vom schwedischen Wissenschaftler Arrhenius. Eine Säure ist nach Arrhenius eine Stoffklasse, die bei Reaktion mit Wasser dissoziiert (zerfällt) und das Wasserstoffkation H+ bildet. Arrhenius-Basen bilden in wässriger Lösung OH-Anionen. Die nächste Theorie wurde 1923 von den Wissenschaftlern Bronsted und Lowry vorgeschlagen. Die Brønsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Substanzen, die in der Lage sind, bei einer Reaktion ein Proton abzugeben (ein Wasserstoffkation wird bei Reaktionen als Proton bezeichnet). Basen sind demnach Stoffe, die bei einer Reaktion ein Proton aufnehmen können. Die aktuell relevante Theorie ist die Lewis-Theorie. Die Lewis-Theorie definiert Säuren als Moleküle oder Ionen, die in der Lage sind, Elektronenpaare aufzunehmen und dadurch Lewis-Addukte zu bilden (ein Addukt ist eine Verbindung, die durch die Kombination zweier Reaktanten ohne Bildung von Nebenprodukten entsteht).

In der anorganischen Chemie versteht man unter einer Säure in der Regel eine Bronsted-Lowry-Säure, also Stoffe, die ein Proton abgeben können. Wenn damit die Definition einer Lewis-Säure gemeint ist, dann wird eine solche Säure im Text als Lewis-Säure bezeichnet. Diese Regeln gelten für Säuren und Basen.

Dissoziation

Dissoziation ist der Prozess der Zersetzung einer Substanz in Ionen in Lösungen oder Schmelzen. Beispielsweise ist die Dissoziation von Salzsäure die Zersetzung von HCl in H + und Cl –.

Eigenschaften von Säuren und Basen

Basen neigen dazu, sich bei Berührung seifig anzufühlen, während Säuren im Allgemeinen sauer schmecken.

Wenn eine Base mit vielen Kationen reagiert, entsteht ein Niederschlag. Wenn eine Säure mit Anionen reagiert, wird normalerweise ein Gas freigesetzt.

Häufig verwendete Säuren:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Häufig verwendete Basen:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Starke und schwache Säuren und Basen

Starke Säuren

Solche Säuren dissoziieren vollständig in Wasser und erzeugen Wasserstoffkationen H + und Anionen. Ein Beispiel für eine starke Säure ist Salzsäure HCl:

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

Beispiele für starke Säuren: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste starker Säuren

• HCl - Salzsäure
• HBr – Bromwasserstoff
• HI – Jodwasserstoff
• HNO 3 - Salpetersäure
• HClO 4 - Perchlorsäure
• H 2 SO 4 - Schwefelsäure

Schwache Säuren

Nur teilweise in Wasser gelöst, zum Beispiel HF:

HF (Lösung) + H2O (l) → H3O + (Lösung) + F – (Lösung) – bei einer solchen Reaktion dissoziieren mehr als 90 % der Säure nicht:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Starke und schwache Säuren können durch Messung der Leitfähigkeit von Lösungen unterschieden werden: Die Leitfähigkeit hängt von der Anzahl der Ionen ab. Je stärker die Säure, desto stärker dissoziiert sie. Je stärker die Säure, desto höher die Leitfähigkeit.

Liste schwacher Säuren

• HF-Fluorid
• H 3 PO 4 Phosphorsäure
• H 2 SO 3 schwefelhaltig
• H 2 S Schwefelwasserstoff
• H 2 CO 3 Kohle
• H 2 SiO 3 Silizium

Starke Gründe

Starke Basen dissoziieren vollständig in Wasser:

NaOH (Lösung) + H 2 O ↔ NH 4

Zu den starken Basen zählen Metallhydroxide der ersten (Alkalien, Alkalimetalle) und zweiten (Alkalinotherrene, Erdalkalimetalle) Gruppe.

Liste der starken Basen

• NaOH Natriumhydroxid (Natronlauge)
• KOH Kaliumhydroxid (Kalilauge)
• LiOH Lithiumhydroxid
• Ba(OH) 2 Bariumhydroxid
• Ca(OH) 2 Calciumhydroxid (gelöschter Kalk)

Schwache Fundamente

In einer reversiblen Reaktion in Gegenwart von Wasser entstehen OH-Ionen:

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

Die schwächsten Basen sind Anionen:

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

Liste der schwachen Basen

• Mg(OH) 2 Magnesiumhydroxid
• Fe(OH) 2 Eisen(II)-hydroxid
• Zn(OH) 2 Zinkhydroxid
• NH 4 OH Ammoniumhydroxid
• Fe(OH) 3 Eisen(III)-hydroxid

Reaktionen von Säuren und Basen

Starke Säure und starke Base

Diese Reaktion wird Neutralisation genannt: Wenn die Menge an Reagenzien ausreicht, um Säure und Base vollständig zu dissoziieren, ist die resultierende Lösung neutral.

Beispiel:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Schwache Base und schwache Säure

Allgemeine Art der Reaktion:
Schwache Base (Lösung) + H 2 O ↔ Schwache Säure (Lösung) + OH - (Lösung)

Starke Base und schwache Säure

Die Base dissoziiert vollständig, die Säure dissoziiert teilweise, die resultierende Lösung weist schwache Eigenschaften einer Base auf:

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

Starke Säure und schwache Base

Die Säure dissoziiert vollständig, die Base dissoziiert nicht vollständig:

Dissoziation von Wasser

Unter Dissoziation versteht man die Zerlegung einer Substanz in ihre Molekülbestandteile. Die Eigenschaften einer Säure oder Base hängen vom Gleichgewicht ab, das im Wasser herrscht:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (Lösung) + OH - (Lösung)
K c = / 2
Die Gleichgewichtskonstante von Wasser bei t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, es gilt auch die folgende Gleichung: = 10 -14, die Dissoziationskonstante von Wasser genannt wird. Für reines Wasser = = 10 -7, also -lg = 7,0.

Dieser Wert (-lg) wird pH-Wert – Wasserstoffpotential genannt. Wenn pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, dann hat der Stoff grundlegende Eigenschaften.

Methoden zur Bestimmung des pH-Wertes

Instrumentelle Methode

Ein spezielles Gerät, ein pH-Meter, ist ein Gerät, das die Protonenkonzentration in einer Lösung in ein elektrisches Signal umwandelt.

Indikatoren

Eine Substanz, die je nach Säuregehalt der Lösung in einem bestimmten pH-Bereich ihre Farbe ändert; mit mehreren Indikatoren kann man ein ziemlich genaues Ergebnis erzielen.

Salz

Ein Salz ist eine ionische Verbindung, die aus einem anderen Kation als H+ und einem anderen Anion als O2- gebildet wird. In einer schwachen wässrigen Lösung dissoziieren die Salze vollständig.

Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer Salzlösung, ist es notwendig, zu bestimmen, welche Ionen in der Lösung vorhanden sind, und ihre Eigenschaften zu berücksichtigen: Neutrale Ionen, die aus starken Säuren und Basen gebildet werden, haben keinen Einfluss auf den pH-Wert: Sie setzen weder H + noch OH – Ionen in Wasser frei. Zum Beispiel Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Aus schwachen Säuren gebildete Anionen weisen alkalische Eigenschaften auf (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); Kationen mit alkalischen Eigenschaften gibt es nicht.

Alle Kationen außer Metallen der ersten und zweiten Gruppe haben saure Eigenschaften.

Pufferlösung

Lösungen, die ihren pH-Wert beibehalten, wenn eine kleine Menge einer starken Säure oder einer starken Base hinzugefügt wird, bestehen hauptsächlich aus:

• Eine Mischung aus einer schwachen Säure, dem entsprechenden Salz und einer schwachen Base
• Schwache Base, entsprechendes Salz und starke Säure

Um eine Pufferlösung mit einem bestimmten Säuregehalt herzustellen, muss eine schwache Säure oder Base mit dem entsprechenden Salz gemischt werden. Dabei ist Folgendes zu berücksichtigen:

• pH-Bereich, in dem die Pufferlösung wirksam ist
• Lösungskapazität – die Menge an starker Säure oder starker Base, die hinzugefügt werden kann, ohne den pH-Wert der Lösung zu beeinflussen
• Es dürfen keine unerwünschten Reaktionen auftreten, die die Zusammensetzung der Lösung verändern könnten

Prüfen:

12.4. Stärke von Säuren und Basen

Die Verschiebungsrichtung des Säure-Base-Gleichgewichts wird durch folgende Regel bestimmt:
Säure-Base-Gleichgewichte sind auf die schwächere Säure und die schwächere Base ausgerichtet.

Eine Säure ist umso stärker, je leichter sie ein Proton abgibt, und eine Base ist umso stärker, je leichter sie ein Proton aufnimmt und fester festhält. Ein Molekül (oder Ion) einer schwachen Säure neigt nicht dazu, ein Proton abzugeben, und ein Molekül (oder Ion) einer schwachen Base neigt nicht dazu, es aufzunehmen. Dies erklärt die Verschiebung des Gleichgewichts in ihre Richtung. Die Stärke von Säuren sowie die Stärke von Basen können nur im gleichen Lösungsmittel verglichen werden
Da Säuren mit verschiedenen Basen reagieren können, verschieben sich die entsprechenden Gleichgewichte unterschiedlich stark in die eine oder andere Richtung. Um die Stärken verschiedener Säuren zu vergleichen, ermitteln wir daher, wie leicht diese Säuren Protonen an Lösungsmittelmoleküle abgeben. Die Stärke des Bodens wird auf ähnliche Weise bestimmt.

Sie wissen bereits, dass ein Wassermolekül (Lösungsmittelmolekül) ein Proton sowohl aufnehmen als auch abgeben kann, das heißt, es weist sowohl die Eigenschaften einer Säure als auch die Eigenschaften einer Base auf. Daher können sowohl Säuren als auch Basen in wässrigen Lösungen hinsichtlich ihrer Stärke miteinander verglichen werden. Im gleichen Lösungsmittel hängt die Stärke der Säure weitgehend von der Energie des Aufbrechens der A-H-Bindung ab, und die Stärke der Base hängt von der Energie der gebildeten B-H-Bindung ab.
Um die Stärke einer Säure in wässrigen Lösungen quantitativ zu charakterisieren, können Sie die Säure-Base-Gleichgewichtskonstante der reversiblen Reaktion einer bestimmten Säure mit Wasser verwenden:
HA + H 2 O A + H 3 O.

Um die Stärke einer Säure in verdünnten Lösungen zu charakterisieren, in denen die Wasserkonzentration nahezu konstant ist, verwenden Sie Säurekonstante:

,

Wo K zu(HA) = Kc·.

Auf völlig ähnliche Weise können Sie zur quantitativen Charakterisierung der Stärke einer Base die Säure-Base-Gleichgewichtskonstante der reversiblen Reaktion einer bestimmten Base mit Wasser verwenden:

A + H 2 O HA + OH,

und in verdünnten Lösungen - Basizitätskonstante

, Wo K o (HA) = K C ·.

In der Praxis wird zur Beurteilung der Stärke einer Base die Säurekonstante der aus einer bestimmten Base gewonnenen Säure herangezogen (die sogenannte „ konjugieren" Säure), da diese Konstanten durch die einfache Beziehung zusammenhängen

K o (A) = ZU(H 2 O)/ K zu(AUF DER).

Mit anderen Worten, Je schwächer die konjugierte Säure, desto stärker die Base. Umgekehrt, Je stärker die Säure, desto schwächer die konjugierte Base .

Säure- und Basizitätskonstanten werden üblicherweise experimentell bestimmt. Die Werte der Säurekonstanten verschiedener Säuren sind in Anhang 13 und die Werte der Basizitätskonstanten von Basen in Anhang 14 angegeben.
Um abzuschätzen, welcher Anteil der Moleküle einer Säure oder Base im Gleichgewichtszustand eine Reaktion mit Wasser eingegangen ist, wird ein dem Stoffmengenanteil ähnlicher (und homogener) Wert verwendet und aufgerufen Grad der Protolyse(). Für saures NA

.

Dabei charakterisiert der Wert mit dem Index „pr“ (im Zähler) den umgesetzten Teil der Säuremoleküle NA und der Wert mit dem Index „out“ (im Nenner) den Anfangsanteil der Säure.
Nach der Reaktionsgleichung

n pr (HA) = N(H3O) = N(A) C pr(HA) = C(H3O) = C(A);
==a · Mit ref(NA);
= (1 – a) · Mit ref(NA).

Wenn wir diese Ausdrücke in die Gleichung für die Säurekonstante einsetzen, erhalten wir:

Wenn man also die Säurekonstante und die Gesamtkonzentration der Säure kennt, ist es möglich, den Protolysegrad dieser Säure in einer bestimmten Lösung zu bestimmen. In ähnlicher Weise kann die Basisbasizitätskonstante durch den Grad der Protolyse ausgedrückt werden, also in allgemeiner Form

Diese Gleichung ist ein mathematischer Ausdruck Ostwalds Verdünnungsgesetz. Wenn die Lösungen verdünnt werden, das heißt, dass die Anfangskonzentration 0,01 mol/l nicht überschreitet, kann das ungefähre Verhältnis verwendet werden

K= 2 · C ref.

Zur groben Abschätzung des Protolysegrades kann diese Gleichung auch bei Konzentrationen bis 0,1 mol/l angewendet werden.
Säure-Base-Reaktionen sind reversible Prozesse, jedoch nicht immer. Betrachten wir das Verhalten von Chlorwasserstoff- und Fluorwasserstoffmolekülen in Wasser:

Ein Chlorwasserstoffmolekül gibt ein Proton an ein Wassermolekül ab und wird zu einem Chloridion. Daher ist im Wasser Chlorwasserstoff vorhanden Eigenschaften einer Säure und Wasser selbst - Eigenschaften einer Base. Das Gleiche passiert mit dem Fluorwasserstoffmolekül, und daher weist Fluorwasserstoff auch die Eigenschaften einer Säure auf. Daher wird eine wässrige Lösung von Chlorwasserstoff als Salzsäure (oder Salzsäure) und eine wässrige Lösung von Fluorwasserstoff als Flusssäure (oder Flusssäure) bezeichnet. Es gibt jedoch einen wesentlichen Unterschied zwischen diesen Säuren: Salzsäure reagiert mit überschüssigem Wasser irreversibel (vollständig), Flusssäure reagiert reversibel und leicht. Daher gibt ein Chlorwasserstoffmolekül leicht ein Proton an ein Wassermolekül ab, ein Fluorwasserstoffmolekül tut dies jedoch nur schwer. Daher wird Salzsäure als klassifiziert starke Säuren, und fluoreszierend – ​​zu schwach.

Starke Säuren: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 und einige andere.
Wenden wir uns nun den rechten Seiten der Gleichungen für die Reaktionen von Chlorwasserstoff und Fluorwasserstoff mit Wasser zu. Das Fluoridion kann ein Proton aufnehmen (indem es es vom Oxoniumion entfernt) und sich in ein Fluorwasserstoffmolekül umwandeln, das Chloridion jedoch nicht. Folglich weist das Fluoridion die Eigenschaften einer Base auf, während das Chloridion solche Eigenschaften nicht aufweist (sondern nur in verdünnten Lösungen).
So wie Säuren gibt es sie stark Und schwache Gründe.

Zu den stark basischen Substanzen zählen alle gut löslichen ionischen Hydroxide (sie werden auch „ Alkalien"), da Hydroxidionen beim Auflösen in Wasser vollständig in Lösung gehen.

Zu den schwachen Basen gehört NH 3 ( K O= 1,74·10 –5) und einige andere Stoffe. Hierzu zählen auch praktisch unlösliche Hydroxide metallbildender Elemente („Metallhydroxide“), da bei der Wechselwirkung dieser Stoffe mit Wasser nur eine unbedeutende Menge an Hydroxidionen in Lösung geht.
Schwache Basisteilchen (sie werden auch „ anionische Basen“): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 und andere aus schwachen Säuren gebildete Anionen.
Die Anionen Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 und andere aus starken Säuren gebildete Anionen haben keine basischen Eigenschaften
Die Kationen Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 und andere Kationen, die Bestandteil starker Basen sind, haben keine sauren Eigenschaften.

Neben sauren und basischen Partikeln gibt es auch Partikel, die sowohl saure als auch basische Eigenschaften aufweisen. Diese Eigenschaften des Wassermoleküls sind Ihnen bereits bekannt. Neben Wasser sind dies Hydrosulfit-Ionen, Hydrosulfid-Ionen und andere ähnliche Ionen. Beispielsweise weist HSO 3 beide Eigenschaften einer Säure auf
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O und die Eigenschaften der Base
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.

Solche Teilchen nennt man Ampholyte.

Die meisten Ampholytpartikel sind Moleküle schwacher Säuren, die einige Protonen verloren haben (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 und einige andere). Das HSO 4-Anion zeigt keine basischen Eigenschaften und ist eine ziemlich starke Säure ( ZU K = 1,12. 10–2) und gilt daher nicht für Ampholyte. Salze, die solche Anionen enthalten, werden genannt saure Salze.

Beispiele für saure Salze und ihre Namen:

Wie Sie wahrscheinlich bemerkt haben, haben Säure-Base- und Redoxreaktionen viele Gemeinsamkeiten. Das in Abbildung 12.3 dargestellte Diagramm hilft Ihnen dabei, die gemeinsamen Merkmale zu erkennen und die Unterschiede zwischen diesen Reaktionstypen zu finden.

Säurestärke, Basenstärke, Säurekonstante, Basizitätskonstante, konjugierte Säure, konjugierte Base, Grad der Protolyse, Ostwaldsches Verdünnungsgesetz, starke Säure, schwache Säure, starke Base, schwache Base, Alkali, anionische Base, Ampholyte, saure Salze
1.Welche Säure neigt eher dazu, ein Proton in einer wässrigen Lösung abzugeben: a) Salpetersäure oder Stickstoffsäure, b) Schwefelsäure oder Schwefelsäure, c) Schwefelsäure oder Salzsäure, d) Schwefelwasserstoff oder Schwefelsäure? Schreiben Sie Reaktionsgleichungen auf. Notieren Sie bei reversiblen Reaktionen den Ausdruck für die Säurekonstanten.
2. Vergleichen Sie die Zerstäubungsenergie von HF- und HCl-Molekülen. Stimmen diese Daten mit der Stärke von Fluss- und Salzsäure überein?
3.Welches Teilchen ist eine stärkere Säure: a) ein Kohlensäuremolekül oder ein Bicarbonation, b) ein Phosphorsäuremolekül, ein Dihydrogenphosphation oder ein Hydrogenphosphation, c) ein Schwefelwasserstoffmolekül oder ein Hydrosulfidion?
4. Warum finden Sie in Anhang 13 keine Säurekonstanten für Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure und einige andere Säuren?
5. Beweisen Sie die Gültigkeit der Beziehung zwischen der Basizitätskonstante und der Säurekonstante konjugierter Säuren und Basen.
6. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen von a) Bromwasserstoff und salpetriger Säure, b) Schwefelsäure und schwefliger Säure, c) Salpetersäure und Schwefelwasserstoff mit Wasser auf. Was sind die Unterschiede zwischen diesen Prozessen?
7. Für die folgenden Ampholyte: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O – erstellen Sie Gleichungen für die Reaktionen dieser Partikel mit Wasser, notieren Sie Ausdrücke für die Säure- und Basizitätskonstanten, Notieren Sie die Werte dieser Konstanten aus Anhang 13 und 14. Bestimmen Sie, welche Eigenschaften, sauer oder basisch, in diesen Partikeln vorherrschen?
8.Welche Prozesse können ablaufen, wenn Phosphorsäure in Wasser gelöst wird?
Vergleich der Reaktivität starker und schwacher Säuren.

12.5. Säure-Base-Reaktionen von Oxoniumionen

Sowohl Säuren als auch Basen unterscheiden sich in Stärke, Löslichkeit, Stabilität und einigen anderen Eigenschaften. Die wichtigste dieser Eigenschaften ist die Stärke. Die charakteristischsten Eigenschaften von Säuren zeigen sich in starken Säuren. In Lösungen starker Säuren sind die Säurepartikel Oxoniumionen. Daher betrachten wir in diesem Abschnitt Reaktionen in Lösungen, die bei der Wechselwirkung von Oxoniumionen mit verschiedenen Substanzen auftreten, die Grundpartikel enthalten. Beginnen wir mit den stärksten Fundamenten.

a) Reaktionen von Oxoniumionen mit Oxidionen

Unter den sehr starken Basen ist das Oxidion das wichtigste, das zu den basischen Oxiden gehört, die, wie Sie sich erinnern, ionische Substanzen sind. Dieses Ion ist eine der stärksten Basen. Daher reagieren basische Oxide (z. B. Zusammensetzung MO), auch solche, die nicht mit Wasser reagieren, leicht mit Säuren. Reaktionsmechanismus:

Bei diesen Reaktionen hat das Oxidion keine Zeit, in Lösung zu gehen, sondern reagiert sofort mit dem Oxoniumion. Daher läuft die Reaktion auf der Oberfläche des Oxids ab. Solche Reaktionen laufen ab, da aus einer starken Säure und einer starken Base ein sehr schwacher Ampholyt (Wasser) entsteht.

Beispiel. Die Reaktion von Salpetersäure mit Magnesiumoxid:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

Alle basischen und amphoteren Oxide reagieren auf diese Weise mit starken Säuren. Wenn jedoch ein unlösliches Salz entsteht, verlangsamt sich die Reaktion in einigen Fällen sehr stark, da eine Schicht aus unlöslichem Salz das Eindringen der Säure an die Oberfläche des Oxids verhindert ( zum Beispiel die Reaktion von Bariumoxid mit Schwefelsäure).

b) Reaktionen von Oxoniumionen mit Hydroxidionen

Von allen Basenspezies, die in wässrigen Lösungen vorkommen, ist das Hydroxidion die stärkste Base. Seine Basizitätskonstante (55,5) ist um ein Vielfaches höher als die Basizitätskonstanten anderer Basispartikel. Hydroxidionen sind Bestandteil von Alkalien und gehen beim Auflösen in Lösung. Der Reaktionsmechanismus von Oxoniumionen mit Hydroxidionen:

.

Beispiel 1. Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge:

HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

Wie Reaktionen mit basischen Oxiden verlaufen solche Reaktionen vollständig (irreversibel), da durch die Übertragung eines Protons durch ein Oxoniumion (eine starke Säure, K K = 55,5) Hydroxidion (starke Base, KО = 55,5) Wassermoleküle (ein sehr schwacher Ampholyt, K K= K O = 1,8·10 -16).
Denken Sie daran, dass Reaktionen von Säuren mit Basen (einschließlich Alkalien) Neutralisationsreaktionen genannt werden.
Sie wissen bereits, dass reines Wasser Oxonium- und Hydroxidionen enthält (aufgrund der Autoprotolyse von Wasser), aber ihre Konzentrationen sind gleich und äußerst unbedeutend: Mit(H 3 O) = Mit(OH) = 10 -7 mol/l. Daher ist ihre Anwesenheit im Wasser praktisch unsichtbar.
Dasselbe wird bei Lösungen von Stoffen beobachtet, die weder Säuren noch Basen sind. Solche Lösungen heißen neutral.

Wenn Sie jedoch Wasser eine Säure oder Base hinzufügen, entsteht in der Lösung ein Überschuss eines dieser Ionen. Die Lösung wird sauer oder alkalisch.

Hydroxidionen sind nicht nur Bestandteil von Alkalien, sondern auch praktisch unlöslichen Basen sowie amphoteren Hydroxiden (amphotere Hydroxide können in dieser Hinsicht als ionische Verbindungen betrachtet werden). Auch Oxoniumionen reagieren mit all diesen Stoffen, und die Reaktion findet wie bei basischen Oxiden an der Oberfläche des Feststoffs statt. Reaktionsmechanismus für die Hydroxidzusammensetzung M(OH) 2:

.

Beispiel 2. Reaktion einer Schwefelsäurelösung mit Kupferhydroxid. Da das Hydrogensulfat-Ion eine ziemlich starke Säure ist ( K K 0,01) kann die Reversibilität seiner Protolyse vernachlässigt werden und die Gleichungen dieser Reaktion können wie folgt geschrieben werden:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4ð = CuSO 4 + 2H 2 O.

c) Reaktionen von Oxoniumionen mit schwachen Basen

Wie in Lösungen von Alkalien enthalten auch Lösungen schwacher Basen Hydroxidionen, deren Konzentration jedoch um ein Vielfaches niedriger ist als die Konzentration der Basenpartikel selbst (dieses Verhältnis entspricht dem Protolysegrad der Base). Daher ist die Geschwindigkeit der Neutralisationsreaktion von Hydroxidionen um ein Vielfaches geringer als die Geschwindigkeit der Neutralisationsreaktion der Grundpartikel selbst. Folglich wird die Reaktion zwischen Oxoniumionen und Basispartikeln vorherrschen.

Beispiel 1. Reaktion der Neutralisation von Salzsäure mit Ammoniaklösung:

.

Bei der Reaktion entstehen Ammoniumionen (eine schwache Säure, K K = 6·10 -10) und Wassermoleküle, aber da eines der Ausgangsreagenzien (Ammoniak) die Base schwach ist ( K O = 2·10 -5), dann ist die Reaktion reversibel

Aber das Gleichgewicht darin ist sehr stark nach rechts (in Richtung der Reaktionsprodukte) verschoben, so sehr, dass die Reversibilität oft vernachlässigt wird, indem man die Molekülgleichung dieser Reaktion mit einem Gleichheitszeichen schreibt:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

Beispiel 2. Reaktion von Bromwasserstoffsäure mit einer Natriumbicarbonatlösung. Als Ampholyt verhält sich das Bicarbonat-Ion in Gegenwart von Oxoniumionen wie eine schwache Base:

Die entstehende Kohlensäure kann in wässrigen Lösungen nur in sehr geringen Konzentrationen enthalten sein. Mit zunehmender Konzentration zersetzt es sich. Den Zersetzungsmechanismus kann man sich wie folgt vorstellen:

Zusammenfassung der chemischen Gleichungen:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr ð + NaHCO 3ð = NaBr ð + CO 2 + H 2 O.

Beispiel 3. Reaktionen, die auftreten, wenn Lösungen von Perchlorsäure und Kaliumcarbonat kombiniert werden. Das Carbonation ist ebenfalls eine schwache Base, wenn auch stärker als das Bicarbonation. Die Reaktionen zwischen diesen Ionen und dem Oxoniumion sind völlig analog. Abhängig von den Bedingungen kann die Reaktion im Stadium der Bildung eines Bicarbonat-Ions stoppen oder zur Bildung von Kohlendioxid führen:

a) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
b) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.

Ähnliche Reaktionen finden auch dann statt, wenn Salze, die basische Partikel enthalten, in Wasser unlöslich sind. Wie bei basischen Oxiden oder unlöslichen Basen findet die Reaktion auch hier an der Oberfläche des unlöslichen Salzes statt.

Beispiel 4. Reaktion zwischen Salzsäure und Calciumcarbonat:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.

Ein Hindernis für solche Reaktionen kann die Bildung eines unlöslichen Salzes sein, dessen Schicht das Eindringen von Oxoniumionen an die Oberfläche des Reagenzes verhindert (z. B. bei der Wechselwirkung von Calciumcarbonat mit Schwefelsäure).

NEUTRALE LÖSUNG, SÄURE LÖSUNG, ALKALINISCHE LÖSUNG, NEUTRALISIERUNGSREAKTION.
1. Erstellen Sie Diagramme der Reaktionsmechanismen von Oxoniumionen mit den folgenden Substanzen und Partikeln: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 und Cu 2 (OH) 2 CO 3. Erstellen Sie anhand der Diagramme ionische Reaktionsgleichungen.
2. Mit welchen der folgenden Oxide reagieren Oxoniumionen: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Schreiben Sie Ionengleichungen für diese Reaktionen.
3. Mit welchen der folgenden Hydroxide reagieren Oxoniumionen: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3? Schreiben Sie Ionengleichungen für diese Reaktionen.
4. Stellen Sie ionische und molekulare Gleichungen für die Reaktionen von Bromwasserstoffsäure mit Lösungen der folgenden Stoffe auf: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Stellen Sie Ionen- und Molekülgleichungen für die Reaktionen einer Salpetersäurelösung mit den folgenden Substanzen auf: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Reaktionen von Lösungen starker Säuren mit Basen, basischen Oxiden und Salzen.

12.6. Säure-Base-Reaktionen schwacher Säuren

Im Gegensatz zu Lösungen starker Säuren enthalten Lösungen schwacher Säuren nicht nur Oxoniumionen als Säurepartikel, sondern auch Moleküle der Säure selbst, und zwar um ein Vielfaches mehr Säuremoleküle als Oxoniumionen. Daher wird in diesen Lösungen die Reaktion der Säurepartikel selbst mit den Basispartikeln die vorherrschende Reaktion sein und nicht die Reaktionen von Oxoniumionen. Die Geschwindigkeit von Reaktionen mit schwachen Säuren ist immer geringer als die Geschwindigkeit ähnlicher Reaktionen mit starken Säuren. Einige dieser Reaktionen sind reversibel und je mehr, desto schwächer ist die an der Reaktion beteiligte Säure.

a) Reaktionen schwacher Säuren mit Oxidionen

Dies ist die einzige Gruppe von Reaktionen schwacher Säuren, die irreversibel ablaufen. Die Geschwindigkeit der Reaktion hängt von der Stärke der Säure ab. Einige schwache Säuren (Schwefelwasserstoff, Kohlenstoff usw.) reagieren nicht mit schwach aktiven basischen und amphoteren Oxiden (CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 usw.).

Beispiel. Die Reaktion, die zwischen Mangan(II)-oxid und einer Essigsäurelösung stattfindet. Der Mechanismus dieser Reaktion:

Reaktionsgleichungen:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH p = Mn(CH 3 COO) 2p + H 2 O. (Salze der Essigsäure werden Acetate genannt)

b) Reaktionen schwacher Säuren mit Hydroxidionen

Betrachten Sie als Beispiel, wie Phosphorsäuremoleküle (Orthophosphorsäure) mit Hydroxidionen reagieren:

Als Ergebnis der Reaktion entstehen Wassermoleküle und Dihydrogenphosphationen.
Wenn nach Abschluss dieser Reaktion Hydroxidionen in der Lösung verbleiben, reagieren Dihydrogenphosphationen als Ampholyte mit ihnen:

Es entstehen Hydrophosphationen, die als Ampholyte mit einem Überschuss an Hydroxidionen reagieren können:

.

Ionengleichungen für diese Reaktionen

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.

Die Gleichgewichte dieser reversiblen Reaktionen werden nach rechts verschoben. In einem Überschuss an Alkalilösung (z. B. NaOH) laufen alle diese Reaktionen nahezu irreversibel ab, daher werden ihre Molekülgleichungen normalerweise wie folgt geschrieben:

H 3 PO 4ð + NaOH ð = NaH 2 PO 4ð + H 2 O;
NaH 2 PO 4ð + NaOH ð = Na 2 HPO 4ð;
Na 2 HPO 4ð + NaOH ð = Na 3 PO 4ð + H 2 O.

Wenn das Zielprodukt dieser Reaktionen Natriumphosphat ist, kann die Gesamtgleichung wie folgt geschrieben werden:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

So kann ein Phosphorsäuremolekül, das Säure-Base-Wechselwirkungen eingeht, nacheinander ein, zwei oder drei Protonen abgeben. In einem ähnlichen Prozess kann ein Molekül Schwefelwasserstoffsäure (H 2 S) ein oder zwei Protonen abgeben, und ein Molekül salpetriger Säure (HNO 2) kann nur ein Proton abgeben. Dementsprechend werden diese Säuren klassifiziert als tribasisch, dibasisch und einbasig.

Das entsprechende Merkmal der Basis wird aufgerufen Säure.

Beispiele für einsaure Basen sind NaOH, KOH; Beispiele für Disäurebasen sind Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.
Die stärksten der schwachen Säuren können auch mit Hydroxidionen reagieren, die Bestandteil unlöslicher Basen und sogar amphoterer Hydroxide sind.

c) Reaktionen schwacher Säuren mit schwachen Basen

Fast alle dieser Reaktionen sind reversibel. Gemäß der allgemeinen Regel verschiebt sich das Gleichgewicht bei solchen reversiblen Reaktionen hin zu schwächeren Säuren und schwächeren Basen.

BASISITÄT DER SÄURE, SÄURE DER BASIS.
1. Erstellen Sie Diagramme der Reaktionsmechanismen, die in einer wässrigen Lösung zwischen Ameisensäure und den folgenden Substanzen ablaufen: Fe 2 O 3, KOH und Fe(OH) 3. Erstellen Sie anhand der Diagramme Ionen- und Molekülgleichungen für diese Reaktionen. (Tetraaquazinkion) und 3aq aq+ H 3 O .
4. In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht in dieser Lösung a) wenn sie mit Wasser verdünnt wird, b) wenn ihr eine Lösung einer starken Säure zugesetzt wird?

Wir haben definiert Hydrolyse, erinnerte sich an einige Fakten über Salze. Nun besprechen wir starke und schwache Säuren und finden heraus, dass das „Szenario“ der Hydrolyse davon abhängt, welche Säure und welche Base das gegebene Salz gebildet haben.

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Starke und schwache Elektrolyte

Ich möchte Sie daran erinnern, dass alle Säuren und Basen unterteilt werden können stark Und schwach. Starke Säuren (und im Allgemeinen starke Elektrolyte) dissoziieren in wässriger Lösung fast vollständig. Schwache Elektrolyte zerfallen in geringem Maße in Ionen.

Zu den starken Säuren gehören:

• H 2 SO 4 (Schwefelsäure),
• HClO 4 (Perchlorsäure),
• HClO 3 (Chlorsäure),
• HNO 3 (Salpetersäure),
• HCl (Salzsäure),
• HBr (Bromwasserstoffsäure),
• HI (Jodwasserstoffsäure).

Nachfolgend finden Sie eine Liste schwacher Säuren:

• H 2 SO 3 (schweflige Säure),
• H 2 CO 3 (Kohlensäure),
• H 2 SiO 3 (Kieselsäure),
• H 3 PO 3 (Phosphorsäure),
• H 3 PO 4 (Orthophosphorsäure),
• HClO 2 (chlorige Säure),
• HClO (unterchlorige Säure),
• HNO 2 (salpetrige Säure),
• HF (Flusssäure),
• H 2 S (Schwefelwasserstoffsäure),
• die meisten organischen Säuren, z. B. Essigsäure (CH 3 COOH).

Natürlich ist es unmöglich, alle in der Natur vorkommenden Säuren aufzuzählen. Es werden nur die „beliebtesten“ aufgeführt. Es sollte auch verstanden werden, dass die Einteilung der Säuren in starke und schwache Säuren recht willkürlich ist.

Bei starken und schwachen Basen ist die Situation viel einfacher. Sie können die Löslichkeitstabelle verwenden. Zu den triftigen Gründen zählen alle löslich in anderen Wasserbasen als NH 4 OH. Diese Stoffe werden Alkalien genannt (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 usw.)

Schwache Gründe sind:

• alle wasserunlöslichen Hydroxide (z. B. Fe(OH) 3, Cu(OH) 2 usw.),
• NH 4 OH (Ammoniumhydroxid).

Hydrolyse von Salzen. Wichtige Fakten

Für diejenigen, die diesen Artikel lesen, mag es so aussehen, als hätten wir das Hauptgesprächsthema bereits vergessen und sind irgendwohin gegangen. Das ist nicht so! Unser Gespräch über Säuren und Basen, über starke und schwache Elektrolyte steht in direktem Zusammenhang mit der Hydrolyse von Salzen. Jetzt werden Sie das sehen.

Lassen Sie mich Ihnen die grundlegenden Fakten nennen:

1. Nicht alle Salze unterliegen einer Hydrolyse. Existieren hydrolytisch stabil Verbindungen wie Natriumchlorid.
2. Die Hydrolyse von Salzen kann vollständig (irreversibel) und teilweise (reversibel) erfolgen.
3. Bei der Hydrolysereaktion entsteht eine Säure oder Base und der Säuregehalt des Mediums ändert sich.
4. Bestimmt werden die grundsätzliche Möglichkeit der Hydrolyse, die Richtung der entsprechenden Reaktion, ihre Reversibilität oder Irreversibilität Säurestärke Und Gründungskraft, die dieses Salz bilden.
5. Abhängig von der Stärke der jeweiligen Säure bzw. Basen, in die alle Salze unterteilt werden können 4 Gruppen. Jede dieser Gruppen ist durch ihr eigenes „Szenario“ der Hydrolyse gekennzeichnet.

Beispiel 4. Das Salz NaNO 3 wird aus einer starken Säure (HNO 3) und einer starken Base (NaOH) gebildet. Es findet keine Hydrolyse statt, es werden keine neuen Verbindungen gebildet und der Säuregehalt des Mediums ändert sich nicht.

Beispiel 5. Das Salz NiSO 4 wird aus einer starken Säure (H 2 SO 4) und einer schwachen Base (Ni(OH) 2) gebildet. Es kommt zur Hydrolyse des Kations, bei der Reaktion entstehen eine Säure und ein basisches Salz.

Beispiel 6. Kaliumcarbonat entsteht aus einer schwachen Säure (H 2 CO 3) und einer starken Base (KOH). Hydrolyse durch Anion, Bildung von Alkali- und Säuresalzen. Alkalische Lösung.

Beispiel 7. Aluminiumsulfid wird durch eine schwache Säure (H 2 S) und eine schwache Base (Al(OH) 3) gebildet. Die Hydrolyse erfolgt sowohl am Kation als auch am Anion. irreversible Reaktion. Dabei entstehen H 2 S und Aluminiumhydroxid. Der Säuregehalt des Mediums ändert sich geringfügig.

Versuch es selber:

Übung 2. Welche Art von Salzen gibt es: FeCl 3, Na 3 PO 3, KBr, NH 4 NO 2? Unterliegen diese Salze einer Hydrolyse? Durch Kation oder durch Anion? Was entsteht bei der Reaktion? Wie verändert sich der Säuregehalt der Umgebung? Sie müssen die Reaktionsgleichungen vorerst nicht aufschreiben.

Alles, was wir tun müssen, ist, nacheinander vier Gruppen von Salzen zu diskutieren und für jede von ihnen ein spezifisches „Szenario“ der Hydrolyse anzugeben. Im nächsten Teil beginnen wir mit Salzen, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure bestehen.

Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden besprechen, wollen wir klar definieren, was sie sind.

1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder Me(OH) 2 geschrieben sind. Es gibt jedoch Ausnahmen. Somit sind die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 keine Basen.

2) Zu den amphoteren Hydroxiden zählen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, +4 sowie als Ausnahmen die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +4 kommen in den Prüfungsaufgaben nicht vor und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Gründe sind unterteilt in:

Denken wir daran, dass Beryllium und Magnesium keine Erdalkalimetalle sind.

Alkalien sind nicht nur wasserlöslich, sondern dissoziieren auch sehr gut in wässrigen Lösungen, während unlösliche Basen einen geringen Dissoziationsgrad aufweisen.

Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu deutlichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemisch aktivere Verbindungen und können häufig Reaktionen eingehen, zu denen unlösliche Basen nicht in der Lage sind.

Wechselwirkung von Basen mit Säuren

Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:

Unlösliche Basen reagieren mit fast allen löslichen Säuren, nicht jedoch mit unlöslicher Kieselsäure:

Es ist zu beachten, dass sowohl starke als auch schwache Basen mit der allgemeinen Formel der Form Me(OH) 2 bei Säuremangel basische Salze bilden können, zum Beispiel:

Wechselwirkung mit Säureoxiden

Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden unter Bildung von Salzen und oft auch Wasser:

Unlösliche Basen können mit allen höheren sauren Oxiden, die stabilen Säuren entsprechen, beispielsweise P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, zu mittleren Salzen reagieren:

Unlösliche Basen vom Typ Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich zu basischen Salzen. Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Inertheit reagieren nur die stärksten Basen, Alkalien, mit Siliziumdioxid. Dabei entstehen normale Salze. Bei unlöslichen Basen findet die Reaktion nicht statt. Zum Beispiel:

Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden

Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Erfolgt die Reaktion durch Verschmelzen eines amphoteren Oxids oder Hydroxids mit einem festen Alkali, führt diese Reaktion zur Bildung wasserstofffreier Salze:

Werden wässrige Lösungen von Alkalien verwendet, so entstehen Hydroxokomplexsalze:

Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle von Na-Salz Na 3 -Salz:

Wechselwirkung von Basen mit Salzen

Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:

1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;

2) das Vorhandensein von Niederschlag oder Gas unter den Reaktionsprodukten

Zum Beispiel:

Thermische Stabilität von Substraten

Alle Alkalien außer Ca(OH) 2 sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.

Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca(OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Die höchste Zersetzungstemperatur von Calciumhydroxid liegt bei etwa 1000 °C:

Unlösliche Hydroxide haben viel niedrigere Zersetzungstemperaturen. Beispielsweise zersetzt sich Kupfer(II)-hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säuren

Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3, da die Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen entstehen könnten, einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen das ursprüngliche amphotere Hydroxid und die entsprechende Säure:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säureoxiden

Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) entsprechen:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit sauren Oxiden SO 2 und CO 2.

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Basen

Unter den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. In diesem Fall werden bei Verwendung einer wässrigen Alkalilösung Hydroxokomplexsalze gebildet:

Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, erhält man ihre wasserfreien Analoga:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Thermische Zersetzung amphoterer Hydroxide

Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zerfallen wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.