Fusy – substancje złożone składające się z atomu metalu i jednej lub większej liczby grup hydroksylowych. Ogólny wzór zasad Ja(OH) N . Zasady (z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej) to elektrolity, które po rozpuszczeniu w wodzie dysocjują, tworząc kationy metali i jony wodorotlenkowe OH –.
Klasyfikacja. Zasady dzielimy ze względu na ich rozpuszczalność w wodzie alkalia(zasady rozpuszczalne w wodzie) i zasady nierozpuszczalne w wodzie . Alkalia tworzą metale alkaliczne i ziem alkalicznych, a także niektóre inne pierwiastki metalowe. Na podstawie kwasowości (liczby jonów ОН– powstałych podczas całkowitej dysocjacji lub liczby etapów dysocjacji) zasady dzielą się na monokwas (przy całkowitej dysocjacji otrzymuje się jeden jon OH – jeden etap dysocjacji) i polikwas (przy całkowitej dysocjacji otrzymuje się więcej niż jeden jon OH; więcej niż jeden etap dysocjacji). Wśród zasad polikwasowych znajdują się dwukwas(na przykład Sn(OH) 2 ), trikwas(Fe(OH)3) i tetrakwas (Th(OH)4). Na przykład zasadą KOH jest zasada monokwasowa.
Istnieje grupa wodorotlenków wykazujących dualizm chemiczny. Oddziałują zarówno z zasadami, jak i kwasami. Ten wodorotlenki amfoteryczne ( cm. Tabela 1).
Tabela 1 - Wodorotlenki amfoteryczne
|
Wodorotlenek amfoteryczny (postać zasadowa i kwasowa) |
Pozostałość kwasowa i jej wartościowość |
Cera |
|
Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2 |
ZnO2(II) |
2– |
|
Al(OH)3 / HALO2 |
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 / HFeO2 |
FeO2(I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO2(I) |
– , 3– |
Właściwości fizyczne. Zasady to ciała stałe o różnej barwie i różnej rozpuszczalności w wodzie.
Właściwości chemiczne zasad
1) Dysocjacja: KON + N H2OK + × M H2O + OH – × D H2O lub w skrócie: KOH K + + OH – .
Zasady polikwasowe dysocjują w kilku etapach (przeważnie dysocjacja zachodzi w pierwszym etapie). Na przykład zasada dwukwasowa Fe(OH) 2 dysocjuje w dwóch etapach:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (I etap);
FeOH + Fe 2+ + OH – (II etap).
2) Interakcja ze wskaźnikami(zasady zmieniają kolor na fioletowy lakmusowy, metylowo-pomarańczowy żółty, a fenoloftaleina szkarłatna):
wskaźnik + OH – ( alkalia)kolorowa mieszanka.
3 ) Rozkład z utworzeniem tlenku i wody (patrz. Tabela 2). Wodorotlenki metale alkaliczne są odporne na ciepło (topią się bez rozkładu). Ziemia alkaliczna i wodorotlenki metali ciężkich zwykle łatwo się rozkładają. Wyjątkiem jest Ba(OH) 2, dla którego T różnica jest dość duża (około 1000° C).
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.
Tabela 2 – Temperatury rozkładu niektórych wodorotlenków metali
| Wodorotlenek | T Razl, °C | Wodorotlenek | T Razl, °C | Wodorotlenek | T Razl, °C |
| LiOH | 925 | Cd(OH)2 | 130 | Au(OH)3 | 150 |
| Być(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 | W(OH)3 | 150 |
4 ) Oddziaływanie zasad z niektórymi metalami(na przykład Al i Zn):
W roztworze: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2
2Al + 2OH – + 6H 2 O ® 2 – + 3H 2.
Po stopieniu: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.
5 ) Oddziaływanie zasad z niemetalami:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.
6) Oddziaływanie zasad z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O.
W roztworze: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2– .
Po skondensowaniu z tlenkiem amfoterycznym: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
7) Oddziaływanie zasad z kwasami:
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) Oddziaływanie zasad z wodorotlenkami amfoterycznymi(cm. Tabela 1):
W roztworze: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Do stopienia: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
9 ) Oddziaływanie zasad z solami. W reakcji biorą udział sole odpowiadające zasadzie nierozpuszczalnej w wodzie :
CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Paragon. Zasady nierozpuszczalne w wodzie otrzymany w reakcji odpowiedniej soli z zasadą:
2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Alkalia otrzymują:
1) Oddziaływanie tlenku metalu z wodą:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2.
2) Oddziaływanie metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą:
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 .
3) Elektroliza roztworów soli:
2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Wymień oddziaływanie wodorotlenków metali ziem alkalicznych z określonymi solami. W reakcji musi koniecznie powstać nierozpuszczalna sól. .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
LA. Jakowiszin
Metal i grupa hydroksylowa (OH). Na przykład wodorotlenek sodu - NaOH, wodorotlenek wapnia - Ok(OH) 2 , wodorotlenek baru - Ba(OH) 2 itd.
Przygotowanie wodorotlenków.
1. Reakcja wymiany:
CaSO4 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2SO4,
2. Elektroliza wodnych roztworów soli:
2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,
3. Oddziaływanie metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:
K+2H 2 O = 2 KO + H 2 ,
Właściwości chemiczne wodorotlenków.
1. Wodorotlenki mają charakter zasadowy.
2. Wodorotlenki rozpuszcza się w wodzie (alkalicznej) i jest nierozpuszczalny. Na przykład, KO- rozpuszcza się w wodzie i Ok(OH) 2 - słabo rozpuszczalny, biały roztwór. Metale z grupy 1 układu okresowego D.I. Mendelejew podaje rozpuszczalne zasady (wodorotlenki).
3. Wodorotlenki rozkładają się pod wpływem ogrzewania:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
4. Zasady reagują z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Zasady mogą reagować z niektórymi niemetalami na różne sposoby w różnych temperaturach:
NaOH + kl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(zimno),
NaOH + 3 kl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(ciepło).
6. Interakcja z kwasami:
KO + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.
Zasady, wodorotlenki amfoteryczne
Zasady to złożone substancje składające się z atomów metalu i jednej lub więcej grup hydroksylowych (-OH). Ogólny wzór to Me +y (OH) y, gdzie y jest liczbą grup hydroksylowych równą stopniowi utlenienia metalu Me. Tabela przedstawia klasyfikację zasad.
Właściwości zasad, wodorotlenków metali alkalicznych i ziem alkalicznych
1. Wodne roztwory zasad są mydlane w dotyku i zmieniają kolor wskaźników: lakmus - niebieski, fenoloftaleina - karmazynowy.
2. Roztwory wodne dysocjują:
3. Oddziałuj z kwasami, wchodząc w reakcję wymiany:
Zasady polikwasowe mogą dawać średnie i zasadowe sole:
4. Reaguj z tlenkami kwasowymi, tworząc sole średnie i kwaśne w zależności od zasadowości kwasu odpowiadającego temu tlenkowi:
5. Oddziałuj z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami:
a) fuzja:
b) w roztworach:
6. Wejdź w interakcję z solami rozpuszczalnymi w wodzie, jeśli tworzy się osad lub gaz:
Nierozpuszczalne zasady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 itp.) oddziałują z kwasami i rozkładają się po podgrzaniu:
Wodorotlenki amfoteryczne
Związki amfoteryczne to związki, które w zależności od warunków mogą być zarówno donorami kationów wodorowych i wykazywać właściwości kwasowe, jak i ich akceptory, czyli wykazywać właściwości zasadowe.
Właściwości chemiczne związków amfoterycznych
1. Oddziałując z mocnymi kwasami wykazują podstawowe właściwości:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Oddziałując z alkaliami - mocnymi zasadami, wykazują właściwości kwasowe:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( sól złożona)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sól złożona)
Związki złożone to takie, w których co najmniej jedno wiązanie kowalencyjne jest utworzone przez mechanizm donor-akceptor.
Ogólna metoda wytwarzania zasad opiera się na reakcjach wymiany, za pomocą których można otrzymać zarówno zasady nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Gdy tą metodą otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.
Przygotowując zasady nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych należy unikać nadmiaru alkaliów, gdyż może nastąpić rozpuszczenie zasady amfoterycznej, np.:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
W takich przypadkach wodorotlenek amonu służy do otrzymywania wodorotlenków, w których wodorotlenki amfoteryczne nie rozpuszczają się:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Wodorotlenki srebra i rtęci rozkładają się tak łatwo, że przy próbie ich otrzymania w reakcji wymiany zamiast wodorotlenków wytrącają się tlenki:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
W przemyśle zasady otrzymuje się zwykle przez elektrolizę wodnych roztworów chlorków.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Alkalia można również otrzymać w wyniku reakcji metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą.
2Li + 2H 2O = 2LiOH + H2
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2
Kwasy
Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki składają się z atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi. W normalnych warunkach kwasy mogą być stałe (fosforowy H 3 PO 4; krzem H 2 SiO 3) i płynne (w czystej postaci kwas siarkowy H 2 SO 4 będzie cieczą).
Gazy takie jak chlorowodór HCl, bromowodór HBr, siarkowodór H2S tworzą odpowiednie kwasy w roztworach wodnych. Liczba jonów wodorowych utworzonych przez każdą cząsteczkę kwasu podczas dysocjacji określa ładunek reszty kwasowej (anion) i zasadowość kwasu.
Według protolityczna teoria kwasów i zasad, zaproponowane jednocześnie przez duńskiego chemika Brønsteda i angielskiego chemika Lowry'ego kwas jest substancją oddzielenie się z tą reakcją protony, A podstawa- substancja, która może przyjąć protony.
kwas → zasada + H +
Na podstawie takich pomysłów jest to jasne podstawowe właściwości amoniaku, który dzięki obecności wolnej pary elektronów przy atomie azotu skutecznie przyjmuje proton podczas oddziaływania z kwasami, tworząc jon amonowy poprzez wiązanie donor-akceptor.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
zasada kwasowa zasada kwasowa
Bardziej ogólna definicja kwasów i zasad zaproponowany przez amerykańskiego chemika G. Lewisa. Zasugerował, że oddziaływania kwasowo-zasadowe są całkowicie niekoniecznie występują przy przenoszeniu protonów. W oznaczaniu Lewisa kwasów i zasad główną rolę w reakcjach chemicznych odgrywają pary elektronów
Nazywa się kationy, aniony lub cząsteczki obojętne, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronów Kwasy Lewisa.
Na przykład fluorek glinu AlF 3 jest kwasem, ponieważ jest w stanie przyjąć parę elektronów podczas interakcji z amoniakiem.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Kationy, aniony lub cząsteczki obojętne zdolne do przekazywania par elektronów nazywane są zasadami Lewisa (amoniak jest zasadą).
Definicja Lewisa obejmuje wszystkie procesy kwasowo-zasadowe, które były uwzględniane w zaproponowanych wcześniej teoriach. W tabeli porównano aktualnie stosowane definicje kwasów i zasad.
Nazewnictwo kwasów
Ponieważ istnieją różne definicje kwasów, ich klasyfikacja i nazewnictwo są raczej arbitralne.
Według liczby atomów wodoru, które można wyeliminować w roztworze wodnym, kwasy dzielimy na jednozasadowy(np. HF, HNO2), dwuzasadowy(H 2 CO 3, H 2 SO 4) i trójzasadowy(H3PO4).
Według składu kwasu dzieli się je na beztlenowy(HCl, H2S) i zawierający tlen(HClO4, HNO3).
Zazwyczaj nazwy kwasów zawierających tlen pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -kai, -vaya, jeśli stopień utlenienia niemetalu jest równy liczbie grupowej. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia zmieniają się przyrostki (w kolejności malejącego stopnia utlenienia metalu): -nieprzezroczysty, zardzewiały, -jajowaty:
Jeśli weźmiemy pod uwagę polaryzację wiązania wodorowo-niemetalowego w danym okresie, możemy łatwo powiązać polaryzację tego wiązania z pozycją pierwiastka w układzie okresowym. Z atomów metali, które łatwo tracą elektrony walencyjne, atomy wodoru przyjmują te elektrony, tworząc stabilną dwuelektronową powłokę, podobną do powłoki atomu helu, i dają jonowe wodorki metali.
W związkach wodorowych pierwiastków z grup III-IV układu okresowego bor, glin, węgiel i krzem tworzą kowalencyjne, słabo polarne wiązania z atomami wodoru, które nie są podatne na dysocjację. Dla pierwiastków z grup V-VII układu okresowego, w ciągu okresu polarność wiązania niemetal-wodór rośnie wraz z ładunkiem atomu, ale rozkład ładunków w powstałym dipolu jest inny niż w związkach wodorowych pierwiastków, które mają tendencję do oddawania elektronów. Atomy niemetali, które do uzupełnienia powłoki elektronowej wymagają kilku elektronów, przyciągają (polaryzują) parę wiążących elektronów tym silniej, im większy jest ładunek jądrowy. Dlatego w szeregach CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF lub SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl wiązania z atomami wodoru, pozostając kowalencyjnymi, stają się bardziej polarne, a atom wodoru w dipol wiązania pierwiastek-wodór staje się bardziej elektrododatni. Jeśli cząsteczki polarne znajdą się w polarnym rozpuszczalniku, może nastąpić proces dysocjacji elektrolitycznej.
Omówmy zachowanie kwasów zawierających tlen w roztworach wodnych. Kwasy te mają wiązanie H-O-E i, naturalnie, na polarność wiązania H-O wpływa wiązanie O-E. Dlatego kwasy te z reguły dysocjują łatwiej niż woda.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NIE 3
Spójrzmy na kilka przykładów właściwości kwasów zawierających tlen, utworzone przez pierwiastki, które mogą wykazywać różne stopnie utlenienia. Wiadomo, że kwas podchlorawy HClO bardzo słaby również kwas chlorawy HClO2 słaby, ale silniejszy niż kwas podchlorawy, kwas podchlorawy HClO 3 mocny. Jednym z nich jest kwas nadchlorowy HClO 4 najsilniejszy kwasy nieorganiczne.
W przypadku dysocjacji kwasowej (z eliminacją jonu H) konieczne jest rozerwanie wiązania O-H. Jak wytłumaczyć spadek siły tego wiązania w szeregu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? W tej serii wzrasta liczba atomów tlenu związanych z centralnym atomem chloru. Za każdym razem, gdy tworzy się nowe wiązanie tlen-chlor, gęstość elektronów jest pobierana z atomu chloru, a zatem z pojedynczego wiązania O-Cl. W rezultacie gęstość elektronowa częściowo opuszcza wiązanie O-H, które w rezultacie ulega osłabieniu.
Ten wzór - wzmocnienie właściwości kwasowych wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego - charakterystyczny nie tylko dla chloru, ale także innych pierwiastków. Na przykład kwas azotowy HNO 3, w którym stopień utlenienia azotu wynosi +5, jest silniejszy niż kwas azotawy HNO 2 (stopień utlenienia azotu wynosi +3); kwas siarkowy H 2 SO 4 (S +6) jest silniejszy niż kwas siarkawy H 2 SO 3 (S +4).
Otrzymywanie kwasów
1. Można otrzymać kwasy beztlenowe przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Można otrzymać niektóre kwasy zawierające tlen oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą.
3. Można otrzymać zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen poprzez reakcje metaboliczne pomiędzy solami i innymi kwasami.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (stęż.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Niektóre kwasy można otrzymać za pomocą reakcje redoks.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2
Kwaśny smak, wpływ na wskaźniki, przewodność elektryczną, oddziaływanie z metalami, zasadowymi i amfoterycznymi tlenkami, zasadami i solami, tworzenie estrów z alkoholami - te właściwości są wspólne dla kwasów nieorganicznych i organicznych.
można podzielić na dwa rodzaje reakcji:
1) są pospolite Dla kwasy reakcje są związane z tworzeniem jonu hydroniowego H 3 O + w roztworach wodnych;
2) konkretny(tj. charakterystyczne) reakcje określone kwasy.
Jon wodoru może przedostać się do środka redoks reakcja, redukcja do wodoru, a także w reakcji złożonej z cząstkami naładowanymi ujemnie lub obojętnie, posiadającymi wolne pary elektronów, tj. reakcje kwasowo-zasadowe.
Ogólne właściwości kwasów obejmują reakcje kwasów z metalami w szeregu napięciowym aż do wodoru, na przykład:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Reakcje kwasowo-zasadowe obejmują reakcje z zasadowymi tlenkami i zasadami, a także z solami pośrednimi, zasadowymi, a czasami kwaśnymi.
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
Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a na każdym kolejnym etapie dysocjacja jest trudniejsza, dlatego przy nadmiarze kwasu tworzą się najczęściej sole kwaśne, a nie przeciętne.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2HPO 4 + H 2 S
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
KOH + H2S = KHS + H2O
Na pierwszy rzut oka powstawanie soli kwasowych może wydawać się zaskakujące jednozasadowy kwas fluorowodorowy. Można jednak ten fakt wytłumaczyć. W przeciwieństwie do wszystkich innych kwasów fluorowodorowych, kwas fluorowodorowy w roztworach jest częściowo polimeryzowany (w wyniku tworzenia wiązań wodorowych) i mogą w nim występować różne cząstki (HF) X, a mianowicie H 2 F 2, H 3 F 3 itp.
Szczególny przypadek równowagi kwasowo-zasadowej - reakcje kwasów i zasad ze wskaźnikami zmieniającymi kolor w zależności od kwasowości roztworu. Wskaźniki wykorzystywane są w analizie jakościowej do wykrywania kwasów i zasad w rozwiązaniach.
Najczęściej stosowanymi wskaźnikami są lakmus(W neutralnyśrodowisko fioletowy, V kwaśny - czerwony, V alkaliczny - niebieski), oranż metylowy(W kwaśnyśrodowisko czerwony, V neutralny - Pomarańczowy, V alkaliczny - żółty), fenoloftaleina(W wysoce zasadowyśrodowisko malinowa czerwień, V neutralny i kwaśny - bezbarwny).
Specyficzne właściwości różne kwasy mogą być dwojakiego rodzaju: po pierwsze, reakcje prowadzące do powstania sole nierozpuszczalne, i po drugie, przemiany redoks. Jeśli reakcje związane z obecnością jonu H + są wspólne dla wszystkich kwasów (reakcje jakościowe do wykrywania kwasów), jako reakcje jakościowe dla poszczególnych kwasów stosuje się reakcje specyficzne:
Ag + + Cl - = AgCl (biały osad)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biały osad)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (żółty osad)
Niektóre specyficzne reakcje kwasów wynikają z ich właściwości redoks.
Kwasy beztlenowe w roztworze wodnym można jedynie utlenić.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Kwasy zawierające tlen można utlenić tylko wtedy, gdy centralny w nich atom znajduje się na niższym lub pośrednim stopniu utlenienia, jak na przykład w kwasie siarkawym:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
Wiele kwasów zawierających tlen, w których centralny atom ma maksymalny stopień utlenienia (S +6, N +5, Cr +6), wykazuje właściwości silnych utleniaczy. Stężony H 2 SO 4 jest silnym utleniaczem.
Cu + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (stęż.) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O
Należy pamiętać, że:
- Roztwory kwasów reagują z metalami znajdującymi się na lewo od wodoru w szeregu napięcia elektrochemicznego, pod warunkiem spełnienia szeregu warunków, z których najważniejszym jest utworzenie w wyniku reakcji rozpuszczalnej soli. Oddziaływanie HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) z metalami przebiega inaczej.
Stężony kwas siarkowy na zimno pasywuje aluminium, żelazo i chrom.
- W wodzie kwasy dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych, na przykład:
- Kwasy nieorganiczne i organiczne reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi, pod warunkiem powstania rozpuszczalnej soli:
- Oba kwasy reagują z zasadami. Kwasy wielozasadowe mogą tworzyć zarówno sole pośrednie, jak i kwaśne (są to reakcje zobojętniania):
- Reakcja między kwasami i solami zachodzi tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gaz:
Oddziaływanie H 3 PO 4 z wapieniem ustanie z powodu utworzenia ostatniego nierozpuszczalnego osadu Ca 3 (PO 4) 2 na powierzchni.
Specyfika właściwości azotowego HNO 3 i stężonego kwasu siarkowego H 2 SO 4 (stężonego) wynika z faktu, że podczas interakcji z prostymi substancjami (metalami i niemetalami) utleniaczami nie będą kationy H + , ale jony azotanowe i siarczanowe. Logiczne jest oczekiwanie, że w wyniku takich reakcji nie powstaje wodór H2, ale powstają inne substancje: koniecznie sól i woda, a także jeden z produktów redukcji jonów azotanowych lub siarczanowych, w zależności od stężenia kwasów, położenie metalu w szeregu napięć i warunki reakcji (temperatura, stopień zmielenia metalu itp.).
Te cechy chemicznego zachowania HNO 3 i H 2 SO 4 (stęż.) wyraźnie ilustrują tezę teorii budowy chemicznej o wzajemnym wpływie atomów w cząsteczkach substancji.
Pojęcia zmienności i stabilności (stabilności) są często mylone. Kwasy lotne to kwasy, których cząsteczki łatwo przechodzą w stan gazowy, czyli odparowują. Na przykład kwas solny jest kwasem lotnym, ale stabilnym. Nie da się ocenić lotności niestabilnych kwasów. Na przykład nielotny, nierozpuszczalny kwas krzemowy rozkłada się na wodę i SiO2. Wodne roztwory kwasu solnego, azotowego, siarkowego, fosforowego i wielu innych są bezbarwne. Wodny roztwór kwasu chromowego H2CrO4 ma kolor żółty, a kwas manganowy HMnO4 ma kolor szkarłatny.
Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:
Tablica Mendelejewa
Tabela rozpuszczalności
3. Wodorotlenki
Wśród związków wieloelementowych ważną grupę stanowią wodorotlenki. Niektóre z nich wykazują właściwości zasad (zasadowych wodorotlenków) - NaOH, Ba(OH ) 2 itd.; inne wykazują właściwości kwasów (wodorotlenków kwasowych) - HNO3, H3PO4 i inni. Istnieją również wodorotlenki amfoteryczne, które w zależności od warunków mogą wykazywać zarówno właściwości zasad, jak i właściwości kwasów - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 itp.
3.1. Klasyfikacja, otrzymywanie i właściwości zasad
Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej zasadami (zasadowymi wodorotlenkami) są substancje, które w roztworach dysocjują tworząc jony wodorotlenkowe OH - .
Według współczesnej nomenklatury nazywa się je zwykle wodorotlenkami pierwiastków, wskazując w razie potrzeby wartościowość pierwiastka (w nawiasie cyframi rzymskimi): KOH - wodorotlenek potasu, wodorotlenek sodu NaOH , wodorotlenek wapnia Ca(OH ) 2, wodorotlenek chromu ( II)-Cr(OH ) 2, wodorotlenek chromu ( III) - Cr (OH) 3.
Wodorotlenki metali zwykle dzieli się na dwie grupy: rozpuszczalne w wodzie(utworzony przez metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba i dlatego nazywane alkaliami) i nierozpuszczalne w wodzie. Główną różnicą między nimi jest stężenie jonów OH - w roztworach alkalicznych jest dość wysoki, ale dla nierozpuszczalnych zasad zależy od rozpuszczalności substancji i zwykle jest bardzo mały. Jednakże małe stężenia równowagowe jonu OH - nawet w roztworach nierozpuszczalnych zasad określa się właściwości tej klasy związków.
Według liczby grup hydroksylowych (kwasowość) , które można zastąpić resztą kwasową, wyróżnia się:
Zasady monokwasowe - KOH, NaOH;
Zasady dikwasowe - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Zasady trikwasowe - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Zdobycie podstaw
1. Ogólną metodą wytwarzania zasad jest reakcja wymiany, za pomocą której można otrzymać zarówno zasady nierozpuszczalne, jak i rozpuszczalne:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
Gdy tą metodą otrzymuje się rozpuszczalne zasady, wytrąca się nierozpuszczalna sól.
Przygotowując zasady nierozpuszczalne w wodzie o właściwościach amfoterycznych należy unikać nadmiaru zasad, gdyż może nastąpić rozpuszczenie zasady amfoterycznej np.
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
W takich przypadkach wodorotlenek amonu służy do otrzymywania wodorotlenków, w których tlenki amfoteryczne nie rozpuszczają się:
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl.
Wodorotlenki srebra i rtęci rozkładają się tak łatwo, że przy próbie ich otrzymania w reakcji wymiany zamiast wodorotlenków wytrącają się tlenki:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Alkalia w technologii otrzymywane są zwykle poprzez elektrolizę wodnych roztworów chlorków:
2NaCl + 2H 2 O = 2 NaOH + H 2 + Cl 2.
(całkowita reakcja elektrolizy)
Alkalia można również otrzymać w reakcji metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,
SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.
Właściwości chemiczne zasad
1. Wszystkie zasady nierozpuszczalne w wodzie rozkładają się po podgrzaniu, tworząc tlenki:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Najbardziej charakterystyczną reakcją zasad jest ich oddziaływanie z kwasami – reakcja zobojętniania. Wchodzą do niego zarówno zasady, jak i nierozpuszczalne zasady:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Zasady oddziałują z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2 NaAlO 2 + H 2 O.
4. Zasady mogą reagować z solami kwasowymi:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO3 + 2H 2O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
5. Należy szczególnie podkreślić zdolność roztworów alkalicznych do reagowania z niektórymi niemetalami (halogeny, siarka, biały fosfor, krzem):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (na zimno),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (po podgrzaniu),
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,
3KOH + 4P + 3H 2O = PH 3 + 3KH 2PO 2,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
6. Ponadto stężone roztwory zasad po podgrzaniu są również zdolne do rozpuszczania niektórych metali (tych, których związki mają właściwości amfoteryczne):
2Al + 2NaOH + 6H 2O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.
Roztwory alkaliczne mają pH> 7 (środowisko zasadowe), zmień kolor wskaźników (lakmus - niebieski, fenoloftaleina - fioletowy).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Oprócz tlenków, kwasów i soli istnieje grupa związków zwanych zasadami lub wodorotlenkami. Wszystkie mają jedną strukturę molekularną: koniecznie zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych połączonych z jonem metalu. Wodorotlenki zasadowe są genetycznie spokrewnione z tlenkami i solami metali, co determinuje nie tylko ich właściwości chemiczne, ale także metody wytwarzania w laboratorium i przemyśle.
Istnieje kilka form klasyfikacji zasad, które opierają się zarówno na właściwościach metalu wchodzącego w skład cząsteczki, jak i na zdolności substancji do rozpuszczania się w wodzie. W naszym artykule przyjrzymy się tym cechom wodorotlenków, a także zapoznamy się z ich właściwościami chemicznymi, od których zależy zastosowanie zasad w przemyśle i życiu codziennym.
Właściwości fizyczne
Wszystkie zasady utworzone przez metale aktywne lub typowe są ciałami stałymi o szerokim zakresie temperatur topnienia. W odniesieniu do wody dzielimy je na dobrze rozpuszczalne – alkaliczne i nierozpuszczalne w wodzie. Na przykład zasadowe wodorotlenki zawierające pierwiastki z grupy IA jako kationy są łatwo rozpuszczalne w wodzie i są mocnymi elektrolitami. W dotyku są mydlane, powodują korozję tkanin i skóry i nazywane są alkaliami. Kiedy ulegają dysocjacji, w roztworze wykrywane są jony OH - co określa się za pomocą wskaźników. Na przykład bezbarwna fenoloftaleina staje się szkarłatna w środowisku zasadowym. Zarówno roztwory, jak i stopy wodorotlenków sodu, potasu, baru i wapnia są elektrolitami, tj. przewodzą prąd elektryczny i zaliczane są do przewodników drugiego rodzaju. Do zasad rozpuszczalnych najczęściej stosowanych w przemyśle zalicza się około 11 związków, np. zasadowe wodorotlenki sodu, potasu, amonu itp.
Podstawowa struktura cząsteczki
Pomiędzy kationem metalu a anionami grup hydroksylowych w cząsteczce substancji powstaje wiązanie jonowe. Jest wystarczająco mocny na wodorotlenki nierozpuszczalne w wodzie, dlatego cząsteczki wody polarnej nie są w stanie zniszczyć sieci krystalicznej takiego związku. Alkalia są substancjami stabilnymi i po podgrzaniu praktycznie nie tworzą tlenku i wody. Zatem główne wodorotlenki potasu i sodu wrzą w temperaturach powyżej 1000 ° C, ale nie rozkładają się. We wzorach graficznych wszystkich zasad wyraźnie widać, że atom tlenu grupy hydroksylowej jest związany jednym wiązaniem kowalencyjnym z atomem metalu, a drugim z atomem wodoru. Struktura cząsteczki i rodzaj wiązania chemicznego determinują nie tylko fizyczne, ale także wszystkie właściwości chemiczne substancji. Przyjrzyjmy się im bardziej szczegółowo.
Wapń i magnez oraz cechy właściwości ich związków
Obydwa pierwiastki są typowymi przedstawicielami metali aktywnych i mogą oddziaływać z tlenem i wodą. Produktem pierwszej reakcji jest tlenek zasadowy. Wodorotlenek powstaje w wyniku procesu egzotermicznego, który zachodzi z wydzieleniem dużej ilości ciepła. Zasady wapniowe i magnezowe to słabo rozpuszczalne, białe substancje sypkie. Często stosuje się następujące nazwy związków wapnia: mleko wapienne (jeśli jest to zawiesina wodna) i woda wapienna. Będąc typowym zasadowym wodorotlenkiem, Ca(OH) 2 reaguje z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi, kwasami i zasadami amfoterycznymi, takimi jak wodorotlenki glinu i cynku. W przeciwieństwie do typowych zasad, które są odporne na ciepło, związki magnezu i wapnia rozkładają się pod wpływem temperatury na tlenek i wodę. Obie zasady, zwłaszcza Ca(OH) 2, mają szerokie zastosowanie w przemyśle, rolnictwie i gospodarstwach domowych. Rozważmy ich zastosowanie dalej.
Obszary zastosowania związków wapnia i magnezu
Powszechnie wiadomo, że w budownictwie wykorzystuje się materiał chemiczny zwany puchem lub wapnem gaszonym. To jest podstawa wapnia. Najczęściej otrzymuje się go w reakcji wody z zasadowym tlenkiem wapnia. Właściwości chemiczne zasadowych wodorotlenków pozwalają na ich szerokie zastosowanie w różnych sektorach gospodarki narodowej. Na przykład do oczyszczania zanieczyszczeń przy produkcji cukru surowego, do produkcji wybielaczy, przy bieleniu przędzy bawełnianej i lnianej. Przed wynalezieniem jonitów - kationitów, w technologiach zmiękczania wody stosowano zasady wapniowe i magnezowe, co pozwalało pozbyć się wodorowęglanów pogarszających jej jakość. W tym celu gotowano wodę z niewielką ilością sody kalcynowanej lub wapna gaszonego. Wodną zawiesinę wodorotlenku magnezu można stosować u pacjentów z zapaleniem błony śluzowej żołądka w celu zmniejszenia kwasowości soku żołądkowego.
Właściwości zasadowych tlenków i wodorotlenków
Najważniejszymi substancjami z tej grupy są reakcje z tlenkami kwasowymi, kwasami, zasadami amfoterycznymi i solami. Co ciekawe, nierozpuszczalnych zasad, takich jak wodorotlenki miedzi, żelaza czy niklu, nie można otrzymać w drodze bezpośredniej reakcji tlenku z wodą. W tym przypadku laboratorium wykorzystuje reakcję pomiędzy odpowiednią solą i zasadą. W rezultacie powstają zasady, które wytrącają się. W ten sposób otrzymuje się na przykład niebieski osad wodorotlenku miedzi i zielony osad dwuwartościowej zasady żelaza. Następnie odparowuje się je do stałego proszku, który zalicza się do wodorotlenków nierozpuszczalnych w wodzie. Charakterystyczną cechą tych związków jest to, że pod wpływem wysokich temperatur rozkładają się na odpowiedni tlenek i wodę, czego nie można powiedzieć o zasadach. W końcu zasady rozpuszczalne w wodzie są stabilne termicznie.
Zdolność do elektrolizy
Kontynuując badanie głównych, zastanowimy się nad jeszcze jedną cechą, dzięki której możemy odróżnić zasady metali alkalicznych i ziem alkalicznych od związków nierozpuszczalnych w wodzie. Jest to niezdolność tego ostatniego do dysocjacji na jony pod wpływem prądu elektrycznego. Przeciwnie, stopy i roztwory wodorotlenków potasu, sodu, baru i strontu łatwo ulegają elektrolizie i są przewodnikami drugiego rodzaju.
Zdobycie podstaw
Mówiąc o właściwościach tej klasy substancji nieorganicznych, częściowo wymieniliśmy reakcje chemiczne leżące u podstaw ich wytwarzania w warunkach laboratoryjnych i przemysłowych. Za najbardziej dostępną i opłacalną metodę można uznać metodę termicznego rozkładu naturalnego wapienia, w wyniku której otrzymuje się go.Jeśli reakcję prowadzi się z wodą, tworzy zasadowy wodorotlenek - Ca(OH) 2. Mieszanka tej substancji z piaskiem i wodą nazywana jest zaprawą. Nadal jest stosowany do tynkowania ścian, łączenia cegieł i innych prac budowlanych. Zasadę można również wytworzyć w reakcji odpowiednich tlenków z wodą. Na przykład: K 2 O + H 2 O = 2 KON. Proces jest egzotermiczny i wydziela dużą ilość ciepła.
Oddziaływanie zasad z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi
Do charakterystycznych właściwości chemicznych zasad rozpuszczalnych w wodzie należy ich zdolność do tworzenia soli w reakcjach z tlenkami zawierającymi w cząsteczkach atomy niemetali, np. dwutlenkiem węgla, dwutlenkiem siarki czy tlenkiem krzemu. W szczególności wodorotlenek wapnia służy do suszenia gazów, a wodorotlenki sodu i potasu do otrzymywania odpowiednich węglanów. Tlenki cynku i glinu, które są substancjami amfoterycznymi, mogą oddziaływać zarówno z kwasami, jak i zasadami. W tym drugim przypadku mogą powstawać związki złożone, np. hydroksycynian sodu.
Reakcja neutralizacji
Jedną z najważniejszych właściwości zasad, zarówno nierozpuszczalnych w wodzie, jak i zasadowych, jest ich zdolność do reagowania z kwasami nieorganicznymi lub organicznymi. Reakcja ta sprowadza się do oddziaływania pomiędzy dwoma rodzajami jonów: wodorem i grupami hydroksylowymi. Prowadzi to do powstania cząsteczek wody: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej cała reakcja sprowadza się do powstania słabego, lekko zdysocjowanego elektrolitu – wody.
W podanym przykładzie powstała sól pośrednia - chlorek potasu. Jeśli do reakcji doda się zasadowe wodorotlenki w ilości mniejszej niż potrzebna do całkowitego zneutralizowania kwasu wielozasadowego, wówczas po odparowaniu powstałego produktu wykryto kryształy soli kwasowej. Reakcja neutralizacji odgrywa ważną rolę w procesach metabolicznych zachodzących w układach żywych - komórkach i pozwala im, przy pomocy własnych kompleksów buforowych, zneutralizować nadmiar jonów wodorowych gromadzących się w reakcjach dysymilacji.
