Με τι δεν αντιδρούν τα υδροξείδια; Βάσεις (βασικά υδροξείδια)

Αιτιολογικό – πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομο μετάλλου και μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες.Γενικός τύπος βάσεων Εγώ (OH) n . Οι βάσεις (από την άποψη της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης) είναι ηλεκτρολύτες που διασπώνται όταν διαλύονται στο νερό για να σχηματίσουν μεταλλικά κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου OH –.

Ταξινόμηση.Με βάση τη διαλυτότητά τους στο νερό, οι βάσεις χωρίζονται σε αλκάλια(υδατοδιαλυτές βάσεις) και αδιάλυτες στο νερό βάσεις . Τα αλκάλια σχηματίζουν μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών, καθώς και ορισμένα άλλα μεταλλικά στοιχεία. Με βάση την οξύτητα (ο αριθμός των ιόντων ΟΝ– που σχηματίζονται κατά την πλήρη διάσταση ή ο αριθμός των σταδίων διάστασης), οι βάσεις χωρίζονται σε μονοοξύ (με πλήρη διάσταση προκύπτει ένα ιόν ΟΗ – ένα βήμα διάστασης) και πολυοξύ (με πλήρη διάσταση, λαμβάνονται περισσότερα από ένα ιόντα ΟΗ – περισσότερα από ένα στάδια διάστασης). Μεταξύ των πολυοξέων βάσεων υπάρχουν διοξύ(για παράδειγμα, Sn(OH) 2), τριοξύ(Fe(OH) 3) και τετρα-οξύ (Θ(ΟΗ) 4). Για παράδειγμα, η βάση ΚΟΗ είναι μια μονοόξινη βάση.

Υπάρχει μια ομάδα υδροξειδίων που εμφανίζουν χημική δυαδικότητα. Αλληλεπιδρούν τόσο με βάσεις όσο και με οξέα. Αυτό αμφοτερικά υδροξείδια (εκ. Τραπέζι 1).

Πίνακας 1 - Αμφοτερικά υδροξείδια

Αμφοτερικό υδροξείδιο (βασική και όξινη μορφή)	Το υπόλειμμα οξέος και το σθένος του	Σύνθετο ιόν
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–

Φυσικές ιδιότητες. Οι βάσεις είναι στερεά διαφόρων χρωμάτων και ποικίλης διαλυτότητας στο νερό.

Χημικές ιδιότητες βάσεων

1) Διάσταση: CON + n H 2 O K + × Μ H 2 O + OH – × ρε H 2 O ή συντομογραφία: KOH K + + OH – .

Οι βάσεις πολυοξέων διασπώνται σε πολλά στάδια (κυρίως η διάσταση συμβαίνει στο πρώτο βήμα). Για παράδειγμα, η διόξινη βάση Fe(OH) 2 διασπάται σε δύο στάδια:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1ο στάδιο);

FeOH + Fe 2+ + OH – (2ο στάδιο).

2) Αλληλεπίδραση με δείκτες(τα αλκάλια γίνονται ιώδες μπλε της λακκούβας, το μεθυλοπορτοκαλί κίτρινο και η φαινολοφθαλεΐνη βυσσινί):

ένδειξη + OH – ( αλκαλίο) έγχρωμη ένωση.

3 ) Αποσύνθεσημε το σχηματισμό οξειδίου και νερού (βλ. πίνακας 2). ΥδροξείδιαΤα αλκαλικά μέταλλα είναι ανθεκτικά στη θερμότητα (τήκονται χωρίς αποσύνθεση). Τα υδροξείδια των αλκαλικών γαιών και των βαρέων μετάλλων συνήθως αποσυντίθενται εύκολα. Η εξαίρεση είναι το Ba(OH) 2, για το οποίο tη διαφορά είναι αρκετά μεγάλη (περίπου 1000°ΝΤΟ).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.

Πίνακας 2 - Θερμοκρασίες αποσύνθεσης ορισμένων υδροξειδίων μετάλλων

Υδροξείδιο	tΡαζλ, °C	Υδροξείδιο	tΡαζλ, °C	Υδροξείδιο	tΡαζλ, °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	Σε (ΟΗ)3	150

4 ) Αλληλεπίδραση αλκαλίων με ορισμένα μέταλλα(για παράδειγμα Al και Zn):

Σε διάλυμα: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH – + 6H 2 O ® 2 – + 3H 2.

Όταν συντήκεται: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) Αλληλεπίδραση αλκαλίων με αμέταλλα:

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

6) Αλληλεπίδραση αλκαλίων με όξινα και αμφοτερικά οξείδια:

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

Σε διάλυμα: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2– .

Όταν συντήκεται με αμφοτερικό οξείδιο: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Αλληλεπίδραση βάσεων με οξέα:

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) Αλληλεπίδραση αλκαλίων με αμφοτερικά υδροξείδια(εκ. Τραπέζι 1):

Σε διάλυμα: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Για σύντηξη: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) Αλληλεπίδραση αλκαλίων με άλατα. Η αντίδραση περιλαμβάνει άλατα που αντιστοιχούν σε μια βάση που είναι αδιάλυτη στο νερό :

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

Παραλαβή. Βάσεις αδιάλυτες στο νερόπου λαμβάνεται με αντίδραση του αντίστοιχου άλατος με ένα αλκάλιο:

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

Τα αλκάλια λαμβάνουν:

1) Αλληλεπίδραση οξειδίου μετάλλου με νερό:

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

2) Αλληλεπίδραση μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών με νερό:

2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H2.

3) Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων:

2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.

4 ) Ανταλλαγή αλληλεπίδρασης υδροξειδίων μετάλλων αλκαλικών γαιών με ορισμένα άλατα. Η αντίδραση πρέπει απαραίτητα να παράγει ένα αδιάλυτο άλας. .

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

ΛΑ. Γιακόβισιν

Μέταλλο και υδροξυλομάδα (ΟΗ). Για παράδειγμα, υδροξείδιο του νατρίου - NaOH, υδροξείδιο ασβεστίου - Ca(OH) 2 , υδροξείδιο βαρίου - Ba(OH) 2, κ.λπ.

Παρασκευή υδροξειδίων.

1. Αντίδραση ανταλλαγής:

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

2. Ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2,

3. Αλληλεπίδραση αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών ή των οξειδίων τους με το νερό:

Κ+2H 2 Ο = 2 ΚΟΗ + H 2 ,

Χημικές ιδιότητες υδροξειδίων.

1. Τα υδροξείδια είναι αλκαλικής φύσης.

2. Υδροξείδιαδιαλύεται στο νερό (αλκάλι) και είναι αδιάλυτο. Για παράδειγμα, ΚΟΗ- διαλύεται στο νερό, και Ca(OH) 2 - ελαφρώς διαλυτό, λευκό διάλυμα. Μέταλλα της ομάδας 1 του περιοδικού πίνακα Δ.Ι. Ο Mendeleev δίνει διαλυτές βάσεις (υδροξείδια).

3. Τα υδροξείδια αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 Ο.

4. Τα αλκάλια αντιδρούν με όξινα και αμφοτερικά οξείδια:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Τα αλκάλια μπορούν να αντιδράσουν με ορισμένα αμέταλλα με διαφορετικούς τρόπους σε διαφορετικές θερμοκρασίες:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 Ο(κρύο),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 Ο(θερμότητα).

6. Αλληλεπιδράστε με οξέα:

ΚΟΗ + HNO3 = KNO 3 + H 2 Ο.

Βάσεις, αμφοτερικά υδροξείδια

Οι βάσεις είναι πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομα μετάλλου και μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες (-ΟΗ). Ο γενικός τύπος είναι Me +y (OH) y, όπου y είναι ο αριθμός των υδροξοομάδων ίσος με την κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου Me. Ο πίνακας δείχνει την ταξινόμηση των βάσεων.

Ιδιότητες αλκαλίων, υδροξειδίων αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών

1. Τα υδατικά διαλύματα αλκαλίων είναι σαπουνάδα στην αφή και αλλάζουν το χρώμα των δεικτών: λυχνία - μπλε, φαινολοφθαλεΐνη - βυσσινί.

2. Τα υδατικά διαλύματα διασπούν:

3. Αλληλεπιδρούν με οξέα, μπαίνοντας σε αντίδραση ανταλλαγής:

Οι βάσεις πολυοξέων μπορούν να δώσουν μέτρια και βασικά άλατα:

4. Αντιδράστε με όξινα οξείδια, σχηματίζοντας μέτρια και όξινα άλατα ανάλογα με τη βασικότητα του οξέος που αντιστοιχεί σε αυτό το οξείδιο:

5. Αλληλεπιδρούν με αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδια:

α) σύντηξη:

β) σε διαλύματα:

6. Αλληλεπιδράστε με υδατοδιαλυτά άλατα εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο:

Οι αδιάλυτες βάσεις (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, κ.λπ.) αλληλεπιδρούν με οξέα και αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

Αμφοτερικά υδροξείδια

Οι αμφοτερικές ενώσεις είναι ενώσεις που, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να είναι και δότες κατιόντων υδρογόνου και να παρουσιάζουν όξινες ιδιότητες, και οι αποδέκτες τους, δηλ. να παρουσιάζουν βασικές ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες αμφοτερικών ενώσεων

1. Αλληλεπιδρώντας με ισχυρά οξέα, παρουσιάζουν βασικές ιδιότητες:

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

2. Αλληλεπιδρώντας με αλκάλια - ισχυρές βάσεις, παρουσιάζουν όξινες ιδιότητες:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( σύνθετο αλάτι)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( σύνθετο αλάτι)

Σύνθετες ενώσεις είναι εκείνες στις οποίες σχηματίζεται τουλάχιστον ένας ομοιοπολικός δεσμός με μηχανισμό δότη-δέκτη.

Η γενική μέθοδος παρασκευής βάσεων βασίζεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής, με τη βοήθεια των οποίων μπορούν να ληφθούν τόσο αδιάλυτες όσο και διαλυτές βάσεις.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Όταν λαμβάνονται διαλυτές βάσεις με αυτή τη μέθοδο, κατακρημνίζεται ένα αδιάλυτο άλας.

Κατά την παρασκευή αδιάλυτων στο νερό βάσεων με επαμφοτερίζουσες ιδιότητες, θα πρέπει να αποφεύγεται η περίσσεια αλκαλίων, καθώς μπορεί να συμβεί διάλυση της αμφοτερικής βάσης, για παράδειγμα:

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

Σε τέτοιες περιπτώσεις, το υδροξείδιο του αμμωνίου χρησιμοποιείται για τη λήψη υδροξειδίων, στα οποία τα αμφοτερικά υδροξείδια δεν διαλύονται:

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

Τα υδροξείδια του αργύρου και του υδραργύρου αποσυντίθενται τόσο εύκολα που όταν προσπαθούμε να τα λάβουμε με αντίδραση ανταλλαγής, αντί για υδροξείδια, κατακρημνίζονται οξείδια:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

Στη βιομηχανία, τα αλκάλια λαμβάνονται συνήθως με ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων χλωριδίων.

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

Τα αλκάλια μπορούν επίσης να ληφθούν με την αντίδραση μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών ή των οξειδίων τους με νερό.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Οξέα

Τα οξέα είναι πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα. Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξέα μπορεί να είναι στερεά (φωσφορικό H 3 PO 4, πυρίτιο H 2 SiO 3) και υγρά (στην καθαρή του μορφή, το θειικό οξύ H 2 SO 4 θα είναι υγρό).

Αέρια όπως υδροχλώριο HCl, υδροβρωμίδιο HBr, υδρόθειο H 2 S σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα σε υδατικά διαλύματα. Ο αριθμός των ιόντων υδρογόνου που σχηματίζονται από κάθε μόριο οξέος κατά τη διάσταση καθορίζει το φορτίο του υπολείμματος οξέος (ανιόν) και τη βασικότητα του οξέος.

Σύμφωνα με πρωτολυτική θεωρία οξέων και βάσεων,που προτάθηκε ταυτόχρονα από τον Δανό χημικό Brønsted και τον Άγγλο χημικό Lowry, ένα οξύ είναι μια ουσία χωρίζονταςμε αυτή την αντίδραση πρωτόνια,ΕΝΑ βάση- μια ουσία που μπορεί δέχονται πρωτόνια.

οξύ → βάση + Η +

Με βάση τέτοιες ιδέες, είναι ξεκάθαρο βασικές ιδιότητες της αμμωνίας,το οποίο, λόγω της παρουσίας ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων στο άτομο αζώτου, δέχεται αποτελεσματικά ένα πρωτόνιο όταν αλληλεπιδρά με οξέα, σχηματίζοντας ένα ιόν αμμωνίου μέσω ενός δεσμού δότη-δέκτη.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

όξινη βάση όξινη βάση

Γενικότερος ορισμός οξέων και βάσεωνπου προτείνει ο Αμερικανός χημικός G. Lewis. Πρότεινε ότι οι αλληλεπιδράσεις οξέος-βάσης είναι πλήρως δεν συμβαίνουν απαραίτητα με τη μεταφορά πρωτονίων.Στον προσδιορισμό των οξέων και βάσεων Lewis, ο κύριος ρόλος στις χημικές αντιδράσεις διαδραματίζεται από ζεύγη ηλεκτρονίων

Κατιόντα, ανιόντα ή ουδέτερα μόρια που μπορούν να δεχτούν ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται Οξέα Lewis.

Για παράδειγμα, το φθοριούχο αλουμίνιο AlF 3 είναι ένα οξύ, καθώς μπορεί να δεχτεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων όταν αλληλεπιδρά με την αμμωνία.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Κατιόντα, ανιόντα ή ουδέτερα μόρια ικανά να δωρίσουν ζεύγη ηλεκτρονίων ονομάζονται βάσεις Lewis (η αμμωνία είναι μια βάση).

Ο ορισμός του Lewis καλύπτει όλες τις διεργασίες οξέος-βάσης που εξετάστηκαν από προηγούμενα προτεινόμενες θεωρίες. Ο πίνακας συγκρίνει τους ορισμούς των οξέων και των βάσεων που χρησιμοποιούνται επί του παρόντος.

Ονοματολογία οξέων

Δεδομένου ότι υπάρχουν διαφορετικοί ορισμοί των οξέων, η ταξινόμηση και η ονοματολογία τους είναι μάλλον αυθαίρετες.

Σύμφωνα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που μπορούν να απομακρυνθούν σε ένα υδατικό διάλυμα, τα οξέα χωρίζονται σε μονοβασικός(π.χ. HF, HNO 2), διβασικός(H 2 CO 3, H 2 SO 4) και τριβασικός(Η 3 ΡΟ 4).

Ανάλογα με τη σύσταση του οξέος χωρίζονται σε χωρίς οξυγόνο(HCl, H2S) και που περιέχει οξυγόνο(HClO 4, HNO 3).

Συνήθως ονομασίες οξέων που περιέχουν οξυγόνοπροέρχονται από το όνομα του αμέταλλου με την προσθήκη των καταλήξεων -kai, - Βάγια,αν η κατάσταση οξείδωσης του αμέταλλου είναι ίση με τον αριθμό της ομάδας. Καθώς η κατάσταση οξείδωσης μειώνεται, τα επιθέματα αλλάζουν (κατά σειρά φθίνουσας κατάστασης οξείδωσης του μετάλλου): -αδιαφανής, σκουριασμένος, -οβιός:

Αν λάβουμε υπόψη την πολικότητα του δεσμού υδρογόνου-μη μετάλλου μέσα σε μια περίοδο, μπορούμε εύκολα να συσχετίσουμε την πολικότητα αυτού του δεσμού με τη θέση του στοιχείου στον Περιοδικό Πίνακα. Από τα άτομα μετάλλων, τα οποία χάνουν εύκολα ηλεκτρόνια σθένους, τα άτομα υδρογόνου δέχονται αυτά τα ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας ένα σταθερό κέλυφος δύο ηλεκτρονίων όπως το κέλυφος ενός ατόμου ηλίου και δίνουν ιοντικά υδρίδια μετάλλων.

Σε ενώσεις υδρογόνου στοιχείων των ομάδων III-IV του Περιοδικού Πίνακα, το βόριο, το αλουμίνιο, ο άνθρακας και το πυρίτιο σχηματίζουν ομοιοπολικούς, ασθενώς πολικούς δεσμούς με άτομα υδρογόνου που δεν είναι επιρρεπή σε διάσταση. Για στοιχεία των ομάδων V-VII του Περιοδικού Πίνακα, μέσα σε μια περίοδο, η πολικότητα του δεσμού μη μετάλλου-υδρογόνου αυξάνεται με το φορτίο του ατόμου, αλλά η κατανομή των φορτίων στο δίπολο που προκύπτει είναι διαφορετική από ό,τι στις ενώσεις υδρογόνου των στοιχείων που τείνουν να δωρίζουν ηλεκτρόνια. Τα μη μεταλλικά άτομα, τα οποία απαιτούν πολλά ηλεκτρόνια για να ολοκληρώσουν το ηλεκτρονιακό κέλυφος, προσελκύουν (πολώνουν) ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης όσο ισχυρότερα, τόσο μεγαλύτερο είναι το πυρηνικό φορτίο. Επομένως, στη σειρά CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ή SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, οι δεσμοί με άτομα υδρογόνου, ενώ παραμένουν ομοιοπολικοί, γίνονται πιο πολικοί στη φύση και το άτομο υδρογόνου στο το δίπολο στοιχείου-δεσμού υδρογόνου γίνεται πιο ηλεκτροθετικό. Εάν τα πολικά μόρια βρεθούν σε έναν πολικό διαλύτη, μπορεί να συμβεί μια διαδικασία ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ας συζητήσουμε τη συμπεριφορά των οξέων που περιέχουν οξυγόνο σε υδατικά διαλύματα. Αυτά τα οξέα έχουν δεσμό Η-Ο-Ε και, φυσικά, η πολικότητα του δεσμού Η-Ο επηρεάζεται από τον δεσμό Ο-Ε. Επομένως, αυτά τα οξέα, κατά κανόνα, διασπώνται πιο εύκολα από το νερό.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Ας δούμε μερικά παραδείγματα ιδιότητες των οξέων που περιέχουν οξυγόνο,σχηματίζεται από στοιχεία που είναι ικανά να εμφανίζουν διαφορετικούς βαθμούς οξείδωσης. Είναι γνωστό ότι υποχλωριώδες οξύ HClO πολύ αδύναμοχλωριούχο οξύ HClO 2 επίσης αδύναμος,αλλά ισχυρότερο από το υποχλωριώδες, υποχλωριώδες οξύ HClO 3 ισχυρός.Το υπερχλωρικό οξύ HClO 4 είναι ένα από ο πιο δυνατόςανόργανα οξέα.

Για την όξινη διάσταση (με την αποβολή του ιόντος Η), είναι απαραίτητη η διάσπαση του δεσμού Ο-Η. Πώς μπορούμε να εξηγήσουμε τη μείωση της ισχύος αυτού του δεσμού στη σειρά HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4; Σε αυτή τη σειρά, ο αριθμός των ατόμων οξυγόνου που σχετίζονται με το κεντρικό άτομο χλωρίου αυξάνεται. Κάθε φορά που σχηματίζεται ένας νέος δεσμός οξυγόνου-χλωρίου, η πυκνότητα ηλεκτρονίων αντλείται από το άτομο χλωρίου, και επομένως από τον απλό δεσμό O-Cl. Ως αποτέλεσμα, η πυκνότητα ηλεκτρονίων εγκαταλείπει εν μέρει τον δεσμό Ο-Η, ο οποίος ως αποτέλεσμα εξασθενεί.

Αυτό το μοτίβο - ενίσχυση των όξινων ιδιοτήτων με αυξανόμενο βαθμό οξείδωσης του κεντρικού ατόμου - χαρακτηριστικό όχι μόνο του χλωρίου, αλλά και άλλων στοιχείων.Για παράδειγμα, το νιτρικό οξύ HNO 3, στο οποίο η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +5, είναι ισχυρότερο από το νιτρώδες οξύ HNO 2 (η κατάσταση οξείδωσης του αζώτου είναι +3). Το θειικό οξύ H 2 SO 4 (S +6) είναι ισχυρότερο από το θειικό οξύ H 2 SO 3 (S +4).

Λήψη οξέων

1. Μπορούν να ληφθούν οξέα χωρίς οξυγόνο με άμεσο συνδυασμό αμετάλλων με υδρογόνο.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Μερικά οξέα που περιέχουν οξυγόνο μπορούν να ληφθούν αλληλεπίδραση οξειδίων οξέος με νερό.

3. Μπορούν να ληφθούν τόσο οξέα χωρίς οξυγόνο όσο και οξέα που περιέχουν οξυγόνο με μεταβολικές αντιδράσειςμεταξύ αλάτων και άλλων οξέων.

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 (συμπυκνωμένο) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Μερικά οξέα μπορούν να ληφθούν χρησιμοποιώντας αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

Ξινή γεύση, επίδραση στους δείκτες, ηλεκτρική αγωγιμότητα, αλληλεπίδραση με μέταλλα, βασικά και αμφοτερικά οξείδια, βάσεις και άλατα, σχηματισμός εστέρων με αλκοόλες - αυτές οι ιδιότητες είναι κοινές στα ανόργανα και οργανικά οξέα.

μπορεί να χωριστεί σε δύο τύπους αντιδράσεων:

1) είναι κοινάΓια οξέαΟι αντιδράσεις σχετίζονται με το σχηματισμό ιόντων υδρονίου H 3 O + σε υδατικά διαλύματα.

2) ειδικός(δηλαδή χαρακτηριστικές) αντιδράσεις συγκεκριμένα οξέα.

Το ιόν υδρογόνου μπορεί να εισέλθει οξειδοαναγωγήςαντίδραση, αναγωγή σε υδρογόνο, καθώς και σε μια σύνθετη αντίδρασημε αρνητικά φορτισμένα ή ουδέτερα σωματίδια που έχουν μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων, π.χ αντιδράσεις οξέος-βάσης.

Οι γενικές ιδιότητες των οξέων περιλαμβάνουν αντιδράσεις οξέων με μέταλλα της σειράς τάσης μέχρι το υδρογόνο, για παράδειγμα:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Οι αντιδράσεις οξέος-βάσης περιλαμβάνουν αντιδράσεις με βασικά οξείδια και βάσεις, καθώς και με ενδιάμεσα, βασικά και μερικές φορές όξινα άλατα.

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

Σημειώστε ότι τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά και σε κάθε επόμενο βήμα η διάσταση είναι πιο δύσκολη, επομένως, με περίσσεια οξέος, σχηματίζονται συχνότερα όξινα άλατα, αντί για μέτρια.

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

Με την πρώτη ματιά, ο σχηματισμός αλάτων οξέος μπορεί να φαίνεται εκπληκτικός μονοβασικόςυδροφθορικό οξύ. Ωστόσο, αυτό το γεγονός μπορεί να εξηγηθεί. Σε αντίθεση με όλα τα άλλα υδραλογονικά οξέα, το υδροφθορικό οξύ στα διαλύματα είναι μερικώς πολυμερισμένο (λόγω του σχηματισμού δεσμών υδρογόνου) και διάφορα σωματίδια (HF) X μπορεί να υπάρχουν σε αυτό, συγκεκριμένα H 2 F 2, H 3 F 3 κ.λπ.

Μια ειδική περίπτωση οξεοβασικής ισορροπίας - αντιδράσεις οξέων και βάσεων με δείκτες που αλλάζουν το χρώμα τους ανάλογα με την οξύτητα του διαλύματος. Οι δείκτες χρησιμοποιούνται στην ποιοτική ανάλυση για την ανίχνευση οξέων και βάσεωνσε λύσεις.

Οι πιο συχνά χρησιμοποιούμενοι δείκτες είναι ηλιοτρόπιο(V ουδέτεροςπεριβάλλον μωβ, V θυμώνω - το κόκκινο, V αλκαλική - μπλε), πορτοκαλί μεθυλίου(V θυμώνωπεριβάλλον το κόκκινο, V ουδέτερος - πορτοκάλι, V αλκαλική - κίτρινο), φαινολοφθαλεΐνη(V εξαιρετικά αλκαλικόπεριβάλλον κόκκινο βατόμουρο, V ουδέτερο και όξινο - άχρωμος).

Συγκεκριμένες ιδιότητεςδιαφορετικά οξέα μπορεί να είναι δύο τύπων: πρώτον, αντιδράσεις που οδηγούν στο σχηματισμό αδιάλυτα άλατα,και δεύτερον, μετασχηματισμοί οξειδοαναγωγής.Εάν οι αντιδράσεις που σχετίζονται με την παρουσία του ιόντος Η+ είναι κοινές σε όλα τα οξέα (ποιοτικές αντιδράσεις για την ανίχνευση οξέων), χρησιμοποιούνται συγκεκριμένες αντιδράσεις ως ποιοτικές αντιδράσεις για μεμονωμένα οξέα:

Ag + + Cl - = AgCl (λευκό ίζημα)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (λευκό ίζημα)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (κίτρινο ίζημα)

Ορισμένες ειδικές αντιδράσεις οξέων οφείλονται στις οξειδοαναγωγικές τους ιδιότητες.

Τα ανοξικά οξέα σε ένα υδατικό διάλυμα μπορούν μόνο να οξειδωθούν.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2ΜnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο μπορούν να οξειδωθούν μόνο εάν το κεντρικό άτομο σε αυτά βρίσκεται σε χαμηλότερη ή ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης, όπως, για παράδειγμα, στο θειικό οξύ:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Πολλά οξέα που περιέχουν οξυγόνο, στα οποία το κεντρικό άτομο έχει τη μέγιστη κατάσταση οξείδωσης (S +6, N +5, Cr +6), εμφανίζουν τις ιδιότητες ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων. Το πυκνό H 2 SO 4 είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

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

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι:

• Τα όξινα διαλύματα αντιδρούν με μέταλλα που βρίσκονται στα αριστερά του υδρογόνου στην ηλεκτροχημική σειρά τάσης, υπό ορισμένες συνθήκες, η σημαντικότερη από τις οποίες είναι ο σχηματισμός ενός διαλυτού άλατος ως αποτέλεσμα της αντίδρασης. Η αλληλεπίδραση του HNO 3 και του H 2 SO 4 (συμπ.) με μέταλλα προχωρά διαφορετικά.

Το συμπυκνωμένο θειικό οξύ στο κρύο παθητικοποιεί το αλουμίνιο, τον σίδηρο και το χρώμιο.

• Στο νερό, τα οξέα διασπώνται σε κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος, για παράδειγμα:

• Τα ανόργανα και οργανικά οξέα αντιδρούν με βασικά και αμφοτερικά οξείδια, υπό την προϋπόθεση ότι σχηματίζεται διαλυτό άλας:

• Και τα δύο οξέα αντιδρούν με βάσεις. Τα πολυβασικά οξέα μπορούν να σχηματίσουν τόσο ενδιάμεσα όσο και όξινα άλατα (αυτές είναι αντιδράσεις εξουδετέρωσης):

• Η αντίδραση μεταξύ οξέων και αλάτων συμβαίνει μόνο εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο:

Η αλληλεπίδραση του H 3 PO 4 με τον ασβεστόλιθο θα σταματήσει λόγω του σχηματισμού του τελευταίου αδιάλυτου ιζήματος Ca 3 (PO 4) 2 στην επιφάνεια.

Οι ιδιαιτερότητες των ιδιοτήτων του νιτρικού HNO 3 και του πυκνού θειικού H 2 SO 4 (συμπυκν.) οξέων οφείλονται στο γεγονός ότι όταν αλληλεπιδρούν με απλές ουσίες (μέταλλα και αμέταλλα), οι οξειδωτικοί παράγοντες δεν θα είναι κατιόντα Η+ , αλλά νιτρικά και θειικά ιόντα. Είναι λογικό να αναμένεται ότι ως αποτέλεσμα τέτοιων αντιδράσεων, δεν σχηματίζεται υδρογόνο H2, αλλά λαμβάνονται άλλες ουσίες: απαραίτητα αλάτι και νερό, καθώς και ένα από τα προϊόντα της αναγωγής νιτρικών ή θειικών ιόντων, ανάλογα με τη συγκέντρωση των οξέων, τη θέση του μετάλλου στη σειρά τάσης και τις συνθήκες αντίδρασης (θερμοκρασία, βαθμός λείανσης μετάλλου κ.λπ.).

Αυτά τα χαρακτηριστικά της χημικής συμπεριφοράς των HNO 3 και H 2 SO 4 (συμπ.) απεικονίζουν ξεκάθαρα τη θέση της θεωρίας της χημικής δομής σχετικά με την αμοιβαία επίδραση των ατόμων στα μόρια των ουσιών.

Οι έννοιες της αστάθειας και της σταθερότητας (σταθερότητα) συχνά συγχέονται. Τα πτητικά οξέα είναι οξέα των οποίων τα μόρια περνούν εύκολα σε αέρια κατάσταση, δηλαδή εξατμίζονται. Για παράδειγμα, το υδροχλωρικό οξύ είναι ένα πτητικό αλλά σταθερό οξύ. Είναι αδύνατο να κριθεί η πτητότητα των ασταθών οξέων. Για παράδειγμα, το μη πτητικό, αδιάλυτο πυριτικό οξύ αποσυντίθεται σε νερό και SiO2. Τα υδατικά διαλύματα υδροχλωρικού, νιτρικού, θειικού, φωσφορικού και ορισμένων άλλων οξέων είναι άχρωμα. Ένα υδατικό διάλυμα χρωμικού οξέος H 2 CrO 4 είναι κίτρινου χρώματος και το μαγγανικό οξύ HMnO 4 είναι βυσσινί.

Υλικό αναφοράς για τη λήψη του τεστ:

πίνακας Mendeleev

Πίνακας διαλυτότητας

3. Υδροξείδια

Μεταξύ των πολυστοιχειακών ενώσεων, μια σημαντική ομάδα είναι τα υδροξείδια. Μερικά από αυτά παρουσιάζουν τις ιδιότητες των βάσεων (βασικά υδροξείδια) - NaOH, Ba(OH ) 2, κ.λπ. άλλα παρουσιάζουν τις ιδιότητες των οξέων (υδροξείδια οξέος) - HNO3, H3PO4 και άλλοι. Υπάρχουν επίσης αμφοτερικά υδροξείδια που, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να εμφανίσουν τόσο τις ιδιότητες των βάσεων όσο και τις ιδιότητες των οξέων - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, κ.λπ.

3.1. Ταξινόμηση, προετοιμασία και ιδιότητες των βάσεων

Από τη σκοπιά της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, οι βάσεις (βασικά υδροξείδια) είναι ουσίες που διασπώνται σε διαλύματα για να σχηματίσουν ιόντα υδροξειδίου ΟΗ - .

Σύμφωνα με τη σύγχρονη ονοματολογία, ονομάζονται συνήθως υδροξείδια των στοιχείων, υποδεικνύοντας, εάν είναι απαραίτητο, το σθένος του στοιχείου (με ρωμαϊκούς αριθμούς σε παρένθεση): ΚΟΗ - υδροξείδιο του καλίου, υδροξείδιο του νατρίου NaOH , υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH ) 2, υδροξείδιο χρωμίου ( II)-Cr(ΟΗ ) 2, υδροξείδιο χρωμίου ( III) - Cr (OH) 3.

Υδροξείδια μετάλλων συνήθως χωρίζονται σε δύο ομάδες: υδατοδιαλυτό(σχηματίζεται από μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba και επομένως ονομάζονται αλκάλια) και αδιάλυτο στο νερό. Η κύρια διαφορά μεταξύ τους είναι ότι η συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ - σε αλκαλικά διαλύματα είναι αρκετά υψηλό, αλλά για αδιάλυτες βάσεις καθορίζεται από τη διαλυτότητα της ουσίας και συνήθως είναι πολύ μικρή. Ωστόσο, μικρές συγκεντρώσεις ισορροπίας του ιόντος ΟΗ - ακόμη και σε διαλύματα αδιάλυτων βάσεων προσδιορίζονται οι ιδιότητες αυτής της κατηγορίας ενώσεων.

Με τον αριθμό των υδροξυλομάδων (οξύτητα) , ικανά να αντικατασταθούν από όξινο υπόλειμμα, διακρίνονται:

Βάσεις μονοοξέων -ΚΟΗ, NaOH;

Βάσεις διοξέων - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Τριοξικές βάσεις - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Λήψη λόγων

1. Η γενική μέθοδος παρασκευής βάσεων είναι μια αντίδραση ανταλλαγής, με τη βοήθεια της οποίας μπορούν να ληφθούν τόσο αδιάλυτες όσο και διαλυτές βάσεις:

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

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

Όταν λαμβάνονται διαλυτές βάσεις με αυτή τη μέθοδο, κατακρημνίζεται ένα αδιάλυτο άλας.

Κατά την παρασκευή αδιάλυτων στο νερό βάσεων με αμφοτερικές ιδιότητες, θα πρέπει να αποφεύγεται η περίσσεια αλκαλίων, καθώς μπορεί να συμβεί διάλυση της αμφοτερικής βάσης, για παράδειγμα,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + ΚΟΗ = Κ.

Σε τέτοιες περιπτώσεις, το υδροξείδιο του αμμωνίου χρησιμοποιείται για τη λήψη υδροξειδίων, στα οποία τα αμφοτερικά οξείδια δεν διαλύονται:

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

Τα υδροξείδια του αργύρου και του υδραργύρου αποσυντίθενται τόσο εύκολα που όταν προσπαθούμε να τα λάβουμε με αντίδραση ανταλλαγής, αντί για υδροξείδια, κατακρημνίζονται οξείδια:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.

2. Τα αλκάλια στην τεχνολογία λαμβάνονται συνήθως με ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων χλωριδίων:

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

(αντίδραση ολικής ηλεκτρόλυσης)

Τα αλκάλια μπορούν επίσης να ληφθούν με αντίδραση μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών ή των οξειδίων τους με νερό:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.

Χημικές ιδιότητες βάσεων

1. Όλες οι βάσεις που είναι αδιάλυτες στο νερό αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται για να σχηματίσουν οξείδια:

2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

2. Η πιο χαρακτηριστική αντίδραση των βάσεων είναι η αλληλεπίδρασή τους με τα οξέα - η αντίδραση εξουδετέρωσης. Τόσο τα αλκάλια όσο και οι αδιάλυτες βάσεις εισέρχονται σε αυτό:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

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

3. Τα αλκάλια αλληλεπιδρούν με όξινα και αμφοτερικά οξείδια:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Οι βάσεις μπορούν να αντιδράσουν με όξινα άλατα:

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. Είναι απαραίτητο να τονιστεί ιδιαίτερα η ικανότητα των αλκαλικών διαλυμάτων να αντιδρούν με ορισμένα αμέταλλα (αλογόνα, θείο, λευκός φώσφορος, πυρίτιο):

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

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (όταν θερμαίνεται),

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. Επιπλέον, συμπυκνωμένα διαλύματα αλκαλίων, όταν θερμαίνονται, είναι επίσης ικανά να διαλύσουν ορισμένα μέταλλα (αυτά των οποίων οι ενώσεις έχουν επαμφοτερίζουσες ιδιότητες):

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

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.

Τα αλκαλικά διαλύματα έχουν pH> 7 (αλκαλικό περιβάλλον), αλλάξτε το χρώμα των δεικτών (λίθος - μπλε, φαινολοφθαλεΐνη - μωβ).

M.V. Andryukhova, L.N. Μποροντίνα

Εκτός από τα οξείδια, τα οξέα και τα άλατα, υπάρχει μια ομάδα ενώσεων που ονομάζονται βάσεις ή υδροξείδια. Όλα έχουν μια ενιαία μοριακή δομή: περιέχουν αναγκαστικά μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες συνδεδεμένες με ένα μεταλλικό ιόν. Τα βασικά υδροξείδια σχετίζονται γενετικά με τα οξείδια και τα άλατα μετάλλων· αυτό καθορίζει όχι μόνο τις χημικές τους ιδιότητες, αλλά και τις μεθόδους παραγωγής στο εργαστήριο και τη βιομηχανία.

Υπάρχουν διάφορες μορφές ταξινόμησης των βάσεων, οι οποίες βασίζονται τόσο στα χαρακτηριστικά του μετάλλου που αποτελεί μέρος του μορίου όσο και στην ικανότητα της ουσίας να διαλύεται στο νερό. Στο άρθρο μας θα εξετάσουμε αυτά τα χαρακτηριστικά των υδροξειδίων και επίσης θα εξοικειωθούμε με τις χημικές τους ιδιότητες, από τις οποίες εξαρτάται η χρήση βάσεων στη βιομηχανία και την καθημερινή ζωή.

Φυσικές ιδιότητες

Όλες οι βάσεις που σχηματίζονται από ενεργά ή τυπικά μέταλλα είναι στερεά με μεγάλο εύρος σημείων τήξης. Σε σχέση με το νερό διακρίνονται σε πολύ διαλυτά - αλκάλια και αδιάλυτα στο νερό. Για παράδειγμα, βασικά υδροξείδια που περιέχουν στοιχεία της Ομάδας ΙΑ ως κατιόντα είναι εύκολα διαλυτά στο νερό και είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες. Είναι σαπουνάδα στην αφή, διαβρώνουν το ύφασμα και το δέρμα και ονομάζονται αλκάλια. Όταν διασπώνται, ιόντα ΟΗ- ανιχνεύονται στο διάλυμα, προσδιοριζόμενα με χρήση δεικτών. Για παράδειγμα, η άχρωμη φαινολοφθαλεΐνη γίνεται κατακόκκινη σε αλκαλικό περιβάλλον. Τόσο τα διαλύματα όσο και τα τήγματα υδροξειδίων νατρίου, καλίου, βαρίου και ασβεστίου είναι ηλεκτρολύτες, δηλ. άγουν ηλεκτρικό ρεύμα και θεωρούνται αγωγοί δεύτερου είδους. Οι διαλυτές βάσεις που χρησιμοποιούνται συχνότερα στη βιομηχανία περιλαμβάνουν περίπου 11 ενώσεις, για παράδειγμα, όπως βασικά υδροξείδια νατρίου, καλίου, αμμωνίου κ.λπ.

Δομή μορίου βάσης

Σχηματίζεται ιονικός δεσμός μεταξύ του κατιόντος μετάλλου και των ανιόντων των υδροξυλομάδων στο μόριο της ουσίας. Είναι αρκετά ισχυρό για αδιάλυτα στο νερό υδροξείδια, επομένως τα πολικά μόρια νερού δεν είναι σε θέση να καταστρέψουν το κρυσταλλικό πλέγμα μιας τέτοιας ένωσης. Τα αλκάλια είναι σταθερές ουσίες και πρακτικά δεν σχηματίζουν οξείδιο και νερό όταν θερμαίνονται. Έτσι, τα κύρια υδροξείδια του καλίου και του νατρίου βράζουν σε θερμοκρασίες πάνω από 1000 ° C, αλλά δεν αποσυντίθενται. Στους γραφικούς τύπους όλων των βάσεων, είναι ξεκάθαρα ορατό ότι το άτομο οξυγόνου της ομάδας υδροξυλίου συνδέεται με έναν ομοιοπολικό δεσμό με το άτομο μετάλλου και τον άλλο με το άτομο υδρογόνου. Η δομή του μορίου και ο τύπος του χημικού δεσμού καθορίζουν όχι μόνο τα φυσικά, αλλά και όλα τα χημικά χαρακτηριστικά των ουσιών. Ας τα δούμε πιο αναλυτικά.

Ασβέστιο και μαγνήσιο και χαρακτηριστικά των ιδιοτήτων των ενώσεων τους

Και τα δύο στοιχεία είναι τυπικοί εκπρόσωποι ενεργών μετάλλων και μπορούν να αλληλεπιδράσουν με το οξυγόνο και το νερό. Το προϊόν της πρώτης αντίδρασης είναι το βασικό οξείδιο. Το υδροξείδιο σχηματίζεται ως αποτέλεσμα μιας εξώθερμης διαδικασίας που συμβαίνει με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας. Οι βάσεις ασβεστίου και μαγνησίου είναι ελαφρώς διαλυτές λευκές σκόνες ουσίες. Οι ακόλουθες ονομασίες χρησιμοποιούνται συχνά για τις ενώσεις ασβεστίου: γάλα ασβέστη (αν είναι εναιώρημα σε νερό) και ασβεστόνερο. Όντας ένα τυπικό βασικό υδροξείδιο, το Ca(OH) 2 αντιδρά με όξινα και αμφοτερικά οξείδια, οξέα και αμφοτερικές βάσεις, όπως υδροξείδια αργιλίου και ψευδαργύρου. Σε αντίθεση με τα τυπικά αλκάλια, τα οποία είναι ανθεκτικά στη θερμότητα, οι ενώσεις μαγνησίου και ασβεστίου αποσυντίθενται υπό την επίδραση της θερμοκρασίας σε οξείδιο και νερό. Και οι δύο βάσεις, ειδικά το Ca(OH) 2, χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία, τη γεωργία και τις οικιακές ανάγκες. Ας εξετάσουμε περαιτέρω τη χρήση τους.

Τομείς εφαρμογής ενώσεων ασβεστίου και μαγνησίου

Είναι γνωστό ότι στις κατασκευές χρησιμοποιείται ένα χημικό υλικό που ονομάζεται fluff ή slaked lime. Αυτή είναι η βάση του ασβεστίου. Τις περισσότερες φορές λαμβάνεται με την αντίδραση του νερού με το βασικό οξείδιο του ασβεστίου. Οι χημικές ιδιότητες των βασικών υδροξειδίων τους επιτρέπουν να χρησιμοποιούνται ευρέως σε διάφορους τομείς της εθνικής οικονομίας. Για παράδειγμα, για τον καθαρισμό των ακαθαρσιών στην παραγωγή ακατέργαστης ζάχαρης, για την παραγωγή λευκαντικού, στη λεύκανση βαμβακιού και λινών νημάτων. Πριν από την εφεύρεση των εναλλακτών ιόντων - εναλλάκτες κατιόντων, οι βάσεις ασβεστίου και μαγνησίου χρησιμοποιούνταν σε τεχνολογίες αποσκλήρυνσης νερού, οι οποίες κατέστησαν δυνατή την απαλλαγή από διττανθρακικά που επιδεινώνουν την ποιότητά του. Για να γίνει αυτό, το νερό έβραζε με μικρή ποσότητα ανθρακικού νατρίου ή σβησμένο ασβέστη. Ένα υδατικό εναιώρημα υδροξειδίου του μαγνησίου μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως θεραπεία για ασθενείς με γαστρίτιδα για τη μείωση της οξύτητας του γαστρικού υγρού.

Ιδιότητες βασικών οξειδίων και υδροξειδίων

Οι πιο σημαντικές ουσίες για αυτήν την ομάδα είναι οι αντιδράσεις με όξινα οξείδια, οξέα, αμφοτερικές βάσεις και άλατα. Είναι ενδιαφέρον ότι αδιάλυτες βάσεις όπως υδροξείδια χαλκού, σιδήρου ή νικελίου δεν μπορούν να ληφθούν με άμεση αντίδραση του οξειδίου με νερό. Σε αυτή την περίπτωση, το εργαστήριο χρησιμοποιεί την αντίδραση μεταξύ του αντίστοιχου άλατος και αλκαλίου. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζονται βάσεις που καθιζάνουν. Για παράδειγμα, έτσι προκύπτει ένα μπλε ίζημα υδροξειδίου του χαλκού και ένα πράσινο ίζημα δισθενούς βάσης σιδήρου. Στη συνέχεια, εξατμίζονται σε στερεές σκόνες, οι οποίες ταξινομούνται ως αδιάλυτα στο νερό υδροξείδια. Ένα ιδιαίτερο χαρακτηριστικό αυτών των ενώσεων είναι ότι όταν εκτίθενται σε υψηλές θερμοκρασίες αποσυντίθενται στο αντίστοιχο οξείδιο και νερό, κάτι που δεν μπορεί να ειπωθεί για τα αλκάλια. Άλλωστε, οι υδατοδιαλυτές βάσεις είναι θερμικά σταθερές.

Ικανότητα ηλεκτρόλυσης

Συνεχίζοντας τη μελέτη των κυριότερων, θα σταθούμε σε ένα ακόμη χαρακτηριστικό με το οποίο μπορούμε να διακρίνουμε τις βάσεις των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών από ενώσεις αδιάλυτες στο νερό. Αυτή είναι η αδυναμία του τελευταίου να διασπαστεί σε ιόντα υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος. Αντίθετα, τήγματα και διαλύματα υδροξειδίων καλίου, νατρίου, βαρίου και στροντίου ηλεκτρολύονται εύκολα και είναι αγωγοί του δεύτερου είδους.

Λήψη λόγων

Μιλώντας για τις ιδιότητες αυτής της κατηγορίας ανόργανων ουσιών, απαριθμήσαμε εν μέρει τις χημικές αντιδράσεις που αποτελούν τη βάση της παραγωγής τους σε εργαστηριακές και βιομηχανικές συνθήκες. Η πιο προσιτή και οικονομικά αποδοτική μέθοδος μπορεί να θεωρηθεί η μέθοδος της θερμικής αποσύνθεσης του φυσικού ασβεστόλιθου με αποτέλεσμα να λαμβάνεται.Αν η αντίδραση γίνει με νερό, σχηματίζεται ένα βασικό υδροξείδιο - Ca(OH) 2. Ένα μείγμα αυτής της ουσίας με άμμο και νερό ονομάζεται κονίαμα. Συνεχίζει να χρησιμοποιείται για σοβάτισμα τοίχων, για δέσιμο τούβλων και σε άλλα είδη οικοδομικών εργασιών. Τα αλκάλια μπορούν επίσης να παρασκευαστούν με αντίδραση των αντίστοιχων οξειδίων με νερό. Για παράδειγμα: K 2 O + H 2 O = 2 KON. Η διαδικασία είναι εξώθερμη και απελευθερώνει μεγάλη ποσότητα θερμότητας.

Αλληλεπίδραση αλκαλίων με όξινα και αμφοτερικά οξείδια

Οι χαρακτηριστικές χημικές ιδιότητες των υδατοδιαλυτών βάσεων περιλαμβάνουν την ικανότητά τους να σχηματίζουν άλατα σε αντιδράσεις με οξείδια που περιέχουν άτομα μη μετάλλου στα μόριά τους, για παράδειγμα, διοξείδιο του άνθρακα, διοξείδιο του θείου ή οξείδιο του πυριτίου. Συγκεκριμένα, το υδροξείδιο του ασβεστίου χρησιμοποιείται για την ξήρανση των αερίων και τα υδροξείδια του νατρίου και του καλίου για τη λήψη των αντίστοιχων ανθρακικών αλάτων. Ο ψευδάργυρος και τα οξείδια του αργιλίου, που είναι επαμφοτερίζουσες ουσίες, μπορούν να αλληλεπιδράσουν τόσο με οξέα όσο και με αλκάλια. Στην τελευταία περίπτωση, μπορούν να σχηματιστούν σύνθετες ενώσεις, για παράδειγμα, όπως το υδροξυζινικό νάτριο.

Αντίδραση εξουδετέρωσης

Μία από τις πιο σημαντικές ιδιότητες των βάσεων, τόσο των αδιάλυτων στο νερό όσο και των αλκαλίων, είναι η ικανότητά τους να αντιδρούν με ανόργανα ή οργανικά οξέα. Αυτή η αντίδραση καταλήγει στην αλληλεπίδραση μεταξύ δύο τύπων ιόντων: υδρογόνου και υδροξυλομάδων. Οδηγεί στο σχηματισμό μορίων νερού: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Από τη σκοπιά της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, ολόκληρη η αντίδραση καταλήγει στο σχηματισμό ενός αδύναμου, ελαφρώς διαχωρισμένου ηλεκτρολύτη - νερού.

Στο παράδειγμα που δόθηκε, σχηματίστηκε ένα ενδιάμεσο άλας - χλωριούχο κάλιο. Εάν ληφθούν βασικά υδροξείδια για την αντίδραση σε ποσότητα μικρότερη από αυτή που απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση του πολυβασικού οξέος, τότε κατά την εξάτμιση του προκύπτοντος προϊόντος, ανιχνεύονται κρύσταλλοι του άλατος οξέος. Η αντίδραση εξουδετέρωσης παίζει σημαντικό ρόλο στις μεταβολικές διεργασίες που συμβαίνουν στα ζωντανά συστήματα - κύτταρα και τους επιτρέπει, με τη βοήθεια των δικών τους ρυθμιστικών συμπλεγμάτων, να εξουδετερώνουν την περίσσεια ποσότητα ιόντων υδρογόνου που συσσωρεύονται στις αντιδράσεις αφομοίωσης.