Põhjused – kompleksained, mis koosnevad metalliaatomist ja ühest või mitmest hüdroksüülrühmast. Aluste üldvalem mina (OH) n . Alused (elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt) on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vees lahustumisel metallide katioonideks ja hüdroksiidioonideks OH –.
Klassifikatsioon. Vees lahustuvuse alusel jagunevad alused järgmisteks osadeks leelised(vees lahustuvad alused) ja vees lahustumatud alused . Leelised moodustavad leelis- ja leelismuldmetalle, aga ka mõningaid teisi metallielemente. Happesuse (täieliku dissotsiatsiooni käigus tekkinud ОН– ioonide või dissotsiatsioonietappide arvu) alusel jagatakse alused monohape (täieliku dissotsiatsiooniga saadakse üks O H – ioon; üks dissotsiatsioonietapp) ja polühape (täieliku dissotsiatsiooniga saadakse rohkem kui üks OH – ioon; rohkem kui üks dissotsiatsioonietapp). Polühappealuste hulgas on dihape(näiteks Sn(OH)2), trihape(Fe(OH)3) ja tetrahape (Th(OH)4). Näiteks alus KOH on monohappe alus.
On hüdroksiidide rühm, millel on keemiline duaalsus. Nad interakteeruvad nii aluste kui ka hapetega. See amfoteersed hüdroksiidid ( cm. Tabel 1).
Tabel 1 – Amfoteersed hüdroksiidid
|
Amfoteerne hüdroksiid (aluseline ja happeline vorm) |
Happejääk ja selle valents |
Kompleksne ioon |
|
Zn(OH)2/H2ZnO2 |
ZnO2(II) |
2– |
|
Al(OH)3/HAlO2 |
AlO2(I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2BeO2 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH)2/H2SnO2 |
SnO2(II) |
2– |
|
Pb(OH)2/H2PbO2 |
PbO2(II) |
2– |
|
Fe(OH)3/HFeO2 |
FeO2(I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO2(I) |
– , 3– |
Füüsikalised omadused. Alused on erinevat värvi ja vees erineva lahustuvusega tahked ained.
Aluste keemilised omadused
1) Dissotsiatsioon: CON + n H 2 O K + × m H 2 O + OH – × d H 2 O või lühendatult: KOH K + + OH – .
Polühappealused dissotsieeruvad mitmes etapis (enamasti toimub dissotsiatsioon esimeses etapis). Näiteks dihappealus Fe(OH)2 dissotsieerub kahes etapis:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1. etapp);
FeOH + Fe 2+ + OH – (2. etapp).
2) Koostoime indikaatoritega(leelised muutuvad violetseks lakmussiniseks, metüüloranžiks kollaseks ja fenoolftaleiin karmiinpunaseks):
indikaator + OH – ( leelis)värviline ühend.
3 ) Lagunemine oksiidi ja vee moodustumisega (vt. tabel 2). Hüdroksiidid leelismetallid on kuumuskindlad (sulavad ilma lagunemiseta). Leelismuld- ja raskmetallide hüdroksiidid lagunevad tavaliselt kergesti. Erandiks on Ba(OH) 2, mille puhul t vahe on päris suur (umbes 1000° C).
Zn(OH)2ZnO + H2O.
Tabel 2 – Mõnede metallhüdroksiidide lagunemistemperatuurid
| Hüdroksiid | t razl, °C | Hüdroksiid | t razl, °C | Hüdroksiid | 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 ) Leeliste koostoime mõnede metallidega(näiteks Al ja Zn):
Lahuses: 2Al + 2NaOH + 6H2O® 2Na + 3H2
2Al + 2OH - + 6H 2O ® 2 - + 3H 2.
Kondenseeritud: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.
5 ) Leeliste koostoime mittemetallidega:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.
6) Leeliste koostoime happeliste ja amfoteersete oksiididega:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O.
Lahuses: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2– .
Amfoteerse oksiidiga sulatamisel: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
7) Aluste koostoime hapetega:
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) Leeliste koostoime amfoteersete hüdroksiididega(cm. Tabel 1):
Lahuses: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Sulandumiseks: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
9 ) Leeliste koostoime sooladega. Reaktsioon hõlmab sooli, mis vastavad vees lahustumatule alusele :
CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Kviitung. Vees lahustumatud alused saadakse vastava soola reageerimisel leelisega:
2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Leelised saavad:
1) Metalloksiidi koostoime veega:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2.
2) Leelis- ja leelismuldmetallide koostoime veega:
2Na + H2O® 2NaOH + H2Ca + 2H2O® Ca(OH)2 + H2.
3) Soolalahuste elektrolüüs:
2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Leelismuldmetallide hüdroksiidide vahetamine teatud sooladega. Reaktsioon peab tingimata tootma lahustumatu soola. .
Ba(OH)2 + Na 2CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯.
L.A. Jakovišin
Metall ja hüdroksüülrühm (OH). Näiteks naatriumhüdroksiid - NaOH, kaltsiumhüdroksiid - Ca(Oh) 2 , baariumhüdroksiid - Ba(Oh) 2 jne.
Hüdroksiidide valmistamine.
1. Vahetusreaktsioon:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Soola vesilahuste elektrolüüs:
2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,
3. Leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide koostoime veega:
K+2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Hüdroksiidide keemilised omadused.
1. Hüdroksiidid on oma olemuselt aluselised.
2. Hüdroksiidid lahustub vees (leelis) ja on lahustumatu. Näiteks, KOH- lahustub vees ja Ca(Oh) 2 - kergelt lahustuv valge lahus. Perioodilise tabeli 1. rühma metallid D.I. Mendelejev annab lahustuvad alused (hüdroksiidid).
3. Hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel:
Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.
4. Leelised reageerivad happeliste ja amfoteersete oksiididega:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Leelised võivad erinevatel temperatuuridel reageerida mõne mittemetalliga erineval viisil:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(külm),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(soojus).
6. Suhelge hapetega:
KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.
Alused, amfoteersed hüdroksiidid
Alused on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomitest ja ühest või mitmest hüdroksüülrühmast (-OH). Üldvalem on Me +y (OH) y, kus y on hüdroksorühmade arv, mis võrdub metalli Me oksüdatsiooniastmega. Tabelis on näidatud aluste klassifikatsioon.
Leeliste, leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidide omadused
1. Leeliste vesilahused on katsudes seebised ja muudavad indikaatorite värvi: lakmus - sinine, fenoolftaleiin - karmiinpunane.
2. Vesilahused dissotsieeruvad:
3. Suhelge hapetega, astudes vahetusreaktsiooni:
Polühappealused võivad anda keskmisi ja aluselisi sooli:
4. Reageerida happeliste oksiididega, moodustades keskkonda ja happelisi sooli, sõltuvalt sellele oksiidile vastava happe aluselisusest:
5. Suhelge amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega:
a) sulandumine:
b) lahendustes:
6. Kui tekib sade või gaas, toimige koos vees lahustuvate sooladega:
Lahustumatud alused (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 jne) interakteeruvad hapetega ja lagunevad kuumutamisel:
Amfoteersed hüdroksiidid
Amfoteersed ühendid on ühendid, mis olenevalt tingimustest võivad olla nii vesiniku katioonide doonorid ja avaldada happelisi omadusi kui ka nende aktseptorid, st omada aluselisi omadusi.
Amfoteersete ühendite keemilised omadused
1. Suheldes tugevate hapetega, on neil põhilised omadused:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Suheldes leelistega – tugevate alustega, on neil happelised omadused:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplekssool)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplekssool)
Kompleksühendid on need, milles doonor-aktseptor mehhanismi kaudu moodustub vähemalt üks kovalentne side.
Üldine aluste valmistamise meetod põhineb vahetusreaktsioonidel, mille abil on võimalik saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.
Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerne alus võib lahustuda, näiteks:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
Sellistel juhtudel kasutatakse hüdroksiidide saamiseks ammooniumhüdroksiidi, milles amfoteersed hüdroksiidid ei lahustu:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
Tööstuses saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil.
2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega.
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
SrO + H2O = Sr(OH)2
Happed
Happed on keerulised ained, mille molekulid koosnevad vesinikuaatomitest, mida saab asendada metalliaatomite ja happejääkidega. Normaalsetes tingimustes võivad happed olla tahked (fosfor-H 3 PO 4; räni H 2 SiO 3) ja vedelad (puhtal kujul on väävelhape H 2 SO 4 vedelik).
Gaasid nagu vesinikkloriid HCl, vesinikbromiid HBr, vesiniksulfiid H 2 S moodustavad vesilahustes vastavad happed. Iga happemolekuli dissotsiatsiooni käigus moodustunud vesinikioonide arv määrab happejäägi (aniooni) laengu ja happe aluselisuse.
Vastavalt hapete ja aluste protolüütiline teooria, Taani keemik Brønsted ja inglise keemik Lowry samaaegselt välja pakkunud hape on aine lahkuminek selle reaktsiooniga prootonid, A alus- aine, mis suudab prootoneid vastu võtta.
hape → alus + H +
Selliste ideede põhjal on selge ammoniaagi põhiomadused, mis tänu üksiku elektronpaari olemasolule lämmastikuaatomi juures võtab hapetega interakteerudes tõhusalt vastu prootoni, moodustades doonor-aktseptor sideme kaudu ammooniumiooni.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
happe alus happe alus
Hapete ja aluste üldisem määratlus pakkus välja Ameerika keemik G. Lewis. Ta väitis, et happe-aluse interaktsioonid on täielikult olemas ei pruugi tekkida prootonite ülekandmisel. Hapete ja aluste Lewise määramisel mängib keemilistes reaktsioonides peamist rolli elektronide paarid
Nimetatakse katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis suudavad vastu võtta üht või mitut elektronide paari Lewise happed.
Näiteks alumiiniumfluoriid AlF 3 on hape, kuna see on võimeline ammoniaagiga suhtlemisel vastu võtma elektronpaari.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Katioone, anioone või neutraalseid molekule, mis on võimelised loovutama elektronpaare, nimetatakse Lewise alusteks (ammoniaak on alus).
Lewise definitsioon hõlmab kõiki happe-aluse protsesse, mida varem pakutud teooriates käsitleti. Tabelis võrreldakse praegu kasutatavaid hapete ja aluste määratlusi.
Hapete nomenklatuur
Kuna hapete määratlusi on erinevaid, on nende klassifikatsioon ja nomenklatuur üsna meelevaldsed.
Vesilahuses elimineeruvate vesinikuaatomite arvu järgi jagatakse happed: ühealuseline(nt HF, HNO 2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4) ja tribasic(H3PO4).
Happe koostise järgi jagunevad need hapnikuvaba(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).
Tavaliselt hapnikku sisaldavate hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpud -kai, -vaya, kui mittemetalli oksüdatsiooniaste on võrdne rühmaarvuga. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited (metalli oksüdatsiooniastme vähenemise järjekorras): -läbipaistmatu, roostes, -ovaalne:
Kui arvestada vesinik-mittemetalli sideme polaarsust perioodis, saame selle sideme polaarsuse kergesti seostada elemendi positsiooniga perioodilises tabelis. Metalliaatomitest, mis kaotavad kergesti valentselektrone, võtavad vesinikuaatomid need elektronid vastu, moodustades stabiilse kaheelektronilise kesta nagu heeliumi aatomi kest ja annavad ioonseid metallhüdriide.
Perioodilise tabeli III-IV rühmade elementide vesinikuühendites moodustavad boor, alumiinium, süsinik ja räni kovalentseid, nõrgalt polaarseid sidemeid vesinikuaatomitega, mis ei ole dissotsiatsioonile kalduvad. Perioodilise tabeli V-VII rühmade elementide puhul suureneb perioodi jooksul mittemetall-vesiniksideme polaarsus koos aatomi laenguga, kuid laengute jaotus tekkivas dipoolis on erinev kui selliste elementide vesinikuühendites, kipuvad elektrone loovutama. Mittemetalliaatomid, mis vajavad elektronkihi täielikuks täitmiseks mitut elektroni, tõmbavad (polariseerivad) paari siduvaid elektrone, mida tugevamalt, seda suurem on tuumalaeng. Seetõttu muutuvad seerias CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF või SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sidemed vesinikuaatomitega, jäädes kovalentseks, oma olemuselt polaarsemaks ja vesinikuaatom element-vesiniksideme dipool muutub elektropositiivsemaks. Kui polaarsed molekulid satuvad polaarsesse lahustisse, võib toimuda elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess.
Arutleme hapnikku sisaldavate hapete käitumise üle vesilahustes. Nendel hapetel on H-O-E side ja loomulikult mõjutab H-O sideme polaarsust O-E side. Seetõttu dissotsieeruvad need happed reeglina kergemini kui vesi.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Vaatame mõnda näidet hapnikku sisaldavate hapete omadused, moodustatud elementidest, mis on võimelised avaldama erinevat oksüdatsiooniastet. On teada, et hüpokloorhape HClO väga nõrk kloorhape HClO 2 samuti nõrk, kuid tugevam kui hüpokloorne, hüpokloorhape HClO 3 tugev. Perkloorhape HClO 4 on üks kõige tugevam anorgaanilised happed.
Happeliseks dissotsiatsiooniks (koos H-iooni elimineerimisega) on vajalik O-H sideme lõhustamine. Kuidas seletada selle sideme tugevuse vähenemist sarjas HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Selles seerias suureneb tsentraalse klooriaatomiga seotud hapnikuaatomite arv. Iga kord, kui moodustub uus hapnik-kloori side, tõmmatakse elektrontihedus klooriaatomist ja seega ka O-Cl üksiksidemest. Selle tulemusena lahkub elektrontihedus osaliselt O-H sidemest, mis seetõttu nõrgeneb.
See muster - happeliste omaduste tugevdamine koos keskse aatomi oksüdatsiooniastme suurenemisega - iseloomulik mitte ainult kloorile, vaid ka teistele elementidele. Näiteks lämmastikhape HNO 3, milles lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5, on tugevam kui lämmastikhape HNO 2 (lämmastiku oksüdatsiooniaste on +3); väävelhape H 2 SO 4 (S +6) on tugevam kui väävelhape H 2 SO 3 (S +4).
Hapete saamine
1. Saab saada hapnikuvabu happeid mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Võib saada mõningaid hapnikku sisaldavaid happeid happeoksiidide koostoime veega.
3. Saab nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid metaboolsete reaktsioonide kaudu soolade ja teiste hapete vahel.
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) + H2SO4 (konts.) = HCl + NaHS04
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Mõnda hapet on võimalik saada kasutades redoksreaktsioonid.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO3 + 2H2O = ZN3PO4 + 5NO2
Hapu maitse, mõju indikaatoritele, elektrijuhtivus, koostoime metallide, aluseliste ja amfoteersete oksiidide, aluste ja sooladega, estrite moodustumine alkoholidega – need omadused on omased anorgaanilistele ja orgaanilistele hapetele.
reaktsioone saab jagada kahte tüüpi:
1) on levinud Sest happed reaktsioonid on seotud hüdroniumiooni H 3 O + moodustumisega vesilahustes;
2) spetsiifiline(st iseloomulikud) reaktsioonid spetsiifilised happed.
Vesinikuioon võib siseneda redoks reaktsioon, redutseerimine vesinikuks, samuti liitreaktsioonis negatiivselt laetud või neutraalsete osakestega, millel on üksikud elektronide paarid, st happe-aluse reaktsioonid.
Hapete üldised omadused hõlmavad hapete reaktsioone metallidega pingereas kuni vesinikuni, näiteks:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Happe-aluse reaktsioonid hõlmavad reaktsioone aluseliste oksiidide ja alustega, samuti vaheühendite, aluseliste ja mõnikord happeliste sooladega.
2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H2O
Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O
Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad järk-järgult ja igal järgneval etapil on dissotsiatsioon keerulisem, seetõttu tekivad happe liia korral enamasti happelised soolad, mitte keskmised.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O
KOH + H 2 S = KHS + H 2 O
Esmapilgul võib happesoolade moodustumine tunduda üllatav ühealuseline vesinikfluoriidhape. Seda asjaolu saab aga seletada. Erinevalt kõigist teistest vesinikhalogeniidhapetest on lahustes olev vesinikfluoriidhape osaliselt polümeriseerunud (vesiniksidemete moodustumise tõttu) ja selles võib esineda mitmesuguseid osakesi (HF) X, nimelt H 2 F 2, H 3 F 3 jne.
Happe-aluse tasakaalu erijuhtum - hapete ja aluste reaktsioonid indikaatoritega, mis muudavad nende värvi sõltuvalt lahuse happesusest. Indikaatoreid kasutatakse kvalitatiivses analüüsis hapete ja aluste tuvastamiseks lahendustes.
Kõige sagedamini kasutatavad näitajad on lakmus(V neutraalne keskkond lilla, V hapu - punane, V aluseline - sinine), metüüloranž(V hapu keskkond punane, V neutraalne - oranž, V aluseline - kollane), fenoolftaleiin(V väga aluseline keskkond vaarika punane, V neutraalne ja happeline - värvitu).
Spetsiifilised omadused erinevad happed võivad olla kahte tüüpi: esiteks reaktsioonid, mis viivad moodustumiseni lahustumatud soolad, ja teiseks, redokstransformatsioonid. Kui H + iooni olemasoluga seotud reaktsioonid on ühised kõikidele hapetele (kvalitatiivsed reaktsioonid hapete tuvastamiseks), kasutatakse üksikute hapete kvalitatiivsete reaktsioonidena spetsiifilisi reaktsioone:
Ag + + Cl - = AgCl (valge sade)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (valge sade)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (kollane sade)
Mõned hapete spetsiifilised reaktsioonid on tingitud nende redoks-omadustest.
Anoksiidhappeid vesilahuses saab ainult oksüdeerida.
2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Hapnikku sisaldavaid happeid saab oksüdeerida ainult siis, kui nende keskne aatom on madalamas või keskmises oksüdatsiooniastmes, nagu näiteks väävelhappes:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl
Paljud hapnikku sisaldavad happed, mille keskaatomil on maksimaalne oksüdatsiooniaste (S +6, N +5, Cr +6), omavad tugevaid oksüdeerivaid aineid. Kontsentreeritud H 2 SO 4 on tugev oksüdeerija.
Cu + 2H 2 SO 4 (konts.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2SO 4 (konts.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Tuleks meeles pidada, et:
- Happelahused reageerivad metallidega, mis on elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, alludes mitmetele tingimustele, millest olulisim on reaktsiooni tulemusena lahustuva soola moodustumine. HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) interaktsioon metallidega kulgeb erinevalt.
Kontsentreeritud väävelhape külmas passiveerib alumiiniumi, rauda ja kroomi.
- Vees dissotsieeruvad happed vesinikkatioonideks ja happejääkide anioonideks, näiteks:
- Anorgaanilised ja orgaanilised happed reageerivad aluseliste ja amfoteersete oksiididega tingimusel, et moodustub lahustuv sool:
- Mõlemad happed reageerivad alustega. Polüaluselised happed võivad moodustada nii vahe- kui ka happesooli (need on neutraliseerimisreaktsioonid):
- Hapete ja soolade vaheline reaktsioon toimub ainult siis, kui tekib sade või gaas:
H 3 PO 4 koostoime lubjakiviga peatub, kuna pinnale tekib viimane lahustumatu Ca 3 (PO 4) 2 sade.
Lämmastik-HNO 3 ja kontsentreeritud väävel-H 2 SO 4 (konts.) hapete omaduste iseärasused tulenevad asjaolust, et nende interaktsioonis lihtainetega (metallid ja mittemetallid) ei ole oksüdeerijateks H + katioonid. , vaid nitraadi- ja sulfaadiioonid. On loogiline eeldada, et selliste reaktsioonide tulemusena ei moodustu mitte vesinik H2, vaid saadakse muid aineid: tingimata sool ja vesi, samuti üks nitraadi- või sulfaadiioonide redutseerimisproduktidest, sõltuvalt kontsentratsioonist. hapetest, metalli asukoht pingereas ja reaktsioonitingimused (temperatuur, metalli jahvatusaste jne).
Need HNO 3 ja H 2 SO 4 (konts.) keemilise käitumise tunnused illustreerivad selgelt keemilise struktuuri teooria teesi aatomite vastastikusest mõjust ainete molekulides.
Sageli aetakse segi mõisted volatiilsus ja stabiilsus (stabiilsus). Lenduvad happed on happed, mille molekulid lähevad kergesti gaasilisse olekusse, st aurustuvad. Näiteks vesinikkloriidhape on lenduv, kuid stabiilne hape. Ebastabiilsete hapete lenduvust on võimatu hinnata. Näiteks mittelenduv, lahustumatu ränihape laguneb veeks ja SiO 2 -ks. Vesinikkloriid-, lämmastik-, väävel-, fosfor- ja paljude teiste hapete vesilahused on värvitud. Kroomihappe H 2 CrO 4 vesilahus on kollase värvusega ja mangaanhape HMnO 4 on karmiinpunane.
Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:
Mendelejevi tabel
Lahustuvuse tabel
3. Hüdroksiidid
Mitmeelemendiliste ühendite hulgas on oluliseks rühmaks hüdroksiidid. Mõnel neist on aluste omadused (aluselised hüdroksiidid) - NaOH, Ba(OH ) 2 jne; teistel on hapete omadused (happehüdroksiidid) - HNO3, H3PO4 ja teised. Samuti on olemas amfoteersed hüdroksiidid, mis olenevalt tingimustest võivad avaldada nii aluste kui ka hapete omadusi - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 jne.
3.1. Aluste klassifikatsioon, valmistamine ja omadused
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt on alused (aluselised hüdroksiidid) ained, mis lahuses dissotsieeruvad, moodustades OH-hüdroksiidioonid - .
Tänapäevase nomenklatuuri järgi nimetatakse neid tavaliselt elementide hüdroksiidideks, märkides vajadusel elemendi valentsi (rooma numbritega sulgudes): KOH - kaaliumhüdroksiid, naatriumhüdroksiid NaOH , kaltsiumhüdroksiid Ca(OH ) 2, kroomhüdroksiid ( II)-Cr(OH ) 2, kroomhüdroksiid ( III) – Cr (OH) 3.
Metallhüdroksiidid tavaliselt jagatud kahte rühma: vees lahustuv(moodustunud leelis- ja leelismuldmetallidest - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba ja seetõttu nimetatakse leelisteks) ja vees lahustumatu. Peamine erinevus nende vahel on OH-ioonide kontsentratsioon - leeliselistes lahustes on üsna kõrge, kuid lahustumatute aluste puhul määrab selle aine lahustuvus ja on tavaliselt väga väike. Siiski on OH-ioonide väikesed tasakaalukontsentratsioonid - isegi lahustumatute aluste lahustes määratakse selle ühendite klassi omadused.
Hüdroksüülrühmade arvu järgi (happesus) , mida saab asendada happelise jäägiga, eristatakse:
Monohappealused - KOH, NaOH;
dihappelised alused - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
Trihappe alused - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Põhjuste leidmine
1. Üldine aluste valmistamise meetod on vahetusreaktsioon, mille abil saab saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .
Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.
Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerse aluse lahustumine võib toimuda näiteks
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
Sellistel juhtudel kasutatakse hüdroksiidide saamiseks ammooniumhüdroksiidi, milles amfoteersed oksiidid ei lahustu:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Tehnoloogias saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.
(täielik elektrolüüsi reaktsioon)
Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,
SrO + H2O = Sr (OH) 2.
Aluste keemilised omadused
1. Kõik vees lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel oksiidideks:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Aluste kõige iseloomulikum reaktsioon on nende interaktsioon hapetega – neutraliseerimisreaktsioon. Sellesse sisenevad nii leelised kui ka lahustumatud alused:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
3. Leelised interakteeruvad happeliste ja amfoteersete oksiididega:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Alused võivad reageerida happeliste sooladega:
2NaHS03 + 2KOH = Na2SO3 + K2SO3 + 2H2O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.
5. Eriti tuleb rõhutada leeliselahuste võimet reageerida mõnede mittemetallidega (halogeenid, väävel, valge fosfor, räni):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (külmas),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kuumutamisel),
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,
3KOH + 4P + 3H2O = PH 3 + 3KH 2PO 2,
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2.
6. Lisaks on leeliste kontsentreeritud lahused kuumutamisel võimelised lahustama ka mõningaid metalle (neid, mille ühenditel on amfoteersed omadused):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,
Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2.
Aluselistel lahustel on pH> 7 (leeliseline keskkond), muutke indikaatorite värvi (lakmus - sinine, fenoolftaleiin - lilla).
M.V. Andriukhova, L.N. Borodina
Lisaks oksiididele, hapetele ja sooladele on olemas rühm ühendeid, mida nimetatakse alusteks või hüdroksiidideks. Kõigil neil on üks molekulaarne struktuur: need sisaldavad tingimata ühte või mitut metalliiooniga ühendatud hüdroksüülrühma. Aluselised hüdroksiidid on geneetiliselt seotud metallioksiidide ja -sooladega, see ei määra mitte ainult nende keemilisi omadusi, vaid ka tootmismeetodeid laboris ja tööstuses.
Aluste klassifitseerimisel on mitmeid vorme, mis põhinevad nii molekuli osaks oleva metalli omadustel kui ka aine võimel lahustuda vees. Meie artiklis vaatleme neid hüdroksiidide omadusi ja tutvume ka nende keemiliste omadustega, millest sõltub aluste kasutamine tööstuses ja igapäevaelus.
Füüsikalised omadused
Kõik aktiivsetest või tüüpilistest metallidest moodustatud alused on tahked ained, millel on lai valik sulamistemperatuure. Vee suhtes jagunevad need hästi lahustuvateks - leelisteks ja vees lahustumatuks. Näiteks aluselised hüdroksiidid, mis sisaldavad IA rühma elemente katioonidena, lahustuvad vees kergesti ja on tugevad elektrolüüdid. Need on katsudes seebised, söövitavad kangast ja nahka ning neid nimetatakse leelisteks. Kui need dissotsieeruvad, tuvastatakse lahuses OH-ioonid, mis määratakse indikaatorite abil. Näiteks värvitu fenoolftaleiin muutub aluselises keskkonnas karmiinpunaseks. Nii naatrium-, kaalium-, baarium- kui kaltsiumhüdroksiidi lahused ja sulamid on elektrolüüdid, s.o. juhivad elektrivoolu ja neid peetakse teist tüüpi juhtideks. Tööstuses kõige sagedamini kasutatavad lahustuvad alused hõlmavad umbes 11 ühendit, näiteks naatriumi, kaaliumi, ammooniumi jne aluselisi hüdroksiide.
Alusmolekuli struktuur
Metalli katiooni ja aine molekulis olevate hüdroksüülrühmade anioonide vahel moodustub ioonside. See on piisavalt tugev vees lahustumatute hüdroksiidide jaoks, mistõttu polaarsed veemolekulid ei suuda hävitada sellise ühendi kristallvõre. Leelised on stabiilsed ained ja praktiliselt ei moodusta kuumutamisel oksiidi ega vett. Seega keevad peamised kaalium- ja naatriumhüdroksiidid temperatuuril üle 1000 ° C, kuid need ei lagune. Kõikide aluste graafilistes valemites on selgelt näha, et hüdroksüülrühma hapnikuaatom on ühe kovalentse sidemega seotud metalliaatomiga, teine aga vesinikuaatomiga. Molekuli struktuur ja keemilise sideme tüüp määravad mitte ainult ainete füüsikalised, vaid ka kõik keemilised omadused. Vaatame neid üksikasjalikumalt.
Kaltsium ja magneesium ning nende ühendite omaduste omadused
Mõlemad elemendid on tüüpilised aktiivsete metallide esindajad ja võivad suhelda hapniku ja veega. Esimese reaktsiooni saadus on aluseline oksiid. Hüdroksiid moodustub eksotermilise protsessi tulemusena, mis toimub suure hulga soojuse vabanemisega. Kaltsiumi- ja magneesiumialused on kergelt lahustuvad valged pulbrilised ained. Kaltsiumiühendite kohta kasutatakse sageli järgmisi nimetusi: lubjapiim (kui see on suspensioon vees) ja lubjavesi. Olles tüüpiline aluseline hüdroksiid, reageerib Ca(OH)2 happeliste ja amfoteersete oksiidide, hapete ja amfoteersete alustega, nagu alumiinium- ja tsinkhüdroksiid. Erinevalt tüüpilistest leelistest, mis on kuumusele vastupidavad, lagunevad magneesiumi- ja kaltsiumiühendid temperatuuri mõjul oksiidiks ja veeks. Mõlemat alust, eriti Ca(OH) 2, kasutatakse laialdaselt tööstuses, põllumajanduses ja kodumajapidamistes. Vaatleme nende kasutamist lähemalt.
Kaltsiumi- ja magneesiumiühendite kasutusvaldkonnad
On hästi teada, et ehituses kasutatakse keemilist materjali, mida nimetatakse kohevaks või kustutatud lubjaks. See on kaltsiumi alus. Enamasti saadakse see vee reaktsioonil aluselise kaltsiumoksiidiga. Aluseliste hüdroksiidide keemilised omadused võimaldavad neid laialdaselt kasutada erinevates rahvamajanduse sektorites. Näiteks lisandite puhastamiseks toorsuhkru tootmisel, valgendi tootmisel, puuvillase ja linase lõnga pleegitamisel. Enne ioonivahetite - katioonivahetite leiutamist kasutati veepehmendamise tehnoloogiates kaltsiumi ja magneesiumi aluseid, mis võimaldasid vabaneda selle kvaliteeti halvendavatest bikarbonaatidest. Selleks keedeti vett väikese koguse sooda või kustutatud lubjaga. Magneesiumhüdroksiidi vesisuspensiooni võib kasutada gastriidiga patsientide raviks, et vähendada maomahla happesust.
Aluseliste oksiidide ja hüdroksiidide omadused
Selle rühma kõige olulisemad ained on reaktsioonid happeliste oksiidide, hapete, amfoteersete aluste ja sooladega. Huvitaval kombel ei saa oksiidi otsesel reaktsioonil veega saada lahustumatuid aluseid, nagu vask-, raud- või nikkelhüdroksiide. Sel juhul kasutab labor vastava soola ja leelise vahelist reaktsiooni. Selle tulemusena moodustuvad alused, mis sadestuvad. Näiteks nii saadakse sinine vaskhüdroksiidi sade ja roheline kahevalentse raudaluse sade. Seejärel aurustatakse need tahketeks pulbriteks, mis liigitatakse vees lahustumatuteks hüdroksiidideks. Nende ühendite eripäraks on see, et kõrgel temperatuuril lagunevad nad vastavaks oksiidiks ja veeks, mida ei saa öelda leeliste kohta. Lõppude lõpuks on vees lahustuvad alused termiliselt stabiilsed.
Elektrolüüsi võime
Peamiste uurimist jätkates peatume veel ühel tunnusel, mille järgi saame eristada leelis- ja leelismuldmetallide aluseid vees lahustumatutest ühenditest. See on viimaste võimetus dissotsieeruda ioonideks elektrivoolu mõjul. Vastupidi, kaalium-, naatrium-, baarium- ja strontsiumhüdroksiidide sulamid ja lahused on kergesti elektrolüüsitavad ja on teist tüüpi juhid.
Põhjuste leidmine
Rääkides selle anorgaaniliste ainete klassi omadustest, oleme osaliselt loetlenud keemilised reaktsioonid, mis on nende tootmise aluseks labori- ja tööstustingimustes. Kõige kättesaadavamaks ja kulutõhusamaks meetodiks võib pidada loodusliku lubjakivi termilise lagundamise meetodit, mille tulemusena see saadakse.Kui reaktsioon viiakse läbi veega, moodustub aluseline hüdroksiid - Ca(OH) 2. Selle aine segu liiva ja veega nimetatakse mördiks. Seda kasutatakse jätkuvalt seinte krohvimiseks, telliste sidumiseks ja muudel ehitustöödel. Leeliseid saab valmistada ka vastavate oksiidide reageerimisel veega. Näiteks: K 2 O + H 2 O = 2 KON. Protsess on eksotermiline ja eraldab suurel hulgal soojust.
Leeliste koostoime happeliste ja amfoteersete oksiididega
Veeslahustuvate aluste iseloomulikud keemilised omadused hõlmavad nende võimet moodustada sooli reaktsioonides oksiididega, mis sisaldavad nende molekulides mittemetalli aatomeid, näiteks süsinikdioksiid, vääveldioksiid või ränioksiid. Eelkõige kasutatakse gaaside kuivatamiseks kaltsiumhüdroksiidi ning vastavate karbonaatide saamiseks naatrium- ja kaaliumhüdroksiide. Tsink ja alumiiniumoksiidid, mis on amfoteersed ained, võivad suhelda nii hapete kui ka leelistega. Viimasel juhul võib moodustada kompleksühendeid, näiteks naatriumhüdroksütsinkaati.
Neutraliseerimisreaktsioon
Aluste, nii vees lahustumatute kui leeliseliste, üks olulisemaid omadusi on nende võime reageerida anorgaaniliste või orgaaniliste hapetega. See reaktsioon taandub kahte tüüpi ioonide vastasmõjule: vesinik ja hüdroksüülrühmad. See viib veemolekulide moodustumiseni: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt taandub kogu reaktsioon nõrga, kergelt dissotsieerunud elektrolüüdi - vee - moodustumisele.
Toodud näites tekkis vahesool - kaaliumkloriid. Kui reaktsioonis kasutatakse aluselisi hüdroksiide koguses, mis on väiksem kui see, mis on vajalik mitmealuselise happe täielikuks neutraliseerimiseks, tuvastatakse saadud produkti aurustamisel happesoola kristallid. Neutraliseerimisreaktsioon mängib olulist rolli elussüsteemides - rakkudes toimuvates metaboolsetes protsessides ja võimaldab neil oma puhverkomplekside abil neutraliseerida dissimilatsioonireaktsioonides kogunevate vesinikioonide liigset kogust.
