themelet - substanca komplekse që përbëhen nga një atom metali dhe një ose më shumë grupe hidroksil. Formula e përgjithshme e bazave Unë (OH) n . Bazat (nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik) janë elektrolite që shpërndahen kur treten në ujë për të formuar katione metalike dhe jone hidroksid OH -.
Klasifikimi. Në bazë të tretshmërisë së tyre në ujë, bazat ndahen në alkalet(baza të tretshme në ujë) dhe bazat e pazgjidhshme në ujë . Alkalet formojnë metale alkaline dhe alkaline tokësore, si dhe disa elementë të tjerë metalikë. Sipas aciditetit (numri i joneve OH të formuara gjatë shpërbërjes së plotë, ose numri i hapave të disociimit), bazat ndahen në acid i vetëm (me zbërthim të plotë fitohet një jon OH; një fazë shpërbërjeje) dhe poliacid (me shpërbërje të plotë fitohet më shumë se një jon OH; më shumë se një hap shpërbërjeje). Ndër bazat poliacid, ekzistojnë dy acide(për shembull, Sn(OH) 2 ), triacid(Fe (OH) 3) dhe katër acide (Th(OH)4). Një acid është, për shembull, baza KOH.
Alokoni një grup hidroksidesh që shfaqin dualitet kimik. Ato ndërveprojnë si me bazat ashtu edhe me acidet. Kjo hidroksidet amfoterike ( cm. Tabela 1).
Tabela 1 - Hidroksidet amfoterike
|
Hidroksidi amfoterik (formë bazë dhe acid) |
Mbetjet e acidit dhe valenca e tij |
jon kompleks |
|
Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2 |
ZnO 2 (II) |
2– |
|
Al(OH) 3 / HAlO 2 |
AlO 2 (I) |
– , 3– |
|
Be(OH) 2 / H 2 BeO 2 |
BeO2 (II) |
2– |
|
Sn(OH) 2 / H 2 SnO 2 |
SnO 2 (II) |
2– |
|
Pb(OH) 2 / H2 PbO2 |
PbO 2 (II) |
2– |
|
Fe(OH) 3 / HFeO 2 |
FeO 2 (I) |
– , 3– |
|
Cr(OH) 3 / HCrO 2 |
CrO 2 (I) |
– , 3– |
vetitë fizike. Bazat janë lëndë të ngurta me ngjyra të ndryshme dhe tretshmëri të ndryshme në ujë.
Vetitë kimike të bazave
1) Shkëputja: KOH + n H 2 O K + × m H 2 O + OH - × d H 2 O ose shkurtuar: KOH K + + OH -.
Bazat e poliacideve shpërndahen në disa hapa (kryesisht disociimi ndodh në hapin e parë). Për shembull, baza me dy acide Fe (OH) 2 shkëputet në dy hapa:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 fazë);
FeOH + Fe 2+ + OH - (faza 2).
2) Ndërveprimi me treguesit(alkalet kthehen në ngjyrë vjollce blu lakmus, metil portokalli në të verdhë dhe fenolftalinë në mjedër):
tregues + OH - ( alkali) përbërje me ngjyrë.
3 ) Zbërthimi me formimin e oksidit dhe ujit (shih. tabela 2). Hidroksidet metalet alkaline janë rezistente ndaj nxehtësisë (shkrihen pa dekompozim). Hidroksidet e tokës alkaline dhe metalet e rënda zakonisht dekompozohen lehtësisht. Përjashtim bën Ba(OH) 2, në të cilin t dallimi është mjaft i lartë (afërsisht 1000° C).
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.
Tabela 2 - Temperaturat e zbërthimit të disa hidroksideve të metaleve
| Hidroksidi | t dekompozoj, °C | Hidroksidi | t dekompozoj, °C | Hidroksidi | t dekompozoj, °C |
| LiOH | 925 | Cd(OH)2 | 130 | Au(OH)3 | 150 |
| Be(OH)2 | 130 | Pb(OH)2 | 145 | Al(OH)3 | >300 |
| Ca(OH)2 | 580 | Fe(OH)2 | 150 | Fe(OH)3 | 500 |
| Sr(OH)2 | 535 | Zn(OH)2 | 125 | Bi(OH)3 | 100 |
| Ba(OH)2 | 1000 | Ni(OH)2 | 230 | Në (OH) 3 | 150 |
4 ) Ndërveprimi i alkaleve me disa metale(p.sh. Al dhe Zn):
Në tretësirë: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2
2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.
Kur shkrihet: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.
5 ) Ndërveprimi i alkaleve me jometalet:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.
6) Ndërveprimi i alkaleve me oksidet acidike dhe amfoterike:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H 2 O.
Në tretësirë: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.
Kur shkrihet me oksid amfoterik: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
7) Reagimi i bazave me acidet:
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) Ndërveprimi i alkaleve me hidroksidet amfoterike(cm. Tabela 1):
Në tretësirë: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Kur shkrihet: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
9 ) Ndërveprimi i alkaleve me kripërat. Kripërat reagojnë me një bazë që është e patretshme në ujë. :
CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.
Faturë. Bazat e pazgjidhshme në ujë përftohet duke reaguar kripën përkatëse me alkalin:
2NaOH + ZnS О 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2 ¯.
Alkalet marrin:
1) Ndërveprimi i oksidit të metalit me ujin:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca (OH) 2.
2) Ndërveprimi i metaleve alkaline dhe tokës alkaline me ujin:
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2.
3) Elektroliza e tretësirave të kripës:
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2.
4 ) Ndërveprimi i shkëmbimit të hidroksideve të metaleve tokësore alkaline me disa kripëra. Gjatë reaksionit, duhet domosdoshmërisht të merret një kripë e patretshme. .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 - ® BaCO 3 ¯.
L.A. Yakovishin
Grupi metalik dhe hidroksil (OH). Për shembull, hidroksidi i natriumit është NaOH, hidroksid kalciumi - Ca(Oh) 2 , hidroksid bariumi - Ba(Oh) 2 etj.
Marrja e hidroksideve.
1. Reagimi i shkëmbimit:
CaSO 4 + 2NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Elektroliza e tretësirave ujore të kripërave:
2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + H 2 + Cl 2,
3. Ndërveprimi i metaleve alkaline dhe tokës alkaline ose oksideve të tyre me ujin:
K + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Vetitë kimike të hidroksideve.
1. Hidroksidet janë të natyrës alkaline.
2. Hidroksidet treten në ujë (alkali) dhe janë të patretshme. Për shembull, KOH- tretet në ujë Ca(Oh) 2 - pak i tretshëm, ka një tretësirë të bardhë. Metalet e grupit 1 të tabelës periodike D.I. Mendelejevi jep baza të tretshme (hidrokside).
3. Hidroksidet dekompozohen kur nxehen:
Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.
4. Alkalet reagojnë me oksidet acidike dhe amfoterike:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Alkalet mund të reagojnë me disa jometale në temperatura të ndryshme në mënyra të ndryshme:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(i ftohtë),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(nxehtësia).
6. Ndërveproni me acidet:
KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.
Bazat, hidroksidet amfoterike
Bazat janë substanca komplekse të përbëra nga atome metali dhe një ose më shumë grupe hidrokso (-OH). Formula e përgjithshme është Me + y (OH) y, ku y është numri i grupeve hidrokso i barabartë me gjendjen e oksidimit të metalit Me. Tabela tregon klasifikimin e bazave.
Vetitë e hidroksideve alkaline të metaleve alkaline dhe tokësore alkaline
1. Tretësirat ujore të alkaleve janë me sapun në prekje, ndryshojnë ngjyrën e treguesve: lakmus - blu, fenolftaleinë - mjedër.
2. Tretësirat ujore disociojnë:
3. Ndërveproni me acidet, duke hyrë në një reaksion shkëmbimi:
Bazat poliacid mund të japin kripëra të ndërmjetme dhe bazë:
4. Ndërveproni me oksidet e acidit, duke formuar kripëra mesatare dhe acide, në varësi të bazicitetit të acidit që korrespondon me këtë oksid:
5. Ndërveproni me oksidet dhe hidroksidet amfoterike:
a) bashkimi:
b) në tretësirë:
6. Reagoni me kripërat e tretshme në ujë nëse formohet një precipitat ose gaz:
Bazat e pazgjidhshme (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, etj.) ndërveprojnë me acidet dhe dekompozohen kur nxehen:
Hidroksidet amfoterike
Komponimet quhen amfoterike, të cilat, në varësi të kushteve, mund të jenë edhe dhurues të kationeve të hidrogjenit dhe të shfaqin veti acidike, edhe pranuesit e tyre, d.m.th., të shfaqin veti bazike.
Vetitë kimike të përbërjeve amfoterike
1. Duke ndërvepruar me acide të forta, ato zbulojnë vetitë kryesore:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Duke ndërvepruar me alkalet - baza të forta, ato shfaqin veti acidike:
Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2 ( kripë komplekse)
Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( kripë komplekse)
Komponimet quhen komplekse në të cilat të paktën një lidhje kovalente është formuar nga mekanizmi dhurues-pranues.
Metoda e përgjithshme për marrjen e bazave bazohet në reaksionet e shkëmbimit, me anë të të cilave mund të fitohen baza të patretshme dhe të tretshme.
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓
Kur bazat e tretshme fitohen me këtë metodë, një kripë e patretshme precipiton.
Kur merren baza të patretshme në ujë me veti amfoterike, duhet të shmanget një tepricë e alkalit, pasi mund të ndodhë shpërbërja e bazës amfoterike, për shembull:
AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl
Në raste të tilla, hidroksidi i amonit përdoret për të marrë hidrokside, në të cilat hidroksidet amfoterike nuk treten:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Hidroksidet e argjendit dhe të merkurit dekompozohen aq lehtë sa që kur përpiqeni t'i merrni ato me një reaksion shkëmbimi, në vend të hidroksideve, precipitojnë oksidet:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
Në industri, alkalet zakonisht fitohen nga elektroliza e solucioneve ujore të klorureve.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Alkalet mund të përftohen gjithashtu duke reaguar me ujë të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore ose oksideve të tyre.
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2
acidet
Acidet quhen substanca komplekse, molekulat e të cilave përbëhen nga atome hidrogjeni që mund të zëvendësohen nga atomet metalike dhe mbetjet e acidit. Në kushte normale, acidet mund të jenë të ngurtë (fosforik H 3 PO 4; silic H 2 SiO 3) dhe të lëngshëm (acidi sulfurik H 2 SO 4 do të jetë një lëng i pastër).
Gazrat si klorur hidrogjeni HCl, hidrogjen bromi HBr, sulfuri i hidrogjenit H 2 S formojnë acidet përkatëse në tretësirat ujore. Numri i joneve të hidrogjenit të formuar nga secila molekulë acidi gjatë disociimit përcakton ngarkesën e mbetjes së acidit (anionit) dhe bazën e acidit.
Sipas teoria protolitike e acideve dhe bazave, propozuar njëkohësisht nga kimisti danez Bronsted dhe kimisti anglez Lowry, një acid është një substancë duke u ndarë me këtë reagim protonet, A bazë- një substancë e aftë për marrin protone.
acid → bazë + H +
Bazuar në këto ide, është e qartë vetitë themelore të amoniakut, i cili, për shkak të pranisë së një çifti elektronik të vetëm në atomin e azotit, pranon në mënyrë efektive një proton kur ndërvepron me acidet, duke formuar një jon amoniumi përmes një lidhje dhuruese-pranuese.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
bazë acid bazë acid
Një përkufizim më i përgjithshëm i acideve dhe bazave propozuar nga kimisti amerikan G. Lewis. Ai sugjeroi se ndërveprimet acid-bazë janë mjaft nuk ndodhin domosdoshmërisht me transferimin e protonit. Në përcaktimin e acideve dhe bazave sipas Lewis, roli kryesor në reaksionet kimike i jepet avulli elektronik.
Quhen katione, anione ose molekula neutrale që mund të pranojnë një ose më shumë çifte elektronesh Acidet Lewis.
Për shembull, fluori i aluminit AlF 3 është një acid, pasi është në gjendje të pranojë një çift elektronik kur ndërvepron me amoniak.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Kationet, anionet ose molekulat neutrale të afta të dhurojnë çifte elektronike quhen baza Lewis (amoniaku është një bazë).
Përkufizimi Lewis mbulon të gjitha proceset acid-bazë që janë konsideruar nga teoritë e propozuara më parë. Tabela krahason përkufizimet e acideve dhe bazave në përdorim aktualisht.
Nomenklatura e acideve
Meqenëse ekzistojnë përkufizime të ndryshme të acideve, klasifikimi dhe nomenklatura e tyre janë mjaft arbitrare.
Sipas numrit të atomeve të hidrogjenit që mund të ndahen në një tretësirë ujore, acidet ndahen në monobazike(p.sh. HF, HNO 2), dybazike(H 2 CO 3 , H 2 SO 4 ) dhe tribazike(H 3 RO 4).
Sipas përbërjes acidi ndahet në anoksike(HCl, H2S) dhe që përmbajnë oksigjen(HClO4, HNO3).
Zakonisht emrat e acideve të oksigjenuara rrjedh nga emri i një jometali me shtimin e mbaresave -kai, - mënyra, nëse gjendja e oksidimit të jometalit është e barabartë me numrin e grupit. Ndërsa gjendja e oksidimit zvogëlohet, prapashtesat ndryshojnë (në rend të uljes së gjendjes së oksidimit të metaleve): - ovale, ististaya, - vezake:
Nëse marrim parasysh polaritetin e lidhjes hidrogjen-jometal brenda një periudhe, ne mund ta lidhim lehtësisht polaritetin e kësaj lidhjeje me pozicionin e elementit në Tabelën Periodike. Nga atomet e metaleve që humbasin lehtësisht elektronet e valencës, atomet e hidrogjenit i pranojnë këto elektrone, duke formuar një shtresë të qëndrueshme me dy elektrone si lëvozhga e një atomi të heliumit dhe japin hidride metalike jonike.
Në përbërjet e hidrogjenit të elementeve të grupeve III-IV të sistemit periodik, bor, alumini, karboni, silici formojnë lidhje kovalente, dobët polare me atome hidrogjeni që nuk janë të prirura për shkëputje. Për elementët e grupeve V-VII të sistemit periodik, brenda një periudhe, polariteti i lidhjes jometal-hidrogjen rritet me ngarkesën e atomit, por shpërndarja e ngarkesave në dipolin që rezulton është e ndryshme se në përbërjet e hidrogjenit të elemente që priren të dhurojnë elektrone. Atomet e jometaleve, në të cilat nevojiten disa elektrone për të kompletuar shtresën elektronike, tërheqin drejt vetes (polarizojnë) një palë elektrone lidhjesh sa më të fortë, aq më e madhe ngarkesa e bërthamës. Prandaj, në serinë CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ose SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl, lidhjet me atomet e hidrogjenit, duke mbetur kovalente, bëhen më polare dhe atomi i hidrogjenit në dipolin e lidhja element-hidrogjen bëhet më elektropozitive. Nëse molekulat polare janë në një tretës polar, mund të ndodhë procesi i disociimit elektrolitik.
Le të diskutojmë sjelljen e acideve që përmbajnë oksigjen në tretësirat ujore. Këto acide kanë një lidhje H-O-E dhe, natyrisht, lidhja O-E ndikon në polaritetin e lidhjes H-O. Prandaj, këto acide shpërndahen, si rregull, më lehtë se uji.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Le të shohim disa shembuj vetitë e acideve të oksigjenuara, të formuara nga elementë që janë në gjendje të shfaqin gjendje të ndryshme oksidimi. Dihet se acid hipoklorik HClO shumë i dobët acid klorhidrik HClO 2 gjithashtu i dobët por më i fortë se acidi hipoklor, hipoklor HclO 3 të fortë. Acidi perklorik HClO 4 është një nga më i forti acidet inorganike.
Disociimi sipas llojit acidik (me eliminimin e jonit H) kërkon prishjen e lidhjes O-H. Si mund të shpjegohet zvogëlimi i forcës së kësaj lidhjeje në serinë HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Në këtë rresht, numri i atomeve të oksigjenit të lidhur me atomin qendror të klorit rritet. Sa herë që formohet një lidhje e re e oksigjenit me klorin, një densitet elektroni largohet nga atomi i klorit dhe rrjedhimisht nga lidhja e vetme O-Cl. Si rezultat, dendësia e elektroneve pjesërisht largohet nga lidhja О-Н, e cila dobësohet për shkak të kësaj.
Një model i tillë - rritja e vetive acidike me një rritje të shkallës së oksidimit të atomit qendror - karakteristik jo vetëm për klorin, por edhe për elementët e tjerë. Për shembull, acidi nitrik HNO 3, në të cilin gjendja e oksidimit të azotit është +5, është më i fortë se acidi azotik HNO 2 (gjendja e oksidimit të azotit është +3); acidi sulfurik H 2 SO 4 (S +6) është më i fortë se acidi sulfurik H 2 SO 3 (S +4).
Marrja e acideve
1. Acidet anoksike mund të përftohen në kombinimin e drejtpërdrejtë të jometaleve me hidrogjenin.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Mund të përftohen disa acide të oksigjenuara ndërveprimi i oksideve të acidit me ujin.
3. Mund të përftohen edhe acidet anoksike edhe ato të oksigjenuara sipas reaksioneve të shkëmbimit ndërmjet kripërave dhe acideve të tjera.
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (konc) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Disa acide mund të përftohen duke përdorur reaksionet redoks.
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2
Shija e thartë, veprimi në tregues, përçueshmëria elektrike, ndërveprimi me metalet, oksidet bazike dhe amfoterike, bazat dhe kripërat, formimi i estereve me alkoolet - këto veti janë të zakonshme për acidet inorganike dhe organike.
mund të ndahet në dy lloje reaksionesh:
1) janë të zakonshme Për acidet reaksionet shoqërohen me formimin e jonit hidronium H 3 O + në tretësirat ujore;
2) specifike reaksione (d.m.th. karakteristike). acide specifike.
Joni i hidrogjenit mund të hyjë në redoks reaksionet, duke u reduktuar në hidrogjen, si dhe në një reaksion të përbërë me grimca të ngarkuara negativisht ose neutrale që kanë çifte të vetme elektronesh, d.m.th reaksionet acido-bazike.
Vetitë e përgjithshme të acideve përfshijnë reaksionet e acideve me metalet në serinë e tensioneve deri në hidrogjen, për shembull:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Reaksionet acid-bazë përfshijnë reaksionet me oksidet dhe bazat bazike, si dhe me kripërat mesatare, bazike dhe ndonjëherë acidike.
2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Vini re se acidet polibazike shpërndahen hap pas hapi, dhe në çdo hap tjetër, shpërbërja është më e vështirë, prandaj, me një tepricë të acidit, më së shpeshti formohen kripërat acidike, sesa ato të mesme.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 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 \u003d KHS + H 2 O
Në pamje të parë, formimi i kripërave acidike mund të duket i habitshëm. monobazike acid hidrofluorik (hidrofluorik). Megjithatë, ky fakt mund të shpjegohet. Ndryshe nga të gjithë acidet e tjera hidrohalike, acidi fluorik është pjesërisht i polimerizuar në tretësirë (për shkak të formimit të lidhjeve hidrogjenore) dhe në të mund të jenë të pranishme grimca të ndryshme (HF) X, përkatësisht H 2 F 2, H 3 F 3, etj.
Një rast i veçantë i ekuilibrit acid-bazë - reaksionet e acideve dhe bazave me tregues që ndryshojnë ngjyrën në varësi të aciditetit të tretësirës. Treguesit përdoren në analizat cilësore për të zbuluar acidet dhe bazat në zgjidhje.
Treguesit më të përdorur janë lakmus(V neutrale mjedisi vjollce, V i thartë - e kuqe, V alkaline - blu), portokalli metil(V i thartë mjedisi e kuqe, V neutrale - portokalli, V alkaline - e verdhë), fenolftaleinë(V fort alkaline mjedisi e kuqe e kuqe, V neutral dhe acid - pa ngjyrë).
Vetitë specifike acide të ndryshme mund të jenë të dy llojeve: së pari, reaksionet që çojnë në formimin kripëra të patretshme, dhe, së dyti, transformimet redoks. Nëse reaksionet që lidhen me praninë e një joni H + në to janë të zakonshme për të gjitha acidet (reaksione cilësore për zbulimin e acideve), reagimet specifike përdoren si reaksione cilësore për acidet individuale:
Ag + + Cl - = AgCl (precipitat i bardhë)
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (precipitat i bardhë)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitat i verdhë)
Disa reaksione specifike të acideve janë për shkak të vetive të tyre redoks.
Acidet anoksike në tretësirën ujore mund të oksidohen vetëm.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2KSl + 2MnCl 2 + 8H 2 O
H 2 S + Br 2 \u003d S + 2 HBg
Acidet që përmbajnë oksigjen mund të oksidohen vetëm nëse atomi qendror në to është në një gjendje oksidimi më të ulët ose të ndërmjetëm, si, për shembull, në acidin sulfurik:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HCl
Shumë acide që përmbajnë oksigjen, në të cilat atomi qendror ka gjendjen maksimale të oksidimit (S +6, N +5, Cr +6), shfaqin vetitë e agjentëve të fortë oksidues. H 2 SO 4 i koncentruar është një agjent i fortë oksidues.
Cu + 2H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Duhet mbajtur mend se:
- Tretësirat e acidit reagojnë me metale që janë në serinë elektrokimike të tensioneve në të majtë të hidrogjenit, duke iu nënshtruar një sërë kushtesh, më e rëndësishmja prej të cilave është formimi i një kripe të tretshme si rezultat i reaksionit. Ndërveprimi i HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) me metalet vazhdon ndryshe.
Acidi sulfurik i koncentruar në të ftohtë pasivizon aluminin, hekurin, kromin.
- Në ujë, acidet shpërndahen në katione hidrogjeni dhe anione të mbetjeve acide, për shembull:
- Acidet inorganike dhe organike ndërveprojnë me oksidet bazike dhe amfoterike, me kusht që të formohet një kripë e tretshme:
- Si ato ashtu edhe acidet e tjera reagojnë me bazat. Acidet polibazike mund të formojnë kripëra mesatare dhe acide (këto janë reaksione neutralizimi):
- Reagimi midis acideve dhe kripërave ndodh vetëm nëse formohet një precipitat ose gaz:
Ndërveprimi i H 3 PO 4 me gurin gëlqeror do të ndalet për shkak të formimit të precipitatit të fundit të patretshëm Ca 3 (PO 4) 2 në sipërfaqe.
Veçoritë e vetive të HNO 3 nitrik dhe acideve sulfurik të përqendruar H 2 SO 4 (konc.) janë për faktin se kur ndërveprojnë me substanca të thjeshta (metale dhe jometale), jo kationet H +, por nitrat dhe sulfat jonet do të veprojnë si agjentë oksidues. Është logjike të pritet që si rezultat i reaksioneve të tilla të mos formohet hidrogjen H2, por të përftohen substanca të tjera: domosdoshmërisht kripë dhe ujë, si dhe një nga produktet e reduktimit të joneve të nitrateve ose sulfatit, në varësi të përqendrimi i acideve, pozicioni i metalit në një sërë tensionesh dhe kushtet e reagimit (temperatura, imtësia e metalit etj.).
Këto veçori të sjelljes kimike të HNO 3 dhe H 2 SO 4 (konc.) ilustrojnë qartë tezën e teorisë së strukturës kimike për ndikimin reciprok të atomeve në molekulat e substancave.
Konceptet e paqëndrueshmërisë dhe stabilitetit (stabilitetit) shpesh ngatërrohen. Acidet e avullueshme quhen acide, molekulat e të cilave kalojnë lehtësisht në gjendje të gaztë, domethënë avullojnë. Për shembull, acidi klorhidrik është një acid i paqëndrueshëm, por i qëndrueshëm, i qëndrueshëm. Paqëndrueshmëria e acideve të paqëndrueshme nuk mund të gjykohet. Për shembull, acidi silicik jo i paqëndrueshëm dhe i patretshëm zbërthehet në ujë dhe SiO2. Tretësirat ujore të acideve klorhidrik, nitrik, sulfurik, fosforik dhe një sërë acidesh të tjera janë të pangjyrë. Një tretësirë ujore e acidit kromik H 2 CrO 4 është e verdhë, acidi permanganik HMnO 4 është mjedër.
Materiali referues për kalimin e testit:
Tabela e Mendelejevit
Tabela e tretshmërisë
3. Hidroksidet
Hidroksidet formojnë një grup të rëndësishëm midis komponimeve shumëelementare. Disa prej tyre shfaqin vetitë e bazave (hidroksidet bazë) - NaOH, Ba(OH ) 2, etj.; të tjerët shfaqin vetitë e acideve (hidroksidet e acidit) - HNO3, H3PO4 dhe të tjerët. Ekzistojnë gjithashtu hidrokside amfoterike, të cilat, në varësi të kushteve, mund të shfaqin si vetitë e bazave ashtu edhe vetitë e acideve - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, etj.
3.1. Klasifikimi, marrja dhe vetitë e bazave
Bazat (hidroksidet bazë), nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik, janë substanca që shpërbëhen në tretësirë me formimin e joneve të hidroksidit OH. - .
Sipas nomenklaturës moderne, ato zakonisht quhen hidrokside të elementeve, duke treguar, nëse është e nevojshme, valencën e elementit (numrat romakë në kllapa): KOH - hidroksid kaliumi, hidroksid natriumi NaOH , hidroksid kalciumi Ca(OH ) 2 , hidroksid kromi ( II)-Cr(OH ) 2 , hidroksid kromi ( III) - Cr (OH) 3.
Hidroksidet e metaleve zakonisht ndahen në dy grupe: i tretshëm në ujë(i formuar nga metalet alkali dhe alkaline tokësore - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba dhe prandaj quhen alkale) dhe i patretshëm në ujë. Dallimi kryesor midis tyre është se përqendrimi i joneve OH - në tretësirat alkaline është mjaft i lartë, por për bazat e patretshme përcaktohet nga tretshmëria e substancës dhe zakonisht është shumë e vogël. Megjithatë, përqendrimet e vogla të ekuilibrit të jonit OH - edhe në tretësirat e bazave të patretshme përcaktojnë vetitë e kësaj klase përbërjesh.
Sipas numrit të grupeve hidroksil (aciditeti) , të aftë për t'u zëvendësuar nga një mbetje acidi, dallohen:
Bazat e vetme acide - KOH, NaOH
Bazat diacid - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Bazat triacid - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Marrja e bazave
1. Një metodë e zakonshme për marrjen e bazave është reaksioni i shkëmbimit, me të cilin mund të fitohen baza të patretshme dhe të tretshme:
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
Kur bazat e tretshme fitohen me këtë metodë, një kripë e patretshme precipiton.
Kur merren baza të patretshme në ujë me veti amfoterike, duhet të shmanget një tepricë e alkalit, pasi mund të ndodhë shpërbërja e bazës amfoterike, për shembull,
AlCl 3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,
Al (OH) 3 + KOH \u003d K.
Në raste të tilla, hidroksidi i amonit përdoret për të marrë hidrokside, në të cilat oksidet amfoterike nuk treten:
AlCl 3 + 3NH 4 OH \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Hidroksidet e argjendit dhe të merkurit dekompozohen aq lehtë sa kur përpiqeni t'i merrni ato me një reaksion shkëmbimi, në vend të hidroksideve, oksidet precipitojnë:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Alkalet në teknologji zakonisht fitohen nga elektroliza e tretësirave ujore të klorureve:
2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2.
(reaksioni total i elektrolizës)
Alkalet mund të përftohen gjithashtu duke reaguar me ujë të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore ose oksideve të tyre:
2 Li + 2 H 2 O \u003d 2 LiOH + H 2,
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.
Vetitë kimike të bazave
1. Të gjitha bazat e patretshme në ujë dekompozohen kur nxehen për të formuar okside:
2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.
2. Reaksioni më karakteristik i bazave është ndërveprimi i tyre me acidet – reaksioni i neutralizimit. Ai përfshin si bazat alkale ashtu edhe ato të patretshme:
NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Alkalet ndërveprojnë me oksidet acidike dhe amfoterike:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Bazat mund të reagojnë me kripërat acide:
2NaHSO 3 + 2KOH \u003d 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 \u003d CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
5. Është e nevojshme të theksohet veçanërisht aftësia e tretësirave alkaline për të reaguar me disa jometale (halogjene, squfur, fosfor i bardhë, silikon):
2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H 2 O (në të ftohtë),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kur nxehet)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2,
2NaOH + Si + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.
6. Përveç kësaj, tretësirat e përqendruara të alkaleve, kur nxehen, janë gjithashtu të afta të shpërndajnë disa metale (ato përbërjet e të cilave kanë veti amfoterike):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H 2.
Tretësirat alkaline kanë një pH> 7 (alkaline), ndryshoni ngjyrën e treguesve (lakmus - blu, fenolftaleinë - vjollcë).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodin
Përveç oksideve, acideve dhe kripërave, ekziston një grup përbërjesh të quajtura baza ose hidrokside. Të gjithë ata kanë një plan të vetëm të strukturës molekulare: ato përmbajnë domosdoshmërisht një ose më shumë grupe hidroksil të lidhur me një jon metalik në përbërjen e tij. Hidroksidet bazë janë gjenetikisht të lidhura me oksidet dhe kripërat e metaleve, gjë që përcakton jo vetëm vetitë e tyre kimike, por edhe metodat e përgatitjes në laborator dhe industri.
Ekzistojnë disa forma të klasifikimit të bazave, të cilat bazohen si në karakteristikat e metalit që është pjesë e molekulës, ashtu edhe në aftësinë e substancës për t'u tretur në ujë. Në artikullin tonë, ne do të shqyrtojmë këto veçori të hidroksideve, si dhe do të njihemi me vetitë e tyre kimike, nga të cilat varet përdorimi i bazave në industri dhe jetën e përditshme.
Vetitë fizike
Të gjitha bazat e formuara nga metale aktive ose tipike janë të ngurta me një gamë të gjerë pikash shkrirjeje. Në lidhje me ujin, ato ndahen në shumë të tretshme - alkale dhe të patretshme në ujë. Për shembull, hidroksidet bazë që përmbajnë elementë të grupit IA si katione treten lehtësisht në ujë dhe janë elektrolite të fortë. Ato janë të sapunit në prekje, gërryejnë pëlhurën, lëkurën dhe quhen alkale. Kur ato shpërndahen në tretësirë, zbulohen jonet OH, të cilat përcaktohen duke përdorur tregues. Për shembull, fenolftaleina e pangjyrë bëhet e kuqërremtë në një mjedis alkalik. Të dy tretësirat dhe shkrirjet e hidroksideve të natriumit, kaliumit, bariumit dhe kalciumit janë elektrolite; përcjellin elektricitetin dhe konsiderohen përçues të llojit të dytë. Bazat e tretshme që përdoren më shpesh në industri përfshijnë rreth 11 komponime, si hidroksidet bazë të natriumit, kaliumit, amonit, etj.
Struktura e molekulës bazë
Ndërmjet kationit metalik dhe anioneve të grupeve hidroksil në molekulën e substancës formohet një lidhje jonike. Është mjaft i fortë për hidroksidet e patretshme në ujë, kështu që molekulat polare të ujit nuk janë në gjendje të shkatërrojnë rrjetën kristalore të një përbërje të tillë. Alkalet janë substanca të qëndrueshme dhe praktikisht nuk formojnë oksid dhe ujë kur nxehen. Kështu, hidroksidet bazë të kaliumit dhe natriumit zihen në temperatura mbi 1000 ° C, ndërsa ato nuk dekompozohen. Në formulat grafike të të gjitha bazave, shihet qartë se atomi i oksigjenit i grupit hidroksil është i lidhur me njërën lidhje kovalente me atomin e metalit, dhe tjetra me atomin e hidrogjenit. Struktura e molekulës dhe lloji i lidhjes kimike përcaktojnë jo vetëm karakteristikat fizike, por edhe të gjitha karakteristikat kimike të substancave. Le të ndalemi në to në mënyrë më të detajuar.
Kalciumi dhe magnezi dhe tiparet e vetive të përbërjeve të tyre
Të dy elementët janë përfaqësues tipikë të metaleve aktive dhe mund të ndërveprojnë me oksigjenin dhe ujin. Produkti i reaksionit të parë është një oksid bazë. Hidroksidi formohet si rezultat i një procesi ekzotermik që çliron një sasi të madhe nxehtësie. Bazat e kalciumit dhe magnezit janë substanca pluhur të bardhë pak të tretshme. Emrat e mëposhtëm përdoren shpesh për përbërjet e kalciumit: qumësht gëlqereje (nëse është një pezullim në ujë) dhe ujë gëlqere. Si një hidroksid bazik tipik, Ca(OH) 2 reagon me oksidet acide dhe amfoterike, acidet dhe bazat amfoterike, të tilla si hidroksidet e aluminit dhe zinkut. Ndryshe nga alkalet tipike rezistente ndaj nxehtësisë, komponimet e magnezit dhe kalciumit dekompozohen në oksid dhe ujë nën ndikimin e temperaturës. Të dyja bazat, veçanërisht Ca(OH) 2, përdoren gjerësisht në industri, bujqësi dhe nevoja shtëpiake. Le të shqyrtojmë aplikimin e tyre më poshtë.
Fushat e aplikimit të përbërjeve të kalciumit dhe magnezit
Dihet mirë se në ndërtim përdoret një material kimik i quajtur push ose gëlqere e shuar. Është një bazë kalciumi. Më së shpeshti përftohet nga reaksioni i ujit me oksidin bazë të kalciumit. Vetitë kimike të hidroksideve bazë i lejojnë ato të përdoren gjerësisht në degë të ndryshme të ekonomisë kombëtare. Për shembull, për pastrimin e papastërtive në prodhimin e sheqerit të papërpunuar, për prodhimin e zbardhuesit, në zbardhjen e fijeve të pambukut dhe lirit. Para shpikjes së shkëmbyesve të joneve - shkëmbyesit e kationeve, bazat e kalciumit dhe magnezit u përdorën në teknologjitë e zbutjes së ujit, të cilat bënë të mundur heqjen e hidrokarbureve që degradojnë cilësinë e tij. Për ta bërë këtë, uji zihej me një sasi të vogël sode hiri ose gëlqereje të shuar. Një suspension ujor i hidroksidit të magnezit mund të përdoret si një ilaç për pacientët me gastrit për të reduktuar aciditetin e lëngut gastrik.
Vetitë e oksideve dhe hidroksideve bazike
Më të rëndësishmet për substancat e këtij grupi janë reaksionet me oksidet acide, acidet, bazat amfoterike dhe kripërat. Është interesante se bazat e patretshme si hidroksidet e bakrit, hekurit ose nikelit nuk mund të përftohen nga reagimi i drejtpërdrejtë i oksidit me ujë. Në këtë rast, laboratori përdor reaksionin midis kripës dhe alkalit përkatës. Si rezultat, formohen baza që precipitojnë. Për shembull, kështu fitohet një precipitat blu i hidroksidit të bakrit, një precipitat jeshil i një baze hekuri. Më pas, ato avullohen në substanca të ngurta pluhur që lidhen me hidroksidet e patretshme në ujë. Një tipar dallues i këtyre përbërjeve është se, nën veprimin e temperaturave të larta, ato dekompozohen në oksidin dhe ujin përkatës, gjë që nuk mund të thuhet për alkalet. Në fund të fundit, bazat e tretshme në ujë janë termikisht të qëndrueshme.
Aftësia për të elektrolizuar
Duke vazhduar të studiojmë ato kryesore, le të ndalemi në një veçori tjetër me të cilën është e mundur të dallohen bazat e metaleve alkaline dhe tokësore alkaline nga përbërjet e patretshme në ujë. Kjo është pamundësia e këtij të fundit që të shpërndahet në jone nën ndikimin e një rryme elektrike. Përkundrazi, shkrirjet dhe tretësirat e hidroksideve të kaliumit, natriumit, bariumit dhe stronciumit i nënshtrohen lehtësisht elektrolizës dhe janë përcjellës të llojit të dytë.
Marrja e bazave
Duke folur për vetitë e kësaj klase të substancave inorganike, ne kemi renditur pjesërisht reaksionet kimike që qëndrojnë në themel të prodhimit të tyre në kushte laboratorike dhe industriale. Metoda më e arritshme dhe me kosto efektive mund të konsiderohet dekompozimi termik i gurit gëlqeror natyror, si rezultat i të cilit merret Nëse kryeni një reagim me ujë, atëherë ai formon një hidroksid bazë - Ca (OH) 2. Një përzierje e kësaj substance me rërë dhe ujë quhet llaç. Vazhdon të përdoret për suvatimin e mureve, për ngjitjen e tullave dhe në lloje të tjera punimesh ndërtimi. Alkalet mund të përftohen edhe duke reaguar oksidet përkatëse me ujin. Për shembull: K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH. Procesi është ekzotermik, me çlirimin e një sasie të madhe nxehtësie.
Ndërveprimi i alkaleve me oksidet acidike dhe amfoterike
Vetitë kimike karakteristike të bazave të tretshme në ujë përfshijnë aftësinë e tyre për të formuar kripëra në reaksione me oksidet që përmbajnë atome jometale në molekula, të tilla si dioksidi i karbonit, dioksidi i squfurit ose oksidi i silikonit. Në veçanti, hidroksidi i kalciumit përdoret për të tharë gazrat, dhe hidroksidet e natriumit dhe kaliumit për të marrë karbonatet përkatëse. Oksidet e zinkut dhe aluminit, të lidhura me substanca amfoterike, mund të ndërveprojnë si me acidet ashtu edhe me alkalet. Në rastin e fundit, mund të formohen komponime komplekse, të tilla si, për shembull, hidroksozinkat natriumi.
Reagimi i neutralizimit
Një nga vetitë më të rëndësishme të bazave, të pazgjidhshme në ujë dhe alkale, është aftësia e tyre për të reaguar me acide inorganike ose organike. Ky reaksion reduktohet në bashkëveprimin midis dy llojeve të joneve: grupet e hidrogjenit dhe hidroksilit. Ajo çon në formimin e molekulave të ujit: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik, i gjithë reaksioni reduktohet në formimin e një elektroliti të dobët, pak të disociuar - uji.
Në shembullin e dhënë, u formua një kripë mesatare - klorur kaliumi. Nëse hidroksidet bazë merren për reaksion në një sasi më të vogël se sa është e nevojshme për neutralizimin e plotë të acidit polibazik, atëherë kur produkti që rezulton avullohet, gjenden kristale të kripës së acidit. Reaksioni i neutralizimit luan një rol të rëndësishëm në proceset metabolike që ndodhin në sistemet e gjalla - qelizat dhe u lejon atyre, me ndihmën e komplekseve të tyre tampon, të neutralizojnë sasinë e tepërt të joneve të hidrogjenit të grumbulluara në reaksionet e disimilimit.
