هیدروکسیدها با چه چیزی واکنش نشان نمی دهند؟ بازها (هیدروکسیدهای اساسی)

24.11.202227.05.2017

زمینه - مواد پیچیده متشکل از یک اتم فلز و یک یا چند گروه هیدروکسیل.فرمول کلی پایه ها من (OH) n . بازها (از دیدگاه تئوری تفکیک الکترولیتی) الکترولیت هایی هستند که با حل شدن در آب تجزیه می شوند و کاتیون های فلزی و یون های هیدروکسید OH - را تشکیل می دهند.

طبقه بندی.بر اساس حلالیت در آب، بازها به دو دسته تقسیم می شوند قلیایی ها(پایه های محلول در آب) و پایه های نامحلول در آب . قلیاها فلزات قلیایی و قلیایی خاکی و همچنین برخی عناصر فلزی دیگر را تشکیل می دهند. بر اساس اسیدیته (تعداد یونهای ОН- تشکیل شده در طی تفکیک کامل یا تعداد مراحل تفکیک)، بازها به دو دسته تقسیم می شوند. تک اسیدی (با تفکیک کامل یک یون OH به دست می آید؛ یک مرحله تفکیک) و پلی اسید (با تفکیک کامل، بیش از یک یون OH به دست می آید؛ بیش از یک مرحله تفکیک). از جمله بازهای پلی اسیدی وجود دارد دی اسید(به عنوان مثال، Sn(OH) 2)، سه اسیدی(Fe(OH) 3) و تترا اسید (Th(OH) 4). به عنوان مثال، باز KOH یک باز تک اسیدی است.

گروهی از هیدروکسیدها وجود دارند که دوگانگی شیمیایی از خود نشان می دهند. آنها هم با بازها و هم با اسیدها تعامل دارند. این هیدروکسیدهای آمفوتریک (سانتی متر. میز 1).

جدول 1 - هیدروکسیدهای آمفوتریک

هیدروکسید آمفوتریک (شکل پایه و اسیدی)	باقیمانده اسید و ظرفیت آن	یون کمپلکس
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–

مشخصات فیزیکی. پایه ها جامداتی با رنگ های مختلف و حلالیت متفاوت در آب هستند.

خواص شیمیایی پایه ها

1) تفکیک: CON + n H 2 O K + × متر H 2 O + OH – × د H 2 O یا به اختصار: KOH K + + OH – .

بازهای پلی اسید در چند مرحله تفکیک می شوند (بیشتر تفکیک در مرحله اول اتفاق می افتد). به عنوان مثال، باز دی اسید Fe(OH) 2 در دو مرحله تجزیه می شود:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (مرحله اول);

FeOH + Fe 2 + + OH – (مرحله دوم).

2) تعامل با شاخص ها(قلیاها به رنگ آبی لیتموس بنفش، زرد متیل نارنجی و فنل فتالئین زرشکی می شوند):

نشانگر + OH – ( قلیایی) ترکیب رنگی

3 ) تجزیهبا تشکیل اکسید و آب (نگاه کنید به. جدول 2). هیدروکسیدهافلزات قلیایی در برابر حرارت (ذوب بدون تجزیه) مقاوم هستند. هیدروکسیدهای قلیایی خاکی و فلزات سنگین معمولاً به راحتی تجزیه می شوند. استثنا Ba(OH) 2 است که برای آن تیتفاوت بسیار زیاد است (تقریبا 1000 درجهج).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.

جدول 2 - دمای تجزیه برخی از هیدروکسیدهای فلزی

هیدروکسید	تیرازل، درجه سانتی گراد	هیدروکسید	تیرازل، درجه سانتی گراد	هیدروکسید	تیرازل، درجه سانتی گراد
LiOH	925	سی دی (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	در (OH) 3	150

4 ) برهمکنش قلیاها با برخی فلزات(به عنوان مثال Al و Zn):

در محلول: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.

هنگام ذوب: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) برهمکنش قلیاها با غیر فلزات:

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

6) برهمکنش قلیاها با اکسیدهای اسیدی و آمفوتریک:

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

در محلول: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2–.

هنگامی که با اکسید آمفوتریک ذوب می شود: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) برهمکنش بازها با اسیدها:

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) برهمکنش قلیاها با هیدروکسیدهای آمفوتریک(سانتی متر. میز 1):

در محلول: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH - + Zn(OH) 2 ® 2-

برای همجوشی: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) برهمکنش قلیاها با نمکها. این واکنش شامل نمک هایی است که مربوط به یک پایه است که در آب نامحلول است :

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

اعلام وصول. پایه های نامحلول در آباز واکنش نمک مربوطه با یک قلیایی به دست می آید:

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

قلیاها دریافت می کنند:

1) برهمکنش اکسید فلز با آب:

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

2) برهمکنش فلزات قلیایی و قلیایی خاکی با آب:

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

3) الکترولیز محلول های نمکی:

2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.

4 ) تعامل تبادل هیدروکسیدهای فلزات قلیایی خاکی با نمک های خاص. واکنش لزوماً باید نمک نامحلول تولید کند. .

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

L.A. یاکوویشین

گروه فلز و هیدروکسیل (OH). به عنوان مثال، هیدروکسید سدیم - NaOH، کلسیم هیدروکسید - حدود(اوه) 2 ، هیدروکسید باریم - با(اوه) 2 و غیره

تهیه هیدروکسیدها

1. واکنش مبادله:

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

2. الکترولیز محلول های آبی نمک:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2،

3. برهمکنش فلزات قلیایی و قلیایی خاکی یا اکسیدهای آنها با آب:

K+2اچ 2 O = 2 KOH + اچ 2 ,

خواص شیمیایی هیدروکسیدها

1. هیدروکسیدها در طبیعت قلیایی هستند.

2. هیدروکسیدهادر آب حل می شود (قلیایی) و نامحلول است. مثلا، KOH- در آب حل می شود و حدود(اوه) 2 - محلول سفید رنگ کمی محلول. فلزات گروه 1 جدول تناوبی D.I. مندلیف بازهای محلول (هیدروکسیدها) می دهد.

3. هیدروکسیدها با حرارت دادن تجزیه می شوند:

مس(اوه) 2 = CuO + اچ 2 O.

4. قلیاها با اکسیدهای اسیدی و آمفوتریک واکنش می دهند:

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

5. قلیاها می توانند با برخی از غیر فلزات به روش های مختلف در دماهای مختلف واکنش دهند:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + اچ 2 O(سرد)

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 اچ 2 O(حرارت).

6. تعامل با اسیدها:

KOH + HNO3 = KNO 3 + اچ 2 O.

بازها، هیدروکسیدهای آمفوتریک

بازها مواد پیچیده ای هستند که از اتم های فلز و یک یا چند گروه هیدروکسیل (-OH) تشکیل شده اند. فرمول کلی Me +y (OH) y است که y تعداد گروه های هیدروکسو برابر با حالت اکسیداسیون فلز Me است. جدول طبقه بندی پایه ها را نشان می دهد.

خواص قلیایی ها، هیدروکسیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی

1. محلول های آبی قلیایی ها صابون هستند و رنگ شاخص ها را تغییر می دهند: تورنسل - آبی، فنل فتالئین - زرشکی.

2. محلول های آبی تفکیک می کنند:

3. تعامل با اسیدها، وارد شدن به یک واکنش تبادلی:

بازهای پلی اسیدی می توانند نمک های متوسط و اساسی بدهند:

4. با اکسیدهای اسیدی واکنش داده و بسته به باز بودن اسید مربوط به این اکسید، نمک های متوسط و اسیدی تشکیل می دهند:

5. برهمکنش با اکسیدهای آمفوتریک و هیدروکسیدها:

الف) همجوشی:

ب) در محلول ها:

6. اگر رسوب یا گازی تشکیل شود با نمک های محلول در آب برهم کنش دهید:

بازهای نامحلول (Cr(OH) 2، Mn(OH) 2، و غیره) با اسیدها برهمکنش می کنند و وقتی گرم می شوند تجزیه می شوند:

هیدروکسیدهای آمفوتریک

ترکیبات آمفوتریک ترکیباتی هستند که بسته به شرایط می توانند هم دهنده کاتیون های هیدروژن باشند و هم خاصیت اسیدی داشته باشند و هم پذیرنده های آنها، یعنی خواص بازی را از خود نشان دهند.

خواص شیمیایی ترکیبات آمفوتریک

1. در تعامل با اسیدهای قوی، آنها خواص اساسی را نشان می دهند:

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

2. در تعامل با قلیاها - بازهای قوی، خواص اسیدی از خود نشان می دهند:

روی (OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ( نمک پیچیده)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( نمک پیچیده)

ترکیبات پیچیده آنهایی هستند که در آنها حداقل یک پیوند کووالانسی توسط مکانیسم دهنده - گیرنده ایجاد می شود.

روش کلی تهیه بازها بر اساس واکنش های مبادله ای است که به کمک آن می توان هم بازهای نامحلول و هم بازهای محلول را به دست آورد.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

هنگامی که بازهای محلول با این روش به دست می آید، نمک نامحلول رسوب می کند.

هنگام تهیه پایه های نامحلول در آب با خاصیت آمفوتریک، باید از قلیایی اضافی اجتناب شود، زیرا ممکن است انحلال پایه آمفوتریک رخ دهد، به عنوان مثال:

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

در چنین مواردی از هیدروکسید آمونیوم برای به دست آوردن هیدروکسیدها استفاده می شود که در آن هیدروکسیدهای آمفوتریک حل نمی شوند:

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

هیدروکسیدهای نقره و جیوه به قدری آسان تجزیه می شوند که هنگام تلاش برای به دست آوردن آنها با واکنش تبادلی، به جای هیدروکسیدها، اکسیدها رسوب می کنند:

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

در صنعت، قلیایی ها معمولاً از الکترولیز محلول های آبی کلریدها به دست می آیند.

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

قلیاها را می توان از واکنش فلزات قلیایی و قلیایی خاکی یا اکسیدهای آنها با آب نیز بدست آورد.

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

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

اسیدها

اسیدها مواد پیچیده ای هستند که مولکول های آنها از اتم های هیدروژن تشکیل شده است که می توانند با اتم های فلزی و باقی مانده های اسیدی جایگزین شوند. در شرایط عادی، اسیدها می توانند جامد (فسفریک H 3 PO 4؛ سیلیکون H 2 SiO 3 ) و مایع (در شکل خالص آن، اسید سولفوریک H 2 SO 4 یک مایع خواهد بود).

گازهایی مانند هیدروژن کلرید HCl، هیدروژن برومید HBr، سولفید هیدروژن H 2 S اسیدهای مربوطه را در محلول های آبی تشکیل می دهند. تعداد یون های هیدروژن که توسط هر مولکول اسید در حین تفکیک تشکیل می شود، بار باقیمانده اسید (آنیون) و بازی بودن اسید را تعیین می کند.

مطابق با نظریه اولیه اسیدها و بازها،به طور همزمان توسط شیمیدان دانمارکی برونستد و شیمیدان انگلیسی لوری پیشنهاد شده است، اسید یک ماده است. جدا شدنبا این واکنش پروتون هاآ اساس- ماده ای که می تواند پروتون ها را می پذیرد

اسید → باز + H +

بر اساس چنین ایده هایی روشن است خواص اساسی آمونیاک،که به دلیل وجود یک جفت الکترون تنها در اتم نیتروژن، هنگام برهمکنش با اسیدها، به طور موثر پروتون را می پذیرد و از طریق پیوند دهنده-گیرنده یک یون آمونیوم تشکیل می دهد.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

اسید باز اسید باز

تعریف کلی تر اسیدها و بازهاپیشنهاد شده توسط شیمیدان آمریکایی G. Lewis. او پیشنهاد کرد که فعل و انفعالات اسید و باز کاملاً وجود دارد لزوماً با انتقال پروتون ها اتفاق نمی افتد.در تعیین اسیدها و بازها توسط لوئیس، نقش اصلی در واکنش های شیمیایی توسط جفت الکترون

کاتیون ها، آنیون ها یا مولکول های خنثی که می توانند یک یا چند جفت الکترون را بپذیرند نامیده می شوند اسیدهای لوئیس

به عنوان مثال، آلومینیوم فلوراید AlF 3 یک اسید است، زیرا قادر به پذیرش یک جفت الکترون در هنگام تعامل با آمونیاک است.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

کاتیون ها، آنیون ها یا مولکول های خنثی که قادر به اهدای جفت الکترون هستند، بازهای لوئیس نامیده می شوند (آمونیاک یک باز است).

تعریف لوئیس تمام فرآیندهای اسید-بازی را که توسط تئوری های پیشنهادی قبلی در نظر گرفته شده بودند، پوشش می دهد. جدول تعاریف اسیدها و بازهایی را که در حال حاضر استفاده می شود مقایسه می کند.

نامگذاری اسیدها

از آنجایی که تعاریف مختلفی از اسیدها وجود دارد، طبقه بندی و نامگذاری آنها نسبتاً دلخواه است.

با توجه به تعداد اتم های هیدروژن که در یک محلول آبی قادر به حذف هستند، اسیدها به دو دسته تقسیم می شوند تک پایه(به عنوان مثال HF، HNO 2)، دو پایه(H 2 CO 3, H 2 SO 4 ) و سه پایه(H 3 PO 4).

با توجه به ترکیب اسید، آنها به دو دسته تقسیم می شوند بدون اکسیژن(HCl, H 2 S) و حاوی اکسیژن(HClO 4، HNO 3).

معمولا نام اسیدهای حاوی اکسیژناز نام غیر فلزی با اضافه کردن انتهای -kai گرفته شده است، -وایا،اگر حالت اکسیداسیون غیرفلز برابر با عدد گروه باشد. با کاهش حالت اکسیداسیون، پسوندها تغییر می کنند (به ترتیب کاهش حالت اکسیداسیون فلز): -مادر، زنگ زده، -خوشرنگ:

اگر قطبیت پیوند هیدروژن- غیر فلز را در یک دوره در نظر بگیریم، به راحتی می‌توانیم قطبیت این پیوند را با موقعیت عنصر در جدول تناوبی مرتبط کنیم. از اتم های فلزی که به راحتی الکترون های ظرفیت را از دست می دهند، اتم های هیدروژن این الکترون ها را می پذیرند و یک پوسته دو الکترونی پایدار مانند پوسته اتم هلیوم تشکیل می دهند و هیدریدهای فلزی یونی می دهند.

در ترکیبات هیدروژنی عناصر گروه III-IV جدول تناوبی، بور، آلومینیوم، کربن و سیلیکون با اتم های هیدروژن پیوندهای کووالانسی و ضعیف قطبی تشکیل می دهند که مستعد تجزیه نیستند. برای عناصر گروه های V-VII جدول تناوبی، در یک دوره، قطبیت پیوند غیرفلز-هیدروژن با بار اتم افزایش می یابد، اما توزیع بارها در دوقطبی حاصل از ترکیبات هیدروژنی عناصر متفاوت است. تمایل به اهدای الکترون دارند. اتم‌های غیرفلزی که برای تکمیل لایه الکترونی به چندین الکترون نیاز دارند، یک جفت الکترون پیوندی را جذب می‌کنند (قطبی می‌کنند) هر چه قوی‌تر باشد، بار هسته‌ای بیشتر باشد. بنابراین در سری های CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF یا SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl پیوندهای با اتم های هیدروژن در حالی که کووالانسی می مانند طبیعت قطبی تر می شوند و اتم هیدروژن در دوقطبی پیوند عنصر-هیدروژن الکترومثبت تر می شود. اگر مولکول های قطبی خود را در یک حلال قطبی بیابند، فرآیند تفکیک الکترولیتی می تواند رخ دهد.

اجازه دهید رفتار اسیدهای حاوی اکسیژن در محلول های آبی را مورد بحث قرار دهیم. این اسیدها دارای پیوند H-O-E هستند و طبیعتاً قطبیت پیوند H-O تحت تأثیر پیوند O-E است. بنابراین، این اسیدها، به عنوان یک قاعده، راحت تر از آب تجزیه می شوند.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

بیایید به چند نمونه نگاه کنیم خواص اسیدهای حاوی اکسیژن،توسط عناصری تشکیل شده است که قادر به نمایش درجات مختلف اکسیداسیون هستند. مشخص است که هیپوکلرو اسید HClO خیلی ضعیفاسید کلر HClO 2 نیز ضعیف،اما قوی تر از هیپوکلرو اسید هیپوکلرو HClO 3 قویاسید پرکلریک HClO 4 یکی از قوی تریناسیدهای معدنی

برای تفکیک اسیدی (با حذف یون H)، برش پیوند O-H ضروری است. چگونه می توان کاهش استحکام این پیوند را در سری HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 توضیح داد؟ در این سری تعداد اتم های اکسیژن مرتبط با اتم کلر مرکزی افزایش می یابد. هر بار که یک پیوند اکسیژن-کلر جدید تشکیل می شود، چگالی الکترون از اتم کلر و در نتیجه از پیوند تک O-Cl گرفته می شود. در نتیجه، چگالی الکترون تا حدی از پیوند O-H خارج می شود که در نتیجه ضعیف می شود.

این الگو - تقویت خواص اسیدی با افزایش درجه اکسیداسیون اتم مرکزی - مشخصه نه تنها کلر، بلکه سایر عناصر است.به عنوان مثال، اسید نیتریک HNO 3، که در آن حالت اکسیداسیون نیتروژن +5 است، قوی تر از اسید نیتروژن HNO 2 است (وضعیت اکسیداسیون نیتروژن +3 است). اسید سولفوریک H 2 SO 4 (S + 6) قوی تر از اسید سولفوریک H 2 SO 3 (S + 4) است.

به دست آوردن اسیدها

1. اسیدهای بدون اکسیژن را می توان به دست آورد با ترکیب مستقیم غیر فلزات با هیدروژن.

H 2 + Cl 2 → 2HCl،

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. برخی از اسیدهای حاوی اکسیژن را می توان به دست آورد برهمکنش اکسیدهای اسید با آب.

3. هم اسیدهای بدون اکسیژن و هم اسیدهای حاوی اکسیژن را می توان به دست آورد توسط واکنش های متابولیکبین نمک ها و سایر اسیدها

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 (conc) = HCl + NaHSO4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

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

4. برخی از اسیدها را می توان با استفاده از واکنش های ردوکس

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

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

طعم ترش، تأثیر بر شاخص ها، هدایت الکتریکی، برهمکنش با فلزات، اکسیدهای پایه و آمفوتریک، بازها و نمک ها، تشکیل استرها با الکل ها - این خواص برای اسیدهای معدنی و آلی مشترک است.

را می توان به دو نوع واکنش تقسیم کرد:

1) معمول هستندبرای اسیدهاواکنش ها با تشکیل یون هیدرونیوم H 3 O + در محلول های آبی همراه است.

2) خاصواکنش های (یعنی مشخصه). اسیدهای خاص

یون هیدروژن می تواند وارد شود ردوکسواکنش، کاهش به هیدروژن، و همچنین در یک واکنش ترکیبیبا ذرات باردار منفی یا خنثی که دارای جفت تک الکترون هستند، یعنی. واکنش های اسید و باز

خواص کلی اسیدها شامل واکنش اسیدها با فلزات در سری ولتاژ تا هیدروژن است، به عنوان مثال:

Zn + 2Н + = Zn 2 + + Н 2

واکنش های اسید-باز شامل واکنش با اکسیدها و بازهای بازی و همچنین با نمک های میانی، بازی و گاهی اسیدی است.

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

توجه داشته باشید که اسیدهای پلی بازیک به صورت پلکانی تفکیک می شوند و در هر مرحله بعدی تفکیک دشوارتر است، بنابراین، با اسید بیش از حد، نمک های اسیدی اغلب به جای نمک های متوسط تشکیل می شوند.

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

در نگاه اول، تشکیل نمک های اسیدی ممکن است شگفت انگیز به نظر برسد تک پایهاسید هیدروفلوریک. با این حال، این واقعیت قابل توضیح است. بر خلاف سایر اسیدهای هیدروهالیک، اسید هیدروفلوئوریک موجود در محلول ها تا حدی پلیمریزه شده است (به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی) و ذرات مختلفی (HF) X ممکن است در آن وجود داشته باشد، یعنی H 2 F 2، H 3 F 3 و غیره.

یک مورد خاص از تعادل اسید و باز - واکنش اسیدها و بازها با شاخص هایی که بسته به اسیدیته محلول رنگ آنها را تغییر می دهد. از اندیکاتورها در تجزیه و تحلیل کیفی برای تشخیص اسیدها و بازها استفاده می شوددر راه حل ها

پرکاربردترین اندیکاتورها هستند تورنسل(V خنثیمحیط رنگ بنفش، V ترش - قرمز، V قلیایی - آبی)، متیل نارنجی(V ترشمحیط قرمز، V خنثی - نارنجی، V قلیایی - زرد)، فنل فتالئین(V بسیار قلیاییمحیط قرمز تمشکی، V خنثی و اسیدی - بی رنگ).

خواص خاصاسیدهای مختلف می توانند دو نوع باشند: اول، واکنش هایی که منجر به تشکیل می شوند نمک های نامحلول،و دوما تبدیلات ردوکساگر واکنش های مرتبط با حضور یون H + برای همه اسیدها مشترک باشد (واکنش های کیفی برای تشخیص اسیدها)، واکنش های خاص به عنوان واکنش های کیفی برای اسیدهای منفرد استفاده می شود:

Ag + + Cl - = AgCl (رسوب سفید)

Ba 2 + + SO 4 2- = BaSO 4 (رسوب سفید)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (رسوب زرد)

برخی از واکنش های خاص اسیدها به دلیل خواص اکسیداسیون و کاهش آنها است.

اسیدهای آنوکسیک در یک محلول آبی فقط می توانند اکسید شوند.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2KСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

اسیدهای حاوی اکسیژن را می توان تنها در صورتی اکسید کرد که اتم مرکزی موجود در آنها در حالت اکسیداسیون پایین تر یا متوسط باشد، به عنوان مثال، در اسید سولفوره:

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

بسیاری از اسیدهای حاوی اکسیژن، که در آنها اتم مرکزی حداکثر حالت اکسیداسیون را دارد (S + 6، N + 5، Cr + 6)، خواص اکسید کننده قوی را نشان می دهند. H 2 SO 4 غلیظ یک عامل اکسید کننده قوی است.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

لازم به یادآوری است که:

محلول های اسیدی با فلزاتی که در سمت چپ هیدروژن در سری ولتاژ الکتروشیمیایی قرار دارند، تحت شرایطی واکنش می دهند که مهمترین آنها تشکیل نمک محلول در نتیجه واکنش است. برهمکنش HNO 3 و H 2 SO 4 (مجموع) با فلزات به طور متفاوتی انجام می شود.

اسید سولفوریک غلیظ در سرما، آلومینیوم، آهن و کروم را غیرفعال می کند.

در آب، اسیدها به کاتیونهای هیدروژن و آنیونهای باقیمانده اسید تجزیه می شوند، به عنوان مثال:

اسیدهای معدنی و آلی با اکسیدهای بازی و آمفوتر واکنش می دهند، مشروط بر اینکه نمک محلول تشکیل شود:

هر دو اسید با بازها واکنش می دهند. اسیدهای پلی بازیک می توانند هر دو نمک میانی و اسیدی را تشکیل دهند (اینها واکنش های خنثی سازی هستند):

واکنش بین اسیدها و نمک ها تنها در صورتی رخ می دهد که یک رسوب یا گاز تشکیل شود:

برهمکنش H 3 PO 4 با سنگ آهک به دلیل تشکیل آخرین رسوب نامحلول Ca 3 (PO 4) 2 روی سطح متوقف می شود.

ویژگی های اسیدهای نیتریک HNO 3 و سولفوریک غلیظ H 2 SO 4 (مجموع) به این دلیل است که هنگامی که آنها با مواد ساده (فلزات و غیرفلزات) برهم کنش می کنند، عوامل اکسید کننده کاتیون های H + نخواهند بود. ، اما یون های نیترات و سولفات. منطقی است انتظار داشته باشیم که در نتیجه چنین واکنش هایی، هیدروژن H2 تشکیل نشود، بلکه مواد دیگری نیز به دست می آیند: لزوما نمک و آب، و همچنین یکی از محصولات کاهش یون های نیترات یا سولفات، بسته به غلظت. اسیدها، موقعیت فلز در سری ولتاژ و شرایط واکنش (دما، درجه آسیاب فلز و غیره).

این ویژگی های رفتار شیمیایی HNO 3 و H 2 SO 4 (مجموع) به وضوح تز تئوری ساختار شیمیایی در مورد تأثیر متقابل اتم ها در مولکول های مواد را نشان می دهد.

مفاهیم نوسان و ثبات (پایداری) اغلب اشتباه گرفته می شوند. اسیدهای فرار اسیدهایی هستند که مولکولهای آنها به راحتی به حالت گازی یعنی تبخیر می شوند. به عنوان مثال، اسید کلریدریک یک اسید فرار اما پایدار است. قضاوت در مورد فرار اسیدهای ناپایدار غیرممکن است. به عنوان مثال، اسید سیلیسیک غیرفرار و نامحلول به آب و SiO 2 تجزیه می شود. محلول های آبی هیدروکلریک، نیتریک، سولفوریک، فسفریک و تعدادی دیگر از اسیدها بی رنگ هستند. محلول آبی اسید کرومیک H 2 CrO 4 به رنگ زرد است و اسید منگنز HMnO 4 زرشکی است.

مواد مرجع برای شرکت در آزمون:

جدول مندلیف

جدول حلالیت

3. هیدروکسیدها

در میان ترکیبات چند عنصری، یک گروه مهم هیدروکسیدها هستند. برخی از آنها خواص بازها (هیدروکسیدهای اساسی) را نشان می دهند - NaOH، Ba(OH ) 2 و غیره؛ برخی دیگر خواص اسیدها (هیدروکسیدهای اسیدی) را نشان می دهند - HNO3، H3PO4 و دیگران. هیدروکسیدهای آمفوتری نیز وجود دارند که بسته به شرایط می توانند هم خواص بازها و هم خواص اسیدها را از خود نشان دهند.روی (OH) 2، Al (OH) 3 و غیره.

3.1. طبقه بندی، آماده سازی و خواص پایه ها

از دیدگاه تئوری تفکیک الکترولیتی، بازها (هیدروکسیدهای اساسی) موادی هستند که در محلول ها تجزیه می شوند و یون هیدروکسید OH را تشکیل می دهند. - .

با توجه به نامگذاری مدرن، آنها را معمولاً هیدروکسید عناصر می نامند، که در صورت لزوم، ظرفیت عنصر را نشان می دهد (به اعداد رومی در پرانتز): KOH - هیدروکسید پتاسیم، هیدروکسید سدیم NaOH ، کلسیم هیدروکسید Ca(OH ) 2، هیدروکسید کروم ( II)-Cr(OH ) 2، هیدروکسید کروم ( III) - کروم (OH) 3.

هیدروکسیدهای فلزی معمولاً به دو گروه تقسیم می شوند: محلول در آب(تشکیل شده توسط فلزات قلیایی و قلیایی خاکی - Li، Na، K، Cs، Rb، Fr، Ca، Sr، Ba و لذا قلیایی نامیده می شود) و نامحلول در آب. تفاوت اصلی بین آنها در غلظت یون های OH است - در محلول های قلیایی بسیار زیاد است، اما برای بازهای نامحلول با حلالیت ماده تعیین می شود و معمولاً بسیار کوچک است. با این حال، غلظت تعادل کمی از یون OH - حتی در محلول های بازهای نامحلول نیز خواص این دسته از ترکیبات مشخص می شود.

بر اساس تعداد گروه های هیدروکسیل (اسیدیته) ، که می توانند با یک پسماند اسیدی جایگزین شوند، متمایز می شوند:

بازهای تک اسیدی - KOH، NaOH؛

بازهای دی اسید - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

پایه های تری اسید - Al (OH) 3، Fe (OH) 3.

گرفتن زمینه

1. روش کلی تهیه بازها واکنش تبادلی است که به کمک آن می توان هم بازهای نامحلول و هم بازهای محلول را بدست آورد:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K2 SO 4،

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

هنگامی که بازهای محلول با این روش به دست می آید، نمک نامحلول رسوب می کند.

هنگام تهیه بازهای نامحلول در آب با خاصیت آمفوتریک، باید از قلیایی اضافی اجتناب شود، زیرا ممکن است انحلال پایه آمفوتریک رخ دهد، به عنوان مثال،

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl،

Al(OH) 3 + KOH = K.

در چنین مواردی از هیدروکسید آمونیوم برای به دست آوردن هیدروکسیدها استفاده می شود که در آن اکسیدهای آمفوتریک حل نمی شوند:

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

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

2. قلیاها در فناوری معمولاً از الکترولیز محلول های آبی کلریدها به دست می آیند:

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

(واکنش الکترولیز کل)

قلیاها را می توان با واکنش فلزات قلیایی و قلیایی خاکی یا اکسیدهای آنها با آب نیز به دست آورد:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2،

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

خواص شیمیایی پایه ها

1. تمام پایه های نامحلول در آب با حرارت دادن تجزیه می شوند و اکسید می شوند:

2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O،

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

2. مشخصه ترین واکنش بازها برهمکنش آنها با اسیدها است - واکنش خنثی سازی. هم بازهای قلیایی و هم بازهای نامحلول وارد آن می شوند:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O،

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

3. قلیاها با اکسیدهای اسیدی و آمفوتریک تعامل دارند:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O،

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

4. بازها می توانند با نمک های اسیدی واکنش دهند:

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. لازم است به ویژه بر توانایی محلول های قلیایی برای واکنش با برخی از غیر فلزات (هالوژن ها، گوگرد، فسفر سفید، سیلیکون) تاکید شود.

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (در سرما)،

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (وقتی گرم می شود)

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. علاوه بر این، محلول های غلیظ قلیاها، هنگامی که گرم می شوند، قادر به حل برخی از فلزات (آنهایی که ترکیبات آنها دارای خواص آمفوتریک هستند) نیز می باشد.

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

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

محلول های قلیایی دارای pH هستند> 7 (محیط قلیایی)، تغییر رنگ نشانگرها (لیموس - آبی، فنل فتالئین - بنفش).

M.V. آندریوخوا، L.N. بورودینا

علاوه بر اکسیدها، اسیدها و نمک ها، گروهی از ترکیبات به نام باز یا هیدروکسید وجود دارد. همه آنها یک ساختار مولکولی واحد دارند: آنها لزوماً حاوی یک یا چند گروه هیدروکسیل متصل به یک یون فلزی هستند. هیدروکسیدهای پایه از نظر ژنتیکی با اکسیدها و نمک های فلزات مرتبط هستند، این نه تنها خواص شیمیایی آنها را تعیین می کند، بلکه روش های تولید در آزمایشگاه و صنعت را نیز تعیین می کند.

اشکال مختلفی از طبقه بندی بازها وجود دارد که هم بر اساس ویژگی های فلزی که بخشی از مولکول است و هم بر اساس توانایی ماده برای حل شدن در آب است. در مقاله ما به این ویژگی های هیدروکسیدها می پردازیم و همچنین با خواص شیمیایی آنها آشنا می شویم که استفاده از پایه ها در صنعت و زندگی روزمره به آن بستگی دارد.

مشخصات فیزیکی

تمام پایه های تشکیل شده توسط فلزات فعال یا معمولی جامداتی هستند که دارای طیف وسیعی از نقاط ذوب هستند. در رابطه با آب، آنها به بسیار محلول - قلیایی و نامحلول در آب تقسیم می شوند. به عنوان مثال، هیدروکسیدهای بازی حاوی عناصر گروه IA به عنوان کاتیون به راحتی در آب محلول هستند و الکترولیت های قوی هستند. آنها در لمس صابون هستند، پارچه و پوست را خورده می کنند و به آنها قلیایی می گویند. هنگامی که آنها جدا می شوند، یون های OH - در محلول شناسایی می شوند که با استفاده از شاخص ها تعیین می شوند. به عنوان مثال، فنل فتالئین بی رنگ در محیط قلیایی به رنگ زرشکی در می آید. هر دو محلول و مذاب هیدروکسیدهای سدیم، پتاسیم، باریم و کلسیم الکترولیت هستند، یعنی. جریان الکتریکی را هدایت می کنند و رسانای نوع دوم محسوب می شوند. بازهای محلول که بیشتر در صنعت مورد استفاده قرار می گیرند، شامل حدود 11 ترکیب هستند، به عنوان مثال، هیدروکسیدهای پایه سدیم، پتاسیم، آمونیوم و غیره.

ساختار مولکول پایه

یک پیوند یونی بین کاتیون فلز و آنیون های گروه های هیدروکسیل در مولکول ماده تشکیل می شود. برای هیدروکسیدهای نامحلول در آب به اندازه کافی قوی است، بنابراین مولکول های آب قطبی قادر به از بین بردن شبکه کریستالی چنین ترکیبی نیستند. قلیاها مواد پایداری هستند و عملاً با حرارت دادن اکسید و آب تشکیل نمی دهند. بنابراین، هیدروکسیدهای اصلی پتاسیم و سدیم در دمای بالای 1000 درجه سانتیگراد می جوشند، اما تجزیه نمی شوند. در فرمول های گرافیکی همه پایه ها به وضوح قابل مشاهده است که اتم اکسیژن گروه هیدروکسیل توسط یک پیوند کووالانسی به اتم فلز و دیگری به اتم هیدروژن متصل است. ساختار مولکول و نوع پیوند شیمیایی نه تنها خصوصیات فیزیکی، بلکه تمام خصوصیات شیمیایی مواد را تعیین می کند. بیایید با جزئیات بیشتری به آنها نگاه کنیم.

کلسیم و منیزیم و ویژگی های ترکیبات آنها

هر دو عنصر نماینده معمولی فلزات فعال هستند و می توانند با اکسیژن و آب تعامل داشته باشند. محصول واکنش اول، اکسید بازی است. هیدروکسید در نتیجه یک فرآیند گرمازا که با آزاد شدن مقدار زیادی گرما رخ می دهد تشکیل می شود. پایه های کلسیم و منیزیم مواد پودری سفید کمی محلول هستند. نام‌های زیر اغلب برای ترکیبات کلسیم به کار می‌رود: شیر آهک (اگر سوسپانسیون در آب باشد) و آب آهک. به عنوان یک هیدروکسید بازی معمولی، Ca(OH) 2 با اکسیدهای اسیدی و آمفوتریک، اسیدها و بازهای آمفوتریک مانند هیدروکسیدهای آلومینیوم و روی واکنش می دهد. برخلاف قلیاهای معمولی که در برابر گرما مقاوم هستند، ترکیبات منیزیم و کلسیم تحت تأثیر دما به اکسید و آب تجزیه می شوند. هر دو پایه، به ویژه Ca(OH) 2، به طور گسترده در صنعت، کشاورزی و نیازهای داخلی استفاده می شوند. بیایید کاربرد آنها را بیشتر در نظر بگیریم.

زمینه های کاربرد ترکیبات کلسیم و منیزیم

به خوبی شناخته شده است که در ساخت و ساز از یک ماده شیمیایی به نام کرک یا آهک کنده استفاده می شود. این پایه کلسیم است. اغلب از واکنش آب با اکسید کلسیم پایه بدست می آید. خواص شیمیایی هیدروکسیدهای اساسی به آنها اجازه می دهد تا به طور گسترده در بخش های مختلف اقتصاد ملی مورد استفاده قرار گیرند. به عنوان مثال، برای تصفیه ناخالصی ها در تولید شکر خام، برای تولید سفید کننده، در سفید کردن نخ پنبه و کتان. قبل از اختراع مبدل‌های یونی - مبدل‌های کاتیونی، از پایه‌های کلسیم و منیزیم در فناوری‌های نرم‌کننده آب استفاده می‌شد که باعث می‌شد از شر بی‌کربنات‌هایی که کیفیت آن را بدتر می‌کنند خلاص شوید. برای این کار، آب را با مقدار کمی خاکستر سودا یا آهک خرد شده می جوشاندند. سوسپانسیون آبی هیدروکسید منیزیم می تواند به عنوان درمانی برای بیماران مبتلا به گاستریت برای کاهش اسیدیته شیره معده استفاده شود.

خواص اکسیدهای بازی و هیدروکسیدها

مهم ترین مواد برای این گروه واکنش با اکسیدهای اسیدی، اسیدها، بازهای آمفوتریک و نمک ها است. جالب توجه است که بازهای نامحلول مانند هیدروکسیدهای مس، آهن یا نیکل را نمی توان با واکنش مستقیم اکسید با آب به دست آورد. در این حالت آزمایشگاه از واکنش بین نمک و قلیایی مربوطه استفاده می کند. در نتیجه پایه هایی تشکیل می شوند که رسوب می کنند. به عنوان مثال، به این ترتیب یک رسوب آبی از هیدروکسید مس و یک رسوب سبز رنگ از پایه آهن دو ظرفیتی به دست می آید. پس از آن، آنها به پودرهای جامد تبخیر می شوند که به عنوان هیدروکسیدهای نامحلول در آب طبقه بندی می شوند. ویژگی متمایز این ترکیبات این است که وقتی در معرض دمای بالا قرار می گیرند به اکسید و آب مربوطه تجزیه می شوند که در مورد قلیایی ها نمی توان گفت. از این گذشته، پایه های محلول در آب از نظر حرارتی پایدار هستند.

توانایی الکترولیز

در ادامه مطالعه اصلی‌ها، به یک ویژگی دیگر می‌پردازیم که به وسیله آن می‌توان پایه‌های فلزات قلیایی و قلیایی خاکی را از ترکیبات نامحلول در آب تشخیص داد. این ناتوانی دومی در تجزیه شدن به یون ها تحت تأثیر جریان الکتریکی است. در مقابل، مذاب ها و محلول های هیدروکسیدهای پتاسیم، سدیم، باریم و استرانسیم به راحتی الکترولیز می شوند و رسانای نوع دوم هستند.

گرفتن زمینه

در مورد خواص این دسته از مواد معدنی، ما تا حدی واکنش های شیمیایی که زمینه ساز تولید آنها در شرایط آزمایشگاهی و صنعتی است را فهرست کرده ایم. در دسترس ترین و مقرون به صرفه ترین روش را می توان روش تجزیه حرارتی سنگ آهک طبیعی در نظر گرفت که در نتیجه آن به دست می آید و اگر واکنش با آب انجام شود یک هیدروکسید اساسی - Ca(OH) 2 را تشکیل می دهد. مخلوط این ماده با ماسه و آب ملات نامیده می شود. همچنان برای گچ کاری دیوارها، برای چسباندن آجر و سایر انواع کارهای ساختمانی استفاده می شود. قلیاها را می توان با واکنش اکسیدهای مربوطه با آب نیز تهیه کرد. به عنوان مثال: K 2 O + H 2 O = 2 KON. این فرآیند گرمازا است و مقدار زیادی گرما آزاد می کند.

برهمکنش قلیاها با اکسیدهای اسیدی و آمفوتریک

خواص شیمیایی مشخصه بازهای محلول در آب شامل توانایی آنها برای تشکیل نمک در واکنش با اکسیدهای حاوی اتم های غیر فلزی در مولکول های آنها، به عنوان مثال، دی اکسید کربن، دی اکسید گوگرد یا اکسید سیلیکون است. به طور خاص از هیدروکسید کلسیم برای خشک کردن گازها و هیدروکسیدهای سدیم و پتاسیم برای به دست آوردن کربنات های مربوطه استفاده می شود. اکسیدهای روی و آلومینیوم که مواد آمفوتریک هستند، می توانند هم با اسیدها و هم با قلیاها تعامل داشته باشند. در مورد دوم، ترکیبات پیچیده می تواند تشکیل شود، به عنوان مثال، مانند سدیم هیدروکسی زینکات.

واکنش خنثی سازی

یکی از مهمترین خواص بازها، اعم از نامحلول در آب و قلیایی، توانایی آنها در واکنش با اسیدهای معدنی یا آلی است. این واکنش به برهمکنش بین دو نوع یون منجر می شود: گروه هیدروژن و هیدروکسیل. این منجر به تشکیل مولکول های آب می شود: HCI + KOH = KCI + H 2 O. از نقطه نظر تئوری تفکیک الکترولیتی، کل واکنش به تشکیل یک الکترولیت ضعیف و کمی تفکیک شده - آب می رسد.

در مثال داده شده، یک نمک میانی تشکیل شد - کلرید پتاسیم. اگر هیدروکسیدهای بازی به مقدار کمتر از مقدار مورد نیاز برای خنثی کردن کامل اسید پلی بازیک برای واکنش مصرف شوند، پس از تبخیر محصول حاصل، کریستال‌های نمک اسید شناسایی می‌شوند. واکنش خنثی سازی نقش مهمی در فرآیندهای متابولیکی که در سیستم های زنده رخ می دهد - سلول ها ایفا می کند و به آنها اجازه می دهد تا با کمک کمپلکس های بافر خود، مقدار اضافی یون های هیدروژن را که در واکنش های تجزیه تجمع می یابند خنثی کنند.