Alused (hüdroksiidid)- kompleksained, mille molekulide koostises on üks või mitu hüdroksürühma OH. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca (OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.
Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalliga, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (vee ammoniaagile lisamise reaktsioonid):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).
Hüdroksüülrühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis oleneb metalli valentsist ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.
Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.
Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on "seebised", katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.
Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis hapetega suhtlemisel toimivad alustena ja käituvad leelisega nagu happed.
Erinevad alused erinevad oma võime poolest hüdroksürühmi eraldada, mistõttu jagunevad need vastavalt tunnusele tugevateks ja nõrkadeks alusteks.
Tugevad alused loovutavad kergesti oma hüdroksüülrühmad vesilahustes, kuid nõrgad alused mitte.
Aluste keemilised omadused
Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.
1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad oma värvi sõltuvalt koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes - neil on üks värv, happelistes lahustes - teine. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin fuksiaks.
2. Reageerida happeliste oksiididega soola ja vee moodustumine:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse ja happe interaktsiooni reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reageerida sooladega uue soola ja aluse moodustamine:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
5. Kuumutamisel laguneb veeks ja aluseliseks oksiidiks:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O.
Kas teil on küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendaja abi saamiseks - registreeru.
Esimene tund on tasuta!
saidil, materjali täieliku või osalise kopeerimise korral on nõutav link allikale.
Pärast artikli lugemist saate ained eraldada sooladeks, hapeteks ja alusteks. Artiklis kirjeldatakse, milline on lahuse pH, millised ühised omadused on hapetel ja alustel.
Lihtsamalt öeldes on hape kõik, milles on H, ja alus on kõik, milles on OH. AGA! Mitte alati. Et eristada hapet alusest, peate neid ... meeles pidama! Kahetsemine. Et elu kuidagi lihtsamaks teha, mõtlesid meie kolm sõpra Arrhenius ja Bronsted koos Lowryga välja kaks teooriat, mida kutsutakse nende nimede järgi.
Nagu metallid ja mittemetallid, on ka happed ja alused ainete eraldamine sarnaste omaduste järgi. Esimene hapete ja aluste teooria kuulus Rootsi teadlasele Arrheniusele. Arrheniuse hape on ainete klass, mis reaktsioonis veega dissotsieeruvad (lagunevad), moodustades vesinikkatiooni H +. Arrheniuse alused vesilahuses moodustavad OH - anioone. Järgmise teooria pakkusid 1923. aastal välja teadlased Brönsted ja Lowry. Bronsted-Lowry teooria defineerib happeid kui aineid, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootonit loovutama (vesinikkatiooni nimetatakse reaktsioonides prootoniks). Alused on vastavalt ained, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootoneid vastu võtma. Praegune teooria on Lewise teooria. Lewise teooria defineerib happeid kui molekule või ioone, mis on võimelised vastu võtma elektronpaare, moodustades seeläbi Lewise adukte (adukt on ühend, mis moodustub kahe reagendi kombineerimisel ilma kõrvalsaadusi moodustamata).
Anorgaanilises keemias mõeldakse happe all reeglina Bronsted-Lowry hapet, st aineid, mis on võimelised prootonit loovutama. Kui need tähendavad Lewise happe määratlust, siis tekstis nimetatakse sellist hapet Lewise happeks. Need reeglid kehtivad hapete ja aluste kohta.
Dissotsiatsioon
Dissotsiatsioon on aine lagunemise protsess lahustes või sulamites ioonideks. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon on HCl lagunemine H + ja Cl - .
Hapete ja aluste omadused
Alused kipuvad katsudes olema seebised, samas kui happed kipuvad olema hapud.
Kui alus reageerib paljude katioonidega, tekib sade. Kui hape reageerib anioonidega, eraldub tavaliselt gaas.
Tavaliselt kasutatavad happed:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Tavaliselt kasutatavad alused:
OH-, H2O, CH3CO2-, HSO4-, SO42-, Cl-
Tugevad ja nõrgad happed ja alused
Tugevad happed
Sellised happed, mis dissotsieeruvad vees täielikult, tekitades vesiniku katioone H + ja anioone. Tugeva happe näide on vesinikkloriidhape HCl:
HCl (lahus) + H 2 O (l) → H 3 O + (lahus) + Cl - (lahus)
Tugevate hapete näited: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Tugevate hapete loetelu
- HCl - vesinikkloriidhape
- HBr - vesinikbromiid
- HI - vesinikjodiid
- HNO 3 - lämmastikhape
- HClO 4 - perkloorhape
- H 2 SO 4 - väävelhape
Nõrgad happed
Lahustage vees ainult osaliselt, näiteks HF:
HF (lahus) + H2O (l) → H3O + (lahus) + F - (lahus) - sellises reaktsioonis ei dissotsieeru enam kui 90% happest:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Lahuste juhtivust mõõtes saab eristada tugevaid ja nõrku happeid: juhtivus sõltub ioonide arvust, mida tugevam on hape, seda dissotsieerunud on see, seega mida tugevam on hape, seda suurem on juhtivus.
Nõrkade hapete loetelu
- HF vesinikfluoriid
- H 3 PO 4 fosfor
- H 2 SO 3 väävel
- H2S vesiniksulfiid
- H 2 CO 3 kivisüsi
- H 2 SiO 3 räni
Tugevad alused
Tugevad alused dissotsieeruvad vees täielikult:
NaOH (lahus) + H 2 O ↔ NH 4
Tugevate aluste hulka kuuluvad esimese (leelised, leelismetallid) ja teise (leelisterreenid, leelismuldmetallid) rühma metallide hüdroksiidid.
Tugevate aluste nimekiri
- NaOH naatriumhüdroksiid (seebikivi)
- KOH kaaliumhüdroksiid (kaustiline kaaliumhüdroksiid)
- LiOH liitiumhüdroksiid
- Ba(OH)2 baariumhüdroksiid
- Ca(OH)2 kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi)
Nõrgad alused
Pöörduvas reaktsioonis vee juuresolekul moodustab see OH-ioone:
NH 3 (lahus) + H 2 O ↔ NH + 4 (lahus) + OH - (lahus)
Enamik nõrku aluseid on anioonid:
F - (lahus) + H 2 O ↔ HF (lahus) + OH - (lahus)
Nõrkade aluste loend
- Mg(OH)2 magneesiumhüdroksiid
- Fe (OH) 2 raud (II) hüdroksiid
- Zn(OH)2 tsinkhüdroksiid
- NH 4OH ammooniumhüdroksiid
- Fe (OH) 3 raud (III) hüdroksiid
Hapete ja aluste reaktsioonid
Tugev hape ja tugev alus
Sellist reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimiseks: kui reaktiivide kogus on happe ja aluse täielikuks dissotsiatsiooniks piisav, on saadud lahus neutraalne.
Näide:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Nõrk alus ja nõrk hape
Üldine reaktsioon reaktsioonile:
Nõrk alus (lahus) + H 2 O ↔ Nõrk hape (lahus) + OH - (lahus)
Tugev alus ja nõrk hape
Alus dissotsieerub täielikult, hape dissotsieerub osaliselt, saadud lahusel on nõrgad aluse omadused:
HX (lahus) + OH - (lahus) ↔ H 2 O + X - (lahus)
Tugev hape ja nõrk alus
Hape dissotsieerub täielikult, alus ei dissotsieeru täielikult:
Vee dissotsiatsioon
Dissotsiatsioon on aine lagunemine selle koostisosadeks. Happe või aluse omadused sõltuvad vees leiduvast tasakaalust:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (lahus) + OH - (lahus)
K c = / 2
Vee tasakaalukonstant t=25° juures: K c = 1,83⋅10 -6 , toimub ka järgmine võrdsus: = 10 -14 , mida nimetatakse vee dissotsiatsioonikonstandiks. Puhta vee puhul = = 10 -7, kust -lg = 7,0.
Seda väärtust (-lg) nimetatakse pH-ks – vesiniku potentsiaaliks. Kui pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, siis on ainel põhiomadused.
PH määramise meetodid
instrumentaalne meetod
Spetsiaalne pH-meeter on seade, mis muudab prootonite kontsentratsiooni lahuses elektriliseks signaaliks.
Näitajad
Aine, mis muudab värvi teatud pH väärtuste vahemikus sõltuvalt lahuse happesusest, kasutades mitmeid indikaatoreid, saate saavutada üsna täpse tulemuse.
soola
Sool on ioonne ühend, mille moodustavad katioon, mis ei ole H +, ja anioon, mis ei ole O 2-. Nõrgas vesilahuses dissotsieeruvad soolad täielikult.
Soolalahuse happe-aluse omaduste määramiseks, tuleb kindlaks teha, millised ioonid lahuses esinevad ja arvestada nende omadusi: tugevatest hapetest ja alustest moodustunud neutraalsed ioonid ei mõjuta pH-d: vees ei eraldu ei H + ega OH - ioone. Näiteks Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.
Nõrkadest hapetest moodustunud anioonidel on leeliselised omadused (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), leeliseliste omadustega katioone ei eksisteeri.
Kõigil katioonidel, välja arvatud esimese ja teise rühma metallidel, on happelised omadused.
puhverlahus
Lahused, mis säilitavad oma pH väikese koguse tugeva happe või tugeva aluse lisamisel, koosnevad tavaliselt:
- Nõrga happe, vastava soola ja nõrga aluse segu
- Nõrk alus, vastav sool ja tugev hape
Teatud happesusega puhverlahuse valmistamiseks on vaja nõrk hape või alus segada vastava soolaga, võttes arvesse:
- pH vahemik, milles puhverlahus on efektiivne
- Lahuse mahutavus on tugeva happe või tugeva aluse kogus, mida saab lisada lahuse pH-d mõjutamata.
- Ei tohi tekkida soovimatuid reaktsioone, mis võiksid muuta lahuse koostist
Test:
12.4. Hapete ja aluste tugevus
Happe-aluse tasakaalu nihke suund määratakse järgmise reegliga:
Happe-aluse tasakaal nihkub nõrgema happe ja nõrgema aluse suunas.
Hape on seda tugevam, mida kergemini ta prootonit loovutab, ja alus on seda tugevam, mida kergemini ta prootonit vastu võtab ja seda kindlamalt kinni hoiab. Nõrga happe molekul (või ioon) ei kaldu prootonit loovutama ja nõrga aluse molekul (või ioon) ei kipu seda vastu võtma, mis seletab tasakaalu nihkumist nende suunas. Nii hapete kui ka aluste tugevust saab võrrelda ainult samas lahustis
Kuna happed võivad reageerida erinevate alustega, nihkuvad vastavad tasakaalud ühes või teises suunas erineval määral. Seetõttu määravad võrdluseks erinevate hapete tugevused, kui kergesti need happed lahusti molekulidele prootoneid loovutavad. Aluste tugevus määratakse samal viisil.
Te juba teate, et vee (lahusti) molekul võib nii prootonit vastu võtta kui ka loovutada, see tähendab, et sellel on nii happe kui ka aluse omadused. Seetõttu saab nii happeid kui ka aluseid vesilahustes tugevuse poolest võrrelda. Samas lahustis sõltub happe tugevus suuresti puruneva A-H sideme energiast ja aluse tugevus moodustunud B-H sideme energiast.
Happe tugevuse kvantitatiivseks iseloomustamiseks vesilahustes saate kasutada antud happe ja veega pöörduva reaktsiooni happe-aluse tasakaalukonstanti:
HA + H 2 O A + H 3 O. 
Happe tugevuse iseloomustamiseks lahjendatud lahustes, milles vee kontsentratsioon on peaaegu konstantne, kasutage happesuse konstant:
,
Kus K kuni(HA) = Kc·.
Täpselt sarnaselt saate aluse tugevuse kvantitatiivseks iseloomustamiseks kasutada antud aluse ja veega pöörduva reaktsiooni happe-aluse tasakaalukonstanti:
A + H 2 O ON + OH, 
ja lahjendatud lahustes aluselisuskonstant
, Kus K o(HA)= K c .
Praktikas kasutatakse aluse tugevuse hindamiseks antud alusest saadud happe happesuse konstanti (nn. konjugaat" hape), kuna need konstandid on seotud lihtsa seosega
K o (A) \u003d TO(H2O) / K kuni(ON THE).
Teisisõnu, alus on tugevam, seda nõrgem on konjugeeritud hape. Ja vastupidi, mida tugevam on hape, seda nõrgem on konjugaadi alus .
Happesuse ja aluselisuse konstandid määratakse tavaliselt katseliselt. Erinevate hapete happesuskonstantide väärtused on toodud lisas 13 ja aluste aluskonstantide väärtused on toodud lisas 14.
Et hinnata, kui suur osa tasakaaluolekus happe või aluse molekulidest on veega reageerinud, kasutatakse väärtust, mis on sarnane (ja homogeenne) moolifraktsiooniga ja mida nimetatakse protolüüsi aste(). Happe HA jaoks
.
Siin iseloomustab väärtus indeksiga "pr" (lugejas) happemolekulide HA reageerinud osa ja väärtus indeksiga "out" (nimetajas) happe algosa.
Vastavalt reaktsioonivõrrandile
n pr (HA) = n(H30) = n(A) c pr(ha)= c(H30) = c(A);
==a · Koos ref (ON);
= (1–a) · Koos ref (ON).
Asendades need avaldised happesuse konstandi võrrandisse, saame
Seega, teades happesuse konstanti ja happe kogukontsentratsiooni, saab määrata selle happe protolüüsi astme antud lahuses. Samamoodi saab aluse aluselisuskonstanti väljendada ka protolüüsi astme kaudu, seega üldkujul
See võrrand on matemaatiline avaldis Ostwaldi lahjendusseadus. Kui lahused on lahjendatud, see tähendab, et algkontsentratsioon ei ületa 0,01 mol / l, võib kasutada ligikaudset suhet
K= 2 c viide
Protolüüsi astme ligikaudseks hindamiseks võib seda võrrandit kasutada ka kontsentratsioonidel kuni 0,1 mol/l.
Happe-aluse reaktsioonid on pöörduvad protsessid, kuid mitte alati. Mõelge vesinikkloriidi ja vesinikfluoriidi molekulide käitumisele vees:
Vesinikkloriidi molekul loovutab prootoni veemolekulile ja muutub kloriidiooniks. Seetõttu ilmneb vees vesinikkloriid happe omadused, samas kui vesi ise on aluse omadus. Sama juhtub vesinikfluoriidi molekuliga ja seetõttu on vesinikfluoriidil ka happe omadused. Seetõttu nimetatakse vesinikkloriidi vesilahust vesinikkloriidhappeks (või vesinikkloriidhappeks) ja vesinikfluoriidi vesilahust vesinikfluoriidhappeks (või vesinikfluoriidhappeks). Kuid nende hapete vahel on oluline erinevus: vesinikkloriidhape reageerib pöördumatult (täielikult) liigse veega, vesinikfluoriidhape aga pöörduvalt ja kergelt. Seetõttu loovutab vesinikkloriidi molekul veemolekulile kergesti prootonit, samas kui vesinikfluoriidi molekul teeb seda raskustega. Seetõttu on vesinikkloriidhape tugevad happed, ja vesinikfluoriid - kuni nõrk.
Tugevad happed: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 ja mõned teised.
Nüüd pöörame tähelepanu vesinikkloriidi ja vesinikfluoriidi veega toimuvate reaktsioonide võrrandite õigetele osadele. Fluoriidiioon võib vastu võtta prootoni (rebides selle oksooniumioonist lahti) ja muutuda vesinikfluoriidi molekuliks, kuid kloriidiioon ei saa seda teha. Seetõttu on fluoriidioonil aluse omadused, kloriidioonil aga selliseid omadusi ei ole (aga ainult lahjendatud lahustes).
Nagu happed, on olemas tugev Ja nõrgad alused.
Tugevate alusainete hulka kuuluvad kõik hästi lahustuvad ioonhüdroksiidid (neid nimetatakse ka " leelised"), kuna hüdroksiidioonid lahustuvad vees täielikult.
Nõrgad alused hõlmavad NH 3 ( K O= 1,74 10 -5) ja mõned teised ained. Nende hulka kuuluvad ka metalli moodustavate elementide praktiliselt lahustumatud hüdroksiidid ("metallihüdroksiidid"), sest nende ainete koosmõjul veega lahustub vaid tühine kogus hüdroksiidiioone.
Nõrgad osakeste alused (nimetatakse ka " anioonsed alused"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 ja teised nõrkadest hapetest moodustunud anioonid.
Anioonidel Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 ja teistel tugevatest hapetest moodustunud anioonidel ei ole aluselisi omadusi
Katioonid Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 ja teised katioonid, mis on osa tugevatest alustest, ei oma happelisi omadusi.
Lisaks happeosakestele ja aluselistele osakestele on ka osakesi, millel on nii happelised kui ka aluselised omadused. Need veemolekuli omadused on teile juba teada. Lisaks veele on need hüdrosulfitioonid, vesiniksulfiidiioonid ja muud sarnased ioonid. Näiteks HSO3-l on mõlemad happe omadused
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O ja aluse omadused
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.
Selliseid osakesi nimetatakse amfolüüdid.
Enamik amfolüüdi osakesi on nõrgad happemolekulid, mis on kaotanud osa oma prootonitest (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 ja mõned teised). HSO 4 anioonil ei ole aluselisi omadusi ja see on üsna tugev hape ( TO K = 1,12. 10–2) ja seetõttu ei kehti see amfolüütide kohta. Selliseid anioone sisaldavaid sooli nimetatakse happe soolad.
Happesoolade näited ja nende nimetused:
Nagu olete ehk märganud, on happe-aluse ja redoksreaktsioonidel palju ühist. Joonisel 12.3 näidatud skeem aitab teil jälgida ühiseid jooni ja leida erinevusi seda tüüpi reaktsioonide vahel.
HAPPE TUGEVUS, ALUSE TUGUS, HAPPE PIDEV, ALULINE KONSTANT, KONJUGHAPE, KONJUGAATALUS, PROTOLÜÜSI AST, Ostwaldi lahjendusseadus, TUGEV HAPPE, NÕRK HAPPE, TUGEV ALUS, NÕRK ALUS, SALALILINE, ANIAKIDOLÜÜTONALEES
1. Milline hapetest on kalduvam prootonit loovutama vesilahuses a) lämmastik- või lämmastik-, b) väävel- või väävel-, c) väävel- või vesinikkloriidhape, d) vesiniksulfiid või väävel? Kirjutage reaktsioonivõrrandid. Pöörduvate reaktsioonide korral kirjutage üles happesuse konstantide avaldis.
2. Võrrelge HF ja HCl molekulide pihustusenergiat. Kas need andmed ühtivad vesinikfluoriid- ja vesinikkloriidhappe tugevusega?
3. Milline osake on tugevam hape: a) süsihappemolekul või süsivesiniku ioon, b) fosforhappe molekul, dihüdrofosfaadi ioon või hüdrofosfaadi ioon, c) vesiniksulfiidi molekul või vesiniksulfiidiioon?
4. Miks ei leia lisas 13 väävel-, vesinikkloriid-, lämmastik- ja mõnede teiste hapete happesuse konstante?
5. Tõesta konjugeeritud hapete ja aluste aluselisuskonstandit ja happesuskonstandit ühendava suhte kehtivust.
6. Kirjutage üles reaktsioonide võrrandid veega a) vesinikbromiidi ja lämmastikhappega, b) väävel- ja väävelhappega, c) lämmastikhappe ja vesiniksulfiidiga. Millised on nende protsesside erinevused?
7. Järgmiste amfolüütide puhul: HS , HSO 3 , HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - kirjutage üles nende osakeste reaktsioonide võrrandid veega, kirjutage üles happesuse ja aluselisuse avaldised konstandid, kirjutage välja nende konstantide väärtused rakendustest 13 ja 14. Tehke kindlaks, millised omadused, happelised või aluselised, nendes osakestes domineerivad?
8. Millised protsessid võivad toimuda fosforhappe lahustamisel vees?
Tugevate ja nõrkade hapete reaktsioonivõime võrdlus.
12.5. Oksooniumioonide happe-aluse reaktsioonid
Nii happed kui ka alused erinevad tugevuse, lahustuvuse, stabiilsuse ja mõnede muude omaduste poolest. Tugevus on nendest omadustest kõige olulisem. Hapete omadused on kõige iseloomulikumad tugevatele hapetele. Tugevate hapete lahustes on happeosakesed oksooniumioonid. Seetõttu käsitleme selles jaotises reaktsioone lahustes, mis tekivad oksooniumioonide koostoimel erinevate alusosakesi sisaldavate ainetega. Alustame kõige tugevamatest alustest.
a) Oksooniumioonide reaktsioonid oksiidioonidega
Väga tugevate aluste hulgas on kõige olulisem oksiidiioon, mis on osa aluselistest oksiididest, mis, nagu mäletate, on ioonsed ained. See ioon on üks tugevamaid aluseid. Seetõttu reageerivad aluselised oksiidid (näiteks MO koostisega), isegi kui nad ei reageeri veega, kergesti hapetega. Reaktsioonimehhanism:
Nendes reaktsioonides ei ole oksiidioonil aega lahustuda, vaid reageerib kohe oksooniumiooniga. Seetõttu toimub reaktsioon oksiidi pinnal. Sellised reaktsioonid lähevad lõpuni, kuna tugevast happest ja tugevast alusest moodustub väga nõrk amfolüüt (vesi).
Näide. Lämmastikhappe reaktsioon magneesiumoksiidiga:
MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.
Kõik aluselised ja amfoteersed oksiidid reageerivad sel viisil tugevate hapetega, kuid lahustumatu soola moodustumisel aeglustub reaktsioon mõnel juhul väga palju, kuna lahustumatu soola kiht takistab happe tungimist oksiidi pinnale. näide on baariumoksiidi reaktsioon väävelhappega).
b) Oksooniumioonide reaktsioonid hüdroksiidioonidega
Kõigist vesilahustes esinevatest alusosakestest on hüdroksiidioon tugevaim alus. Selle aluselisuskonstant (55,5) on kordades suurem kui teiste alusosakeste aluselisuskonstandid. Hüdroksiidioonid on leeliste osad ja lahustuvad, kui need on lahustunud. Oksooniumioonide ja hüdroksiidioonide reaktsiooni mehhanism:
.
Näide 1. Vesinikkloriidhappe reaktsioon naatriumhüdroksiidi lahusega:
HCl p + NaOH p \u003d NaCl p + H 2 O.
Nagu reaktsioonid aluseliste oksiididega, kulgevad sellised reaktsioonid lõpule (pöördumatud), kuna prootoni ülekande tulemusena oksooniumiooniga (tugev hape, K K = 55,5) hüdroksiidi ioon (tugev alus, K O \u003d 55,5), tekkisid veemolekulid (väga nõrk amfolüüt, K K= K O = 1,8 10-16).
Tuletame meelde, et hapete reaktsioone alustega (sh leelistega) nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonideks.
Te juba teate, et puhas vesi sisaldab oksooniumioone ja hüdroksiidiioone (vee autoprotolüüsi tõttu), kuid nende kontsentratsioonid on võrdsed ja äärmiselt ebaolulised: Koos(H 3 O) \u003d Koos(OH) \u003d 10 -7 mol / l. Seetõttu on nende olemasolu vees peaaegu märkamatu.
Sama on täheldatud ainete lahustes, mis ei ole ei happed ega alused. Selliseid lahendusi nimetatakse neutraalne.
Kuid kui veele lisatakse happelist või aluselist ainet, ilmub lahusesse nende ioonide liig. Lahendus saab hapu või aluseline.
Hüdroksiidioonid on osa mitte ainult leelistest, vaid ka praktiliselt lahustumatutest alustest, aga ka amfoteersetest hüdroksiididest (amfoteerseid hüdroksiide võib selles osas pidada ioonühenditeks). Kõigi nende ainetega reageerivad ka oksooniumioonid ja nagu aluseliste oksiidide puhul, toimub reaktsioon tahke aine pinnal. Hüdroksiidi koostise M(OH) 2 reaktsioonimehhanism:
.
Näide 2. Väävelhappe lahuse reaktsioon vaskhüdroksiidiga. Kuna hüdrosulfaadi ioon on üsna tugev hape ( K K 0,01), võib selle protolüüsi pöörduvuse tähelepanuta jätta ja selle reaktsiooni võrrandid saab kirjutada järgmiselt:
Cu(OH)2 + 2H3O = Cu2 + 4H2O
Cu(OH)2 + H2SO4p = CuSO4 + 2H2O.
c) Oksooniumioonide reaktsioonid nõrkade alustega
Nagu leeliselahustes, sisaldavad ka nõrkade aluste lahused hüdroksiidioone, kuid nende kontsentratsioon on mitu korda madalam kui aluseosakeste kontsentratsioon (see suhe võrdub aluse protolüüsi astmega). Seetõttu on hüdroksiidioonide neutraliseerimisreaktsiooni kiirus mitu korda väiksem kui alusosakeste endi neutraliseerimisreaktsiooni kiirus. Seetõttu on oksooniumioonide ja alusosakeste vaheline reaktsioon domineeriv.
Näide 1. Vesinikkloriidhappe neutraliseerimise reaktsioon ammoniaagilahusega:
.
Reaktsiooni tulemusena saadakse ammooniumiioonid (nõrk hape, K K = 6 10 -10) ja vee molekule, kuid kuna üks algreaktiividest (ammoniaak) on alus nõrk ( K O = 2 10 -5), siis on reaktsioon pöörduv
Kuid tasakaal selles on väga tugevalt nihkunud paremale (reaktsiooniproduktide poole), nii et selle reaktsiooni molekulaarvõrrandi võrdusmärgiga kirjutamisel jäetakse pöörduvus sageli tähelepanuta:
HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.
Näide 2. Vesinikbromiidhappe reaktsioon naatriumvesinikkarbonaadi lahusega. Amfolüüdina käitub vesinikkarbonaadi ioon oksooniumioonide juuresolekul nagu nõrk alus:
Saadud süsihapet saab vesilahustes sisaldada ainult väga väikestes kontsentratsioonides. Kontsentratsiooni suurenedes see laguneb. Lagunemismehhanismi võib ette kujutada järgmiselt:
Kokkuvõtlikud keemilised võrrandid:
H 3 O + HCO 3 \u003d CO 2 + 2H 2 O
HBr p + NaHCO 3p = NaBr p + CO 2 + H 2 O.
Näide 3. Reaktsioonid, mis tekivad perkloorhappe ja kaaliumkarbonaadi lahuste valamisel. Karbonaadi ioon on samuti nõrk alus, kuigi tugevam kui süsivesinike ioon. Nende ioonide ja oksooniumiooni vahelised reaktsioonid on täiesti analoogsed. Olenevalt tingimustest võib reaktsioon vesinikkarbonaadi iooni moodustumise staadiumis peatuda ja põhjustada ka süsinikdioksiidi moodustumist:
a) H 3 O + CO 3 \u003d HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
b) 2H 3 O + CO 3 \u003d CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.
Sarnased reaktsioonid toimuvad ka siis, kui aluseosakesi sisaldavad soolad on vees lahustumatud. Nagu aluseliste oksiidide või lahustumatute aluste puhul, kulgeb reaktsioon ka sel juhul lahustumatu soola pinnal.
Näide 4 Reaktsioon vesinikkloriidhappe ja kaltsiumkarbonaadi vahel:
CaCO 3 + 2H 3 O \u003d Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p \u003d CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.
Selliste reaktsioonide takistuseks võib olla lahustumatu soola moodustumine, mille kiht takistab oksooniumioonide tungimist reaktiivi pinnale (näiteks kaltsiumkarbonaadi ja väävelhappe interaktsiooni korral).
NEUTRAALLAHUS, HAPPELAHUS, AEELISLAHUS, NEUTRALISERIMISREAKTSIOON.
1. Koostage diagrammid oksooniumioonide reaktsioonide mehhanismidest järgmiste ainete ja osakestega: FeO, Ag 2 O, Fe (OH) 3, HSO 3, PO 4 3 ja Cu 2 (OH) 2 CO 3. Koostage ioonreaktsiooni võrrandid vastavalt skeemidele.
2. Milliste järgmiste oksiididega oksooniumioonid reageerivad: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Kirjutage nende reaktsioonide ioonvõrrandid.
3. Milliste järgmiste hüdroksiididega oksooniumioonid reageerivad: Mg (OH) 2, B (OH) 3, Te (OH) 6, Al (OH) 3? Kirjutage nende reaktsioonide ioonvõrrandid.
4. Koostage ioon- ja molekulaarvõrrandid vesinikbromiidhappe reaktsioonide jaoks järgmiste ainete lahustega: Na 2 CO 3 , K 2 SO 3 , Na 2 SiO 3 , KHCO 3 .
5. Koostage ioon- ja molekulaarvõrrandid lämmastikhappe lahuse reaktsioonide jaoks järgmiste ainetega: Cr(OH) 3 , MgCO 3 , PbO.
Tugevate hapete lahuste reaktsioonid aluste, aluseliste oksiidide ja sooladega.
12.6. Nõrkade hapete happe-aluse reaktsioonid
Erinevalt tugevate hapete lahustest ei esine nõrkade hapete lahustes happeosakestena mitte ainult oksooniumioone, vaid ka happe enda molekule ning happemolekule on kordades rohkem kui oksooniumioone. Seetõttu on nendes lahustes domineeriv reaktsioon happeosakeste endi reaktsioon alusosakestega, mitte oksooniumioonide reaktsioon. Nõrkade hapetega seotud reaktsioonide kiirus on alati väiksem kui sarnaste reaktsioonide kiirus tugevate hapetega. Mõned neist reaktsioonidest on pöörduvad ja mida rohkem, seda nõrgem on reaktsioonis osalev hape.
a) Nõrkade hapete reaktsioonid oksiidioonidega
See on ainus nõrkade hapete reaktsioonide rühm, mis kulgeb pöördumatult. Reaktsiooni kiirus sõltub happe tugevusest. Mõned nõrgad happed (vesinikväävel-, süsihape jne) ei reageeri madala aktiivsusega aluseliste ja amfoteersete oksiididega (CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 jne).
Näide. Mangaan(II)oksiidi ja äädikhappe lahuse reaktsioon. Selle reaktsiooni mehhanism:
Reaktsioonivõrrandid:
MnO + 2CH3COOH = Mn2 + 2CH3COO + H2O
MnO + 2CH 3 COOH p \u003d Mn (CH 3 COO) 2p + H 2 O. (Äädikhappe sooli nimetatakse atsetaatideks)
b) Nõrkade hapete reaktsioonid hüdroksiidioonidega
Näiteks kaaluge, kuidas fosfor- (ortofosfor-)happe molekulid reageerivad hüdroksiidioonidega:
Reaktsiooni tulemusena saadakse veemolekulid ja divesinikfosfaadi ioonid.
Kui pärast selle reaktsiooni lõppemist jäävad lahusesse hüdroksiidioonid, reageerivad dihüdrofosfaadiioonid, olles amfolüüdid, nendega:
Moodustuvad hüdrofosfaatioonid, mis, olles ka amfolüüdid, võivad reageerida hüdroksiidioonide liiaga:
.
Nende reaktsioonide ioonvõrrandid
H3PO4 + OH H2PO4 + H2O;
H2PO4 + OH HPO42 + H2O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.
Nende pöörduvate reaktsioonide tasakaal on nihutatud paremale. Leeliselahuse (näiteks NaOH) liias toimuvad kõik need reaktsioonid peaaegu pöördumatult, nii et nende molekulaarvõrrandid kirjutatakse tavaliselt järgmiselt:
H3PO 4p + NaOH p = NaH2PO 4p + H2O;
NaH2PO 4p + NaOH p = Na2HPO 4p;
Na2HPO 4p + NaOH p \u003d Na3PO 4p + H2O.
Kui nende reaktsioonide sihtsaadus on naatriumfosfaat, saab kirjutada ka üldvõrrandi:
H3PO4 + 3NaOH \u003d Na3PO4 + 3H2O.
Seega võib happe-aluse interaktsiooni sisenev fosforhappe molekul annetada järjestikku ühe, kaks või kolm prootonit. Sarnases protsessis võib vesiniksulfiidhappe (H 2 S) molekul annetada ühe või kaks prootonit ja lämmastikhappe molekul (HNO 2) võib annetada ainult ühe prootoni. Vastavalt sellele klassifitseeritakse need happed järgmiselt kolme-, kahe- ja ühealuseline.
Aluse vastavat karakteristikku nimetatakse happesus.
Üksikute happealuste näideteks on NaOH, KOH; dihappealuste näited on Ca (OH) 2, Ba (OH) 2.
Nõrkadest hapetest tugevaimad võivad reageerida ka hüdroksiidioonidega, mis on osa lahustumatutest alustest ja isegi amfoteersetes hüdroksiidides.
c) Nõrkade hapete reaktsioonid nõrkade alustega
Peaaegu kõik need reaktsioonid on pöörduvad. Üldreegli kohaselt nihutatakse sellistes pöörduvates reaktsioonides tasakaalu nõrgemate hapete ja nõrgemate aluste suunas.
HAPPE ALULISUS, ALUSE HAPPUSES.
1. Koostage skeemid sipelghappe ja järgmiste ainete vesilahuses toimuvate reaktsioonide mehhanismidest: Fe 2 O 3, KOH ja Fe (OH) 3. Koostage nende reaktsioonide ioon- ja molekulaarvõrrandid vastavalt skeemidele. (tetraakvatsiiniioon) ja 3aq aq+ H3O.
4. Millises suunas nihkub tasakaal selles lahuses a) kui seda lahjendada veega, b) kui sellele lisada tugevat happelahust?
Oleme määratlenud hüdrolüüs meenus mõned faktid selle kohta soolad. Nüüd arutleme tugevate ja nõrkade hapete üle ning saame teada, et hüdrolüüsi "stsenaarium" sõltub täpselt sellest, milline hape ja mis alus selle soola moodustas.
← Soolade hüdrolüüs. I osa
Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid
Lubage mul teile meelde tuletada, et kõik happed ja alused võib tinglikult jagada tugev Ja nõrk. Tugevad happed (ja üldiselt tugevad elektrolüüdid) dissotsieeruvad vesilahuses peaaegu täielikult. Nõrgad elektrolüüdid lagunevad vähesel määral ioonideks.
Tugevate hapete hulka kuuluvad:
- H2SO4 (väävelhape),
- HClO 4 (perkloorhape),
- HClO 3 (kloorhape),
- HNO 3 (lämmastikhape),
- HCl (vesinikkloriidhape),
- HBr (vesinikbromiidhape),
- HI (vesinikjodiidhape).
Järgmine on nõrkade hapete loend:
- H2SO3 (väävelhape),
- H2CO3 (süsinikhape),
- H2SiO3 (ränihape),
- H3PO3 (fosforhape),
- H3PO4 (ortofosforhape),
- HClO 2 (kloorhape),
- HClO (hüpoklorohape),
- HNO 2 (lämmastikhape),
- HF (vesinikfluoriidhape),
- H2S (vesinikväävelhape),
- enamik orgaanilisi happeid, nt äädikhape (CH3COOH).
Loomulikult on võimatu loetleda kõiki looduses esinevaid happeid. Loetletud on ainult kõige "populaarsemad". Samuti tuleks mõista, et hapete jagamine tugevateks ja nõrkadeks on üsna meelevaldne.
Tugevate ja nõrkade alustega on asjad palju lihtsamad. Võite kasutada lahustuvuse tabelit. Kõik tugevad alused on lahustuv alusvees, välja arvatud NH 4 OH. Neid aineid nimetatakse leelisteks (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 jne).
Nõrgad alused on:
- kõik vees lahustumatud hüdroksiidid (nt Fe(OH) 3, Cu(OH) 2 jne),
- NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).
Soola hüdrolüüs. Võtme faktid
Seda artiklit lugevatele inimestele võib tunduda, et oleme vestluse põhiteema juba unustanud ja läinud kuhugi kõrvale. See on vale! Meie vestlus hapetest ja alustest, tugevatest ja nõrkadest elektrolüütidest on otseselt seotud soolade hüdrolüüsiga. Nüüd olete selles veendunud.
Lubage mul esitada teile põhilised faktid:
- Kõik soolad ei läbi hüdrolüüsi. Olemas hüdrolüütiliselt stabiilneühendid nagu naatriumkloriid.
- Soolade hüdrolüüs võib olla täielik (pöördumatu) ja osaline (pöörduv).
- Hüdrolüüsireaktsiooni käigus tekib hape või alus, keskkonna happesus muutub.
- Määratakse hüdrolüüsi põhimõtteline võimalus, vastava reaktsiooni suund, selle pöörduvus või pöördumatus happeline jõud Ja asutamise jõuga mis moodustavad selle soola.
- Olenevalt vastava happe tugevusest ja resp. alused, võib kõik soolad jagada 4 rühma. Igal neist rühmadest on oma hüdrolüüsi "stsenaarium".
Näide 4. Sool NaNO 3 moodustub tugevast happest (HNO 3) ja tugevast alusest (NaOH). Hüdrolüüsi ei toimu, uusi ühendeid ei teki, söötme happesus ei muutu.
Näide 5. Sool NiSO 4 moodustub tugeva happe (H 2 SO 4) ja nõrga aluse (Ni (OH) 2) toimel. Katioonil toimub hüdrolüüs, reaktsiooni käigus moodustuvad hape ja aluseline sool.
Näide 6. Kaaliumkarbonaat moodustub nõrgast happest (H 2 CO 3) ja tugevast alusest (KOH). Anioonide hüdrolüüs, leelise- ja happesoolade moodustumine. Leeliseline lahus.
Näide 7. Alumiiniumsulfiidi moodustavad nõrk hape (H 2 S) ja nõrk alus (Al (OH) 3). Hüdrolüüs toimub nii katioonis kui ka anioonis. pöördumatu reaktsioon. Protsessi käigus moodustub H 2 S ja alumiiniumhüdroksiid. Keskkonna happesus muutub veidi.
Proovige ise:
2. harjutus. Mis tüüpi on järgmised soolad: FeCl 3, Na 3 PO 3, KBr, NH 4 NO 2? Kas need soolad läbivad hüdrolüüsi? Katioon või anioon? Mis tekib reaktsiooni käigus? Kuidas muutub keskkonna happesus? Reaktsioonivõrrandeid ei saa veel üles kirjutada.
Jääb üle arutada järjestikku 4 soolarühma ja anda igaühe jaoks konkreetne hüdrolüüsi "stsenaarium". Järgmises osas alustame nõrgast alusest ja tugevast happest moodustunud sooladega.
Enne aluste ja amfoteersete hüdroksiidide keemiliste omaduste arutamist määratleme selgelt, mis see on?
1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2 kujul. Siiski on erandeid. Seega hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 aluste hulka ei kuulu.
2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4 ja erandina hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +4 KASUTUSülesannetes ei leidu, seetõttu neid arvesse ei võeta.
Aluste keemilised omadused
Kõik alused on jagatud järgmisteks osadeks:
Tuletage meelde, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.
Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.
See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja on sageli võimelised osalema sellistes reaktsioonides, milles lahustumatud alused ei osale.
Aluste reaktsioon hapetega
Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:
Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, ei reageeri lahustumatu ränihappega:
Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me (OH) 2 võivad happe puudumisega moodustada aluselisi sooli, näiteks:
Koostoime happeoksiididega
Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:
Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeoksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad:
Vormi Me (OH) 2 lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul süsinikdioksiidiga ainult aluseliste soolade moodustumisega. Näiteks:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Ränidioksiidiga reageerivad selle erakordse inertsuse tõttu ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:
Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega
Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab selline reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:
Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:
Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:
Aluste koostoime sooladega
Mis tahes alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:
1) lähteühendite lahustuvus;
2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas
Näiteks:
Aluste termiline stabiilsus
Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.
Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca (OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:
Lahustumatutel hüdroksiididel on palju madalam lagunemistemperatuur. Nii näiteks laguneb vask(II)hüdroksiid juba temperatuuril üle 70 o C:
Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:
Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad tekkida selliste reaktsioonide tulemusena, alluvad pöördumatule hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri happeoksiididega SO 2 ja CO 2.
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega
Alustest reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Sel juhul, kui kasutatakse leelise vesilahust, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:
Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:
Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine
Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.
