Grunder - komplexa ämnen som består av en metallatom och en eller flera hydroxylgrupper. Allmän formel för baser Jag (OH) n . Baser (ur teorin om elektrolytisk dissociation) är elektrolyter som dissocierar när de löses i vatten för att bilda metallkatjoner och hydroxidjoner OH -.
Klassificering. Baserat på deras löslighet i vatten delas baser in i alkalier(vattenlösliga baser) och baser olösliga i vatten . Alkalier bildar alkali- och jordalkalimetaller, liksom några andra metallelement. Beroende på surhet (antalet OH - joner som bildas under fullständig dissociation, eller antalet dissociationssteg), delas baserna in i enkel syra (med fullständig dissociation erhålls en OH-jon; ett dissociationssteg) och polysyra (med fullständig dissociation erhålls mer än en OH-jon; mer än ett dissociationssteg). Bland polysyrabaserna finns det tvåsyra(till exempel Sn(OH)2), trisyra(Fe (OH) 3) och fyrsyra (Th(OH)4). En syra är till exempel basen KOH.
Tilldela en grupp hydroxider som uppvisar kemisk dualitet. De interagerar med både baser och syror. Detta amfotära hydroxider ( centimeter. bord 1).
Tabell 1 - Amfotära hydroxider
|
Amfoter hydroxid (bas- och syraform) |
Syrorester och dess valens |
komplex jon |
|
Zn(OH)2/H2ZnO2 |
ZnO 2 (II) |
2– |
|
Al(OH)3/HAlO2 |
AlO2 (I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2BeO2 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH)2/H2SnO2 |
SnO 2 (II) |
2– |
|
Pb(OH)2/H2PbO2 |
PbO2 (II) |
2– |
|
Fe(OH)3/HFeO2 |
FeO 2 (I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO2 (I) |
– , 3– |
fysikaliska egenskaper. Baser är fasta ämnen av olika färger och varierande löslighet i vatten.
Kemiska egenskaper hos baser
1) Dissociation: KOH + n H 2 O K + × m H2O + OH - x d H 2 O eller förkortat: KOH K + + OH -.
Polysyrabaser dissocierar i flera steg (för det mesta sker dissociation i det första steget). Till exempel dissocierar tvåsyrabasen Fe (OH) 2 i två steg:
Fe(OH)2 FeOH + + OH – (1 steg);
FeOH + Fe2+ + OH- (steg 2).
2) Interaktion med indikatorer(alkalier blir lila lackmusblå, metylorangegula och fenolftaleinhallon):
indikator + OH - ( alkali) färgad förening.
3 ) Sönderfall med bildning av oxid och vatten (se. Tabell 2). Hydroxider alkalimetaller är resistenta mot värme (smälta utan sönderdelning). Hydroxider av alkaliska jordartsmetaller och tungmetaller sönderdelas vanligtvis lätt. Undantaget är Ba(OH) 2, där t diff är tillräckligt hög (ungefär 1000° C).
Zn(OH)2ZnO + H2O.
Tabell 2 - Nedbrytningstemperaturer för vissa metallhydroxider
| Hydroxid | t dekomp., °C | Hydroxid | t dekomp., °C | Hydroxid | t dekomp., °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 | I (OH)3 | 150 |
4 ) Interaktionen mellan alkalier och vissa metaller(t.ex. Al och Zn):
I lösning: 2Al + 2NaOH + 6H2O® 2Na + 3H2
2Al + 2OH- + 6H2O®2- + 3H2.
När sammansmält: 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAl O2 + 3H2.
5 ) Interaktion mellan alkalier och icke-metaller:
6 NaOH + 3Cl2 5Na Cl + NaClO3 + 3H2O.
6) Interaktion av alkalier med sura och amfotära oxider:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H 2 O.
I lösning: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.
När den smälts samman med amfoter oxid: 2NaOH + ZnO Na2 ZnO2 + H2O.
7) Reaktion av baser med syror:
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH - ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O
H2SO4 + Zn (OH)2® ZnSO4 + 2H2O 2H+ + Zn (OH)2® Zn2+ + 2H2O.
8) Interaktion mellan alkalier och amfotära hydroxider(centimeter. bord 1):
I lösning: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
När sammansmält: 2NaOH + Zn(OH)2Na2ZnO2 + 2H2O.
9 ) Interaktionen mellan alkalier och salter. Salter reagerar med en bas som är olöslig i vatten. :
CuS О4 + 2NaOH® Na2SO4 + Cu(OH)2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH)2¯.
Mottagande. Baser olösliga i vatten erhålls genom att omsätta motsvarande salt med alkali:
2NaOH + ZnS О4® Na2SO4 + Zn(OH)2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2¯.
Alkalier får:
1) Interaktionen mellan metalloxid och vatten:
Na2O + H2O® 2NaOH CaO + H2O® Ca (OH) 2.
2) Interaktion mellan alkali- och jordalkalimetaller med vatten:
2Na + H2O® 2NaOH + H2 Ca + 2H2O® Ca (OH)2 + H2.
3) Elektrolys av saltlösningar:
2NaCl + 2H2O H2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Byt interaktion av alkaliska jordartsmetallhydroxider med några salter. Under reaktionens gång måste ett olösligt salt nödvändigtvis erhållas. .
Ba(OH)2 + Na2CO3® 2NaOH + BaCO3 ¯ Ba2+ + CO32 -® BaCO3¯.
LA. Yakovishin
Metall och hydroxylgrupp (OH). Till exempel är natriumhydroxid NaOH, kalcium hydroxid - Ca(Åh) 2 , bariumhydroxid - Ba(Åh) 2 osv.
Erhålla hydroxider.
1. Utbytesreaktion:
CaSO 4 + 2 NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Elektrolys av vattenlösningar av salter:
2KCl + 2H2O \u003d 2KOH + H2 + Cl2,
3. Interaktion mellan alkali- och jordalkalimetaller eller deras oxider med vatten:
K + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Kemiska egenskaper hos hydroxider.
1. Hydroxider är alkaliska till sin natur.
2. Hydroxider löses i vatten (alkali) och är olösliga. Till exempel, KOH- löser sig i vatten Ca(Åh) 2 - lätt löslig, har en vit lösning. Metaller från den första gruppen i det periodiska systemet D.I. Mendeleev ger lösliga baser (hydroxider).
3. Hydroxider sönderdelas vid upphettning:
Cu(Åh) 2 = CuO + H 2 O.
4. Alkalier reagerar med sura och amfotera oxider:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Alkalier kan reagera med vissa icke-metaller vid olika temperaturer på olika sätt:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(kall),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(värme).
6. Interagera med syror:
KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.
Baser, amfotära hydroxider
Baser är komplexa ämnen som består av metallatomer och en eller flera hydroxogrupper (-OH). Den allmänna formeln är Me + y (OH) y, där y är antalet hydroxogrupper lika med oxidationstillståndet för metallen Me. Tabellen visar klassificeringen av baser.
Egenskaper hos alkalihydroxider av alkali- och jordalkalimetaller
1. Vattenlösningar av alkalier är tvål vid beröring, ändra färgen på indikatorer: lackmus - blå, fenolftalein - hallon.
2. Vattenlösningar dissocierar:
3. Interagera med syror och gå in i en utbytesreaktion:
Polysyrabaser kan ge mellan- och basiska salter:
4. Interagera med sura oxider och bildar medium och sura salter, beroende på basiciteten hos syran som motsvarar denna oxid:
5. Interagera med amfotära oxider och hydroxider:
a) fusion:
b) i lösningar:
6. Reagera med vattenlösliga salter om en fällning eller gas bildas:
Olösliga baser (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, etc.) interagerar med syror och sönderdelas vid upphettning:
Amfotära hydroxider
Föreningar kallas amfotera, som beroende på förhållandena både kan vara donatorer av vätekatjoner och uppvisa sura egenskaper, och deras acceptorer, d.v.s., uppvisa basiska egenskaper.
Kemiska egenskaper hos amfotera föreningar
1. Genom att interagera med starka syror avslöjar de huvudegenskaperna:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Interagerar med alkalier - starka baser, de uppvisar sura egenskaper:
Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2 ( komplext salt)
Al (OH)3 + NaOH \u003d Na ( komplext salt)
Föreningar kallas komplex där minst en kovalent bindning bildades av donator-acceptormekanismen.
Den allmänna metoden för att erhålla baser är baserad på utbytesreaktioner, genom vilka både olösliga och lösliga baser kan erhållas.
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓
När lösliga baser erhålls med denna metod fälls ett olösligt salt ut.
Vid erhållande av vattenolösliga baser med amfotära egenskaper bör ett överskott av alkali undvikas, eftersom upplösning av den amfotera basen kan förekomma, till exempel:
AlCl3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl
I sådana fall används ammoniumhydroxid för att erhålla hydroxider, i vilka amfotära hydroxider inte löser sig:
AlCl3 + 3NH3 + ZH2O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Hydroxider av silver och kvicksilver sönderdelas så lätt att när du försöker få fram dem genom en utbytesreaktion, istället för hydroxider, fälls oxider ut:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
Inom industrin erhålls alkalier vanligtvis genom elektrolys av vattenhaltiga lösningar av klorider.
2NaCl + 2H2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Alkalier kan också erhållas genom att omsätta alkali- och jordalkalimetaller eller deras oxider med vatten.
2Li + 2H2O \u003d 2LiOH + H2
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2
syror
Syror kallas komplexa ämnen, vars molekyler består av väteatomer som kan ersättas av metallatomer, och syrarester. Under normala förhållanden kan syror vara fasta (fosfor H 3 PO 4; kisel H 2 SiO 3) och flytande (svavelsyra H 2 SO 4 kommer att vara en ren vätska).
Gaser som väteklorid HCl, vätebromid HBr, vätesulfid H 2 S bildar motsvarande syror i vattenlösningar. Antalet vätejoner som bildas av varje syramolekyl under dissociation bestämmer laddningen av syraresten (anjon) och syrans basicitet.
Enligt protolytisk teori om syror och baser, föreslog samtidigt av den danske kemisten Bronsted och den engelska kemisten Lowry, är en syra ett ämne splittras av med denna reaktion protoner, A grund- ett ämne som kan ta emot protoner.
syra → bas + H+
Utifrån dessa idéer är det tydligt grundläggande egenskaper hos ammoniak, som, på grund av närvaron av ett ensamt elektronpar vid kväveatomen, effektivt accepterar en proton när den interagerar med syror och bildar en ammoniumjon genom en donator-acceptorbindning.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
syrabas syrabas
En mer allmän definition av syror och baser föreslagit av den amerikanske kemisten G. Lewis. Han föreslog att syra-bas-interaktioner är ganska uppstår inte nödvändigtvis med protonöverföring. Vid bestämning av syror och baser enligt Lewis ges huvudrollen i kemiska reaktioner till elektronisk ånga.
Katjoner, anjoner eller neutrala molekyler som kan acceptera ett eller flera elektronpar kallas Lewis-syror.
Till exempel är aluminiumfluorid AlF 3 en syra, eftersom den kan acceptera ett elektronpar när den interagerar med ammoniak.
AlF3 + :NH3 ⇆ :
Katjoner, anjoner eller neutrala molekyler som kan donera elektronpar kallas Lewis-baser (ammoniak är en bas).
Lewis-definitionen täcker alla syra-bas-processer som har beaktats av de tidigare föreslagna teorierna. Tabellen jämför definitionerna av syror och baser som används för närvarande.
Nomenklatur för syror
Eftersom det finns olika definitioner av syror är deras klassificering och nomenklatur ganska godtyckliga.
Beroende på antalet väteatomer som kan spjälkas i en vattenlösning delas syror in i monobasisk(t.ex. HF, HNO2), tvåbasisk(H2CO3, H2SO4) och tribasic(H3RO4).
Enligt sammansättningen av syran är uppdelad i anoxisk(HCl, H2S) och syreinnehållande(HClO4, HNO3).
Vanligtvis namn på syresatta syror härlett från namnet på en icke-metall med tillägg av ändelserna -kai, -sätt, om icke-metallens oxidationstillstånd är lika med grupptalet. När oxidationstillståndet minskar ändras suffixen (i ordning efter minskande metalloxidationstillstånd): - oval, ististaya, - äggrund:
Om vi betraktar polariteten för väte-icke-metallbindningen inom en period, kan vi enkelt relatera polariteten för denna bindning till elementets position i det periodiska systemet. Från metallatomer som lätt förlorar valenselektroner, accepterar väteatomer dessa elektroner och bildar ett stabilt tvåelektronskal som skalet på en heliumatom och ger joniska metallhydrider.
I väteföreningar av element i grupperna III-IV i det periodiska systemet bildar bor, aluminium, kol, kisel kovalenta, svagt polära bindningar med väteatomer som inte är benägna att dissociera. För element i grupperna V-VII i det periodiska systemet, inom en period, ökar polariteten hos icke-metall-vätebindningen med atomens laddning, men fördelningen av laddningar i den resulterande dipolen är annorlunda än i väteföreningar av element som tenderar att donera elektroner. Atomer av icke-metaller, i vilka flera elektroner behövs för att fullborda elektronskalet, drar mot sig själva (polariserar) ett par bindningselektroner ju starkare, desto större laddning av kärnan. Därför, i serien CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF eller SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl, bindningar med väteatomer, medan de förblir kovalenta, blir mer polära, och väteatomen i dipolen av element-vätebindningen blir mer elektropositiv. Om polära molekyler finns i ett polärt lösningsmedel kan processen med elektrolytisk dissociation inträffa.
Låt oss diskutera beteendet hos syrehaltiga syror i vattenlösningar. Dessa syror har en H-O-E-bindning och naturligtvis påverkar O-E-bindningen H-O-bindningens polaritet. Därför dissocierar dessa syror som regel lättare än vatten.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Låt oss titta på några exempel egenskaper hos syresatta syror, bildas av grundämnen som kan uppvisa olika oxidationstillstånd. Det är känt att hypoklorsyra HClO väldigt svag saltsyra HClO2 också svag men starkare än underklor, underklorsyra HclO 3 stark. Perklorsyra HClO 4 är en av de den starkaste oorganiska syror.
Dissociation enligt den sura typen (med eliminering av H-jonen) kräver att O-H-bindningen bryts. Hur kan man förklara minskningen av styrkan hos denna bindning i serierna HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? I denna serie ökar antalet syreatomer associerade med den centrala kloratomen. Varje gång en ny bindning av syre med klor bildas, dras en elektrontäthet bort från kloratomen och därmed från den enda O-Cl-bindningen. Som ett resultat lämnar elektrontätheten delvis О-Н-bindningen, som försvagas på grund av detta.
Ett sådant mönster - förbättring av sura egenskaper med en ökning av graden av oxidation av den centrala atomen - karakteristisk inte bara för klor, utan också för andra grundämnen. Till exempel är salpetersyra HNO3, i vilken kväveoxidationstillståndet är +5, starkare än salpetersyra HNO2 (kväveoxidationstillstånd är +3); svavelsyra H 2 SO 4 (S +6) är starkare än svavelsyra H 2 SO 3 (S +4).
Erhålla syror
1. Anoxiska syror kan erhållas i den direkta kombinationen av icke-metaller med väte.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Vissa syresatta syror kan erhållas interaktion av sura oxider med vatten.
3. Både anoxiska och syresatta syror kan erhållas enligt utbytesreaktioner mellan salter och andra syror.
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) + H2SO4 (konc) = HCl + NaHSO4
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Vissa syror kan erhållas med hjälp av redoxreaktioner.
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2
Sur smak, verkan på indikatorer, elektrisk ledningsförmåga, interaktion med metaller, basiska och amfotera oxider, baser och salter, bildning av estrar med alkoholer - dessa egenskaper är gemensamma för oorganiska och organiska syror.
kan delas in i två typer av reaktioner:
1) är vanliga För syror reaktionerna är förknippade med bildningen av hydroniumjon H 3 O + i vattenlösningar;
2) specifik(dvs karakteristiska) reaktioner specifika syror.
Vätejonen kan komma in i redox reaktioner, reducerande till väte, samt i en sammansatt reaktion med negativt laddade eller neutrala partiklar som har ensamma elektronpar, dvs syra-bas-reaktioner.
Syrors allmänna egenskaper inkluderar reaktionerna mellan syror och metaller i spänningsserien upp till väte, till exempel:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Í 2
Syra-bas-reaktioner inkluderar reaktioner med basiska oxider och baser, såväl som med medium, basiska och ibland sura salter.
2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2 HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Observera att flerbasiska syror dissocierar stegvis, och vid varje nästa steg är dissociationen svårare, därför bildas sura salter oftast med ett överskott av syra, snarare än medium.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na2S + H3PO4 = Na2HPO4 + H2S
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
KOH + H2S \u003d KHS + H2O
Vid första anblicken kan bildandet av sura salter verka överraskande. monobasisk fluorvätesyra (fluorvätesyra). Detta faktum kan dock förklaras. Till skillnad från alla andra halogenvätesyror polymeriseras fluorvätesyra delvis i lösningar (på grund av bildandet av vätebindningar) och olika partiklar (HF) X kan finnas i den, nämligen H 2 F 2, H 3 F 3, etc.
Ett specialfall av syra-basbalans - reaktioner av syror och baser med indikatorer som ändrar färg beroende på lösningens surhet. Indikatorer används i kvalitativ analys för att detektera syror och baser i lösningar.
De vanligaste indikatorerna är lackmus(V neutral miljö lila, V sur - röd, V alkalisk - blå), metylorange(V sur miljö röd, V neutral - orange, V alkalisk - gul), fenolftalein(V mycket alkaliskt miljö röd, V neutral och sur - färglös).
Specifika egenskaper olika syror kan vara av två typer: för det första de reaktioner som leder till bildningen olösliga salter, och för det andra redoxtransformationer. Om reaktionerna förknippade med närvaron av en H+-jon i dem är gemensamma för alla syror (kvalitativa reaktioner för att detektera syror), används specifika reaktioner som kvalitativa reaktioner för enskilda syror:
Ag + + Cl - = AgCl (vit fällning)
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (vit fällning)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gul fällning)
Vissa specifika reaktioner av syror beror på deras redoxegenskaper.
Anoxiska syror i vattenlösning kan bara oxidera.
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2KSl + 2MnCl2 + 8H2O
H2S + Br2 \u003d S + 2HBg
Syrehaltiga syror kan endast oxideras om den centrala atomen i dem är i ett lägre eller mellanliggande oxidationstillstånd, som till exempel i svavelsyra:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl
Många syrehaltiga syror, i vilka den centrala atomen har det maximala oxidationstillståndet (S +6, N +5, Cr +6), uppvisar egenskaperna hos starka oxidationsmedel. Koncentrerad H 2 SO 4 är ett starkt oxidationsmedel.
Cu + 2H2SO4 (konc) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H2SO4 (konc) = CO2 + 2SO2 + 2H2O
Man bör komma ihåg att:
- Sura lösningar reagerar med metaller som finns i den elektrokemiska serie av spänningar till vänster om väte, under förutsättning av ett antal förhållanden, varav den viktigaste är bildandet av ett lösligt salt som ett resultat av reaktionen. Interaktionen mellan HNO 3 och H 2 SO 4 (konc.) med metaller fortskrider annorlunda.
Koncentrerad svavelsyra i kylan passiverar aluminium, järn, krom.
- I vatten dissocierar syror till vätekatjoner och anjoner av syrarester, till exempel:
- Oorganiska och organiska syror interagerar med basiska och amfotera oxider, förutsatt att ett lösligt salt bildas:
- Både dessa och andra syror reagerar med baser. Flerbasiska syror kan bilda både medium och sura salter (dessa är neutraliseringsreaktioner):
- Reaktionen mellan syror och salter sker endast om en fällning eller gas bildas:
Interaktionen mellan H 3 PO 4 och kalksten kommer att upphöra på grund av bildandet av den sista olösliga fällningen Ca 3 (PO 4) 2 på ytan.
Egenskaperna hos salpeter HNO 3 och koncentrerade svavelsyra H 2 SO 4 (konc.) syror beror på det faktum att när de interagerar med enkla ämnen (metaller och icke-metaller), inte H + katjoner, utan nitrat och sulfat joner kommer att fungera som oxidationsmedel. Det är logiskt att förvänta sig att som ett resultat av sådana reaktioner bildas inte väte H 2, utan andra ämnen erhålls: nödvändigtvis salt och vatten, såväl som en av produkterna från reduktionen av nitrat- eller sulfatjoner, beroende på koncentration av syror, metallens position i en serie spänningar och reaktionsförhållanden (temperatur, metallfinhet, etc.).
Dessa egenskaper hos det kemiska beteendet hos HNO 3 och H 2 SO 4 (konc.) illustrerar tydligt tesen om teorin om kemisk struktur om den ömsesidiga inverkan av atomer i ämnens molekyler.
Begreppen volatilitet och stabilitet (stabilitet) blandas ofta ihop. Flyktiga syror kallas syror, vars molekyler lätt övergår i ett gasformigt tillstånd, det vill säga de avdunstar. Till exempel är saltsyra en flyktig men beständig, stabil syra. Instabila syrors flyktighet kan inte bedömas. Till exempel sönderfaller icke-flyktig, olöslig kiselsyra till vatten och SiO 2 . Vattenlösningar av saltsyra, salpetersyra, svavelsyra, fosforsyra och ett antal andra syror är färglösa. En vattenlösning av kromsyra H 2 CrO 4 är gul, permangansyra HMnO 4 är hallon.
Referensmaterial för att klara provet:
Mendeleev bord
Löslighetstabell
3. Hydroxider
Hydroxider utgör en viktig grupp bland multielementföreningar. Vissa av dem uppvisar egenskaperna hos baser (basiska hydroxider) - NaOH, Ba(OH ) 2, etc.; andra uppvisar egenskaperna hos syror (syrahydroxider) - HNO3, H3PO4 och andra. Det finns också amfotära hydroxider, som beroende på förhållandena kan uppvisa både egenskaperna hos baser och egenskaperna hos syror - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, etc.
3.1. Klassificering, erhållande och egenskaper för baser
Baser (basiska hydroxider), ur teorin om elektrolytisk dissociation, är ämnen som dissocierar i lösningar med bildning av OH-hydroxidjoner - .
Enligt modern nomenklatur kallas de vanligtvis elementhydroxider, vilket vid behov indikerar elementets valens (romerska siffror inom parentes): KOH - kaliumhydroxid, natriumhydroxid NaOH , kalcium hydroxid Ca(OH ) 2 , kromhydroxid ( II)-Cr(OH ) 2 , kromhydroxid ( III) - Cr (OH) 3.
Metallhydroxider vanligtvis indelad i två grupper: löslig i vatten(bildas av alkali- och jordalkalimetaller - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba och därför kallas alkalier) och olösligt i vatten. Den största skillnaden mellan dem är att koncentrationen av OH-joner - i alkalilösningar är den ganska hög, men för olösliga baser bestäms den av ämnets löslighet och är vanligtvis mycket liten. Men små jämviktskoncentrationer av OH-jonen - även i lösningar av olösliga baser bestämmer egenskaperna hos denna klass av föreningar.
Beroende på antalet hydroxylgrupper (surhet) , som kan ersättas med en syrarest, särskiljs:
Enstaka syrabaser - KOH, NaOH
Disyrabaser - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Trisyrabaser - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Att få grunderna
1. En vanlig metod för att erhålla baser är utbytesreaktionen, med vilken både olösliga och lösliga baser kan erhållas:
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .
När lösliga baser erhålls med denna metod fälls ett olösligt salt ut.
Vid erhållande av vattenolösliga baser med amfotära egenskaper bör ett överskott av alkali undvikas, eftersom upplösning av den amfotera basen kan ske t.ex.
AlCl3 + 3KOH \u003d Al (OH)3 + 3KCl,
Al (OH)3 + KOH \u003d K.
I sådana fall används ammoniumhydroxid för att erhålla hydroxider, i vilka amfotära oxider inte löser sig:
AlCl3 + 3NH4OH \u003d Al (OH)3 ↓ + 3NH4Cl.
Silver- och kvicksilverhydroxider sönderdelas så lätt att när du försöker få fram dem genom en utbytesreaktion, istället för hydroxider, fälls oxider ut:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Alkalier i teknik erhålls vanligtvis genom elektrolys av vattenhaltiga lösningar av klorider:
2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2.
(total elektrolysreaktion)
Alkalier kan också erhållas genom att omsätta alkali- och jordalkalimetaller eller deras oxider med vatten:
2 Li + 2 H 2 O \u003d 2 LiOH + H 2,
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.
Kemiska egenskaper hos baser
1. Alla vattenolösliga baser sönderdelas vid upphettning och bildar oxider:
2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH)2 \u003d CaO + H2O.
2. Den mest karakteristiska reaktionen av baser är deras interaktion med syror - neutraliseringsreaktionen. Den innehåller både alkalier och olösliga baser:
NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H2O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
3. Alkalier interagerar med sura och amfotera oxider:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al2O3 \u003d 2NaAlO2 + H2O.
4. Baser kan reagera med sura salter:
2NaHSO3 + 2KOH \u003d Na2SO3 + K2SO3 + 2H2O,
Ca(HC03)2 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + CaCO3 + 2H2O.
Cu (OH)2 + 2NaHSO4 \u003d CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.
5. Det är nödvändigt att särskilt betona förmågan hos alkalilösningar att reagera med vissa icke-metaller (halogener, svavel, vit fosfor, kisel):
2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H 2 O (i kylan),
6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KClO3 + 3 H2O (vid uppvärmning)
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,
3KOH + 4P + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2,
2NaOH + Si + H2O \u003d Na2SiO3 + 2H2.
6. Dessutom kan koncentrerade lösningar av alkalier, när de värms upp, också lösa upp vissa metaller (de vars föreningar har amfotära egenskaper):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,
Zn + 2KOH + 2H2O \u003d K2 + H2.
Alkalilösningar har ett pH> 7 (alkalisk), ändra färgen på indikatorerna (lackmus - blå, fenolftalein - lila).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodin
Förutom oxider, syror och salter finns det en grupp föreningar som kallas baser eller hydroxider. Alla av dem har en enda molekylstrukturplan: de innehåller nödvändigtvis en eller flera hydroxylgrupper kopplade till en metalljon i dess sammansättning. Grundläggande hydroxider är genetiskt relaterade till metalloxider och salter, vilket bestämmer inte bara deras kemiska egenskaper, utan också metoder för beredning i laboratoriet och industrin.
Det finns flera former av klassificering av baser, som baseras både på egenskaperna hos den metall som ingår i molekylen och på ämnets förmåga att lösas upp i vatten. I vår artikel kommer vi att överväga dessa egenskaper hos hydroxider, samt bekanta oss med deras kemiska egenskaper, på vilka användningen av baser i industrin och vardagen beror på.
Fysikaliska egenskaper
Alla baser som bildas av aktiva eller typiska metaller är fasta ämnen med ett brett spektrum av smältpunkter. I förhållande till vatten är de uppdelade i mycket lösliga - alkaliska och olösliga i vatten. Till exempel löser sig basiska hydroxider innehållande grupp IA-element som katjoner lätt i vatten och är starka elektrolyter. De är tvålaktiga vid beröring, fräter på tyg, hud och kallas alkalier. När de dissocierar i lösning detekteras OH - joner, vilka bestäms med hjälp av indikatorer. Till exempel blir färglöst fenolftalein röd i ett alkaliskt medium. Både lösningar och smältor av natrium-, kalium-, barium- och kalciumhydroxider är elektrolyter; leder elektricitet och anses vara ledare av det andra slaget. Lösliga baser som oftast används inom industrin inkluderar cirka 11 föreningar, såsom basiska hydroxider av natrium, kalium, ammonium, etc.
Basmolekylens struktur
En jonbindning bildas mellan metallkatjonen och anjonerna i hydroxylgrupperna i ämnets molekyl. Det är tillräckligt starkt för vattenolösliga hydroxider, så polära vattenmolekyler kan inte förstöra kristallgittret hos en sådan förening. Alkalier är stabila ämnen och bildar praktiskt taget inte oxid och vatten vid upphettning. Således kokar de basiska hydroxidema av kalium och natrium vid temperaturer över 1000 ° C, medan de inte sönderdelas. I de grafiska formlerna för alla baser kan man tydligt se att syreatomen i hydroxylgruppen är bunden av en kovalent bindning till metallatomen och den andra till väteatomen. Molekylens struktur och typen av kemisk bindning bestämmer inte bara de fysiska utan också alla kemiska egenskaper hos ämnen. Låt oss uppehålla oss mer i detalj.
Kalcium och magnesium och egenskaper hos deras föreningar
Båda elementen är typiska representanter för aktiva metaller och kan interagera med syre och vatten. Produkten från den första reaktionen är en basisk oxid. Hydroxiden bildas som ett resultat av en exoterm process som frigör en stor mängd värme. Kalcium- och magnesiumbaser är svårlösliga vita pulverformiga ämnen. Följande namn används ofta för kalciumföreningar: mjölk av kalk (om det är en suspension i vatten) och kalkvatten. Som en typisk basisk hydroxid reagerar Ca(OH)2 med sura och amfotära oxider, syror och amfotära baser, såsom aluminium- och zinkhydroxider. Till skillnad från typiska alkalier som är resistenta mot värme, sönderdelas magnesium- och kalciumföreningar till oxid och vatten under inverkan av temperatur. Båda baserna, särskilt Ca(OH)2, används i stor utsträckning inom industri, jordbruk och hushållsbehov. Låt oss överväga deras ansökan nedan.
Användningsområden för kalcium- och magnesiumföreningar
Det är välkänt att ett kemiskt material som kallas fluff eller släckt kalk används i konstruktionen. Det är en kalciumbas. Oftast erhålls det genom reaktion av vatten med basisk kalciumoxid. De kemiska egenskaperna hos basiska hydroxider gör att de kan användas i stor utsträckning inom olika grenar av den nationella ekonomin. Till exempel för rening av föroreningar vid framställning av råsocker, för framställning av blekmedel, för blekning av bomull och linnegarn. Före uppfinningen av jonbytare - katjonbytare användes kalcium- och magnesiumbaser i vattenmjukningstekniker, vilket gjorde det möjligt att bli av med kolväten som försämrar dess kvalitet. För att göra detta kokades vatten med en liten mängd soda eller släckt kalk. En vattenhaltig suspension av magnesiumhydroxid kan användas som ett botemedel för patienter med gastrit för att minska surheten i magsaften.
Egenskaper hos basiska oxider och hydroxider
De viktigaste för ämnen i denna grupp är reaktioner med sura oxider, syror, amfotära baser och salter. Intressant nog kan olösliga baser såsom koppar-, järn- eller nickelhydroxider inte erhållas genom direkt reaktion av oxiden med vatten. I detta fall använder laboratoriet reaktionen mellan motsvarande salt och alkali. Som ett resultat bildas baser som fälls ut. Det är till exempel så här en blå fällning av kopparhydroxid, en grön fällning av en järnbas, erhålls. Därefter förångas de till fasta pulverformiga ämnen relaterade till vattenolösliga hydroxider. En utmärkande egenskap hos dessa föreningar är att de under inverkan av höga temperaturer sönderdelas till motsvarande oxid och vatten, vilket inte kan sägas om alkalier. När allt kommer omkring är vattenlösliga baser termiskt stabila.
Förmåga att elektrolysera
För att fortsätta att studera de viktigaste, låt oss uppehålla oss vid ytterligare en egenskap genom vilken det är möjligt att skilja baserna av alkali- och jordalkalimetaller från vattenolösliga föreningar. Detta är den senares omöjlighet att dissociera till joner under påverkan av en elektrisk ström. Tvärtom utsätts smältor och lösningar av kalium-, natrium-, barium- och strontiumhydroxider lätt för elektrolys och är ledare av det andra slaget.
Att få grunderna
På tal om egenskaperna hos denna klass av oorganiska ämnen har vi delvis listat de kemiska reaktioner som ligger till grund för deras produktion i laboratorie- och industriförhållanden. Den mest tillgängliga och kostnadseffektiva metoden kan betraktas som termisk nedbrytning av naturlig kalksten, som ett resultat av vilken man kan erhålla Om du utför en reaktion med vatten, bildar den en basisk hydroxid - Ca (OH) 2. En blandning av detta ämne med sand och vatten kallas murbruk. Det fortsätter att användas för putsning av väggar, för limning av tegel och i andra typer av byggnadsarbeten. Alkalier kan också erhållas genom att reagera motsvarande oxider med vatten. Till exempel: K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH. Processen är exoterm, med frigöring av en stor mängd värme.
Interaktion av alkalier med sura och amfotära oxider
De karakteristiska kemiska egenskaperna hos vattenlösliga baser inkluderar deras förmåga att bilda salter i reaktioner med oxider som innehåller icke-metallatomer i molekyler, såsom koldioxid, svaveldioxid eller kiseloxid. I synnerhet används kalciumhydroxid för att torka gaser, och natrium- och kaliumhydroxider för att erhålla motsvarande karbonater. Oxider av zink och aluminium, relaterade till amfotära ämnen, kan interagera med både syror och alkalier. I det senare fallet kan komplexa föreningar bildas, såsom exempelvis natriumhydroxozinkat.
Neutraliseringsreaktion
En av de viktigaste egenskaperna hos baser, både olösliga i vatten och alkalier, är deras förmåga att reagera med oorganiska eller organiska syror. Denna reaktion reduceras till interaktionen mellan två typer av joner: väte och hydroxylgrupper. Det leder till bildandet av vattenmolekyler: HCI + KOH = KCI + H 2 O. Ur teorin om elektrolytisk dissociation reduceras hela reaktionen till bildandet av en svag, något dissocierad elektrolyt - vatten.
I det angivna exemplet bildades ett genomsnittligt salt - kaliumklorid. Om basiska hydroxider tas för reaktionen i en mängd som är mindre än vad som är nödvändigt för fullständig neutralisering av den flerbasiska syran, då den resulterande produkten förångas, hittas kristaller av sursaltet. Neutraliseringsreaktionen spelar en viktig roll i de metaboliska processer som sker i levande system - celler och låter dem, med hjälp av sina egna buffertkomplex, neutralisera överskottsmängden vätejoner som ackumuleras i dissimileringsreaktioner.
