Sebepler – bir metal atomu ve bir veya daha fazla hidroksil grubundan oluşan karmaşık maddeler. Bazların genel formülü ben(OH) N . Bazlar (elektrolitik ayrışma teorisi açısından), suda çözündüğünde metal katyonları ve hidroksit iyonları OH – oluşturmak üzere ayrışan elektrolitlerdir.
Sınıflandırma. Bazlar sudaki çözünürlüklerine göre ikiye ayrılır. alkaliler(suda çözünür bazlar) ve suda çözünmeyen bazlar . Alkaliler, alkali ve toprak alkali metallerin yanı sıra diğer bazı metal elementleri oluşturur. Asitliğe (tam ayrışma sırasında oluşan ОН– iyonlarının sayısı veya ayrışma adımlarının sayısı) bağlı olarak bazlar aşağıdakilere ayrılır: monoasit (tamamen ayrışma ile bir O H – iyonu elde edilir; bir ayrışma adımı) ve poliasit (tam ayrışma ile birden fazla OH – iyonu elde edilir; birden fazla ayrışma adımı). Poliasit bazları arasında şunlar bulunur: diasit(örneğin, Sn(OH)2 ), triasit(Fe(OH)3) ve tetra-asit (Th(OH)4). Örneğin KOH bazı bir monoasit bazıdır.
Kimyasal dualite sergileyen bir grup hidroksit vardır. Hem bazlarla hem de asitlerle etkileşime girerler. Bu amfoterik hidroksitler ( santimetre. tablo 1).
Tablo 1 - Amfoterik hidroksitler
|
Amfoterik hidroksit (bazik ve asidik form) |
Asit kalıntısı ve değeri |
Ten |
|
Zn(OH)2 / H2ZnO2 |
ZnO2(II) |
2– |
|
Al(OH)3 / HAlO2 |
AlO2(I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2BeO2 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH)2 / H2SnO2 |
SnO2(II) |
2– |
|
Pb(OH)2 / H2PbO2 |
PbO2(II) |
2– |
|
Fe(OH)3 / HFeO2 |
FeO2(I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO2(I) |
– , 3– |
Fiziki ozellikleri. Bazlar çeşitli renklerde ve suda çözünürlükleri değişen katılardır.
Bazların kimyasal özellikleri
1) Ayrışma: CON + N H 2 Tamam + × M H 2 O + OH – × D H 2 O veya kısaltılmış hali: KOH K + + OH – .
Poliasit bazları birkaç aşamada ayrışır (çoğunlukla ayrışma ilk adımda meydana gelir). Örneğin, diasit bazı Fe(OH)2 iki adımda ayrışır:
Fe(OH)2 FeOH + + OH – (1. aşama);
FeOH + Fe 2+ + OH – (2. aşama).
2) Göstergelerle etkileşim(alkaliler menekşe turnusol mavisine, metil turuncu sarıya ve fenolftalein kırmızıya dönüşür):
gösterge + OH – ( alkali)renkli bileşik.
3 ) Ayrışma oksit ve su oluşumu ile (bkz. Tablo 2). Hidroksitler alkali metaller ısıya dayanıklıdır (ayrışmadan erir). Alkali toprak ve ağır metal hidroksitler genellikle kolayca ayrışır. Bunun istisnası Ba(OH)2'dir; bunun için T fark oldukça yüksek (yaklaşık 1000° C).
Zn(OH)2ZnO + H20.
Tablo 2 - Bazı metal hidroksitlerin ayrışma sıcaklıkları
| Hidroksit | T razil, °C | Hidroksit | T razil, °C | Hidroksit | T razil, °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 | (OH)3'te | 150 |
4 ) Alkalilerin bazı metallerle etkileşimi(örneğin Al ve Zn):
Çözeltide: 2Al + 2NaOH + 6H20® 2Na + 3H2
2Al + 2OH – + 6H20® 2 – + 3H2.
Kaynaştırıldığında: 2Al + 2NaOH + 2H202NaAl02 + 3H2.
5 ) Alkalilerin metal olmayanlarla etkileşimi:
6 NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H20.
6) Alkalilerin asidik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi:
2NaOH + CO2® Na2CO3 + H202OH – + CO2® CO3 2– + H2O.
Çözeltide: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2– .
Amfoterik oksit ile birleştirildiğinde: 2NaOH + ZnO Na2 ZnO2 + H20.
7) Bazların asitlerle etkileşimi:
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH – ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O
H2S04 + Zn(OH)2® ZnS04 + 2H202H + + Zn(OH)2® Zn2+ + 2H20.
8) Alkalilerin amfoterik hidroksitlerle etkileşimi(santimetre. tablo 1):
Çözeltide: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Füzyon için: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2Zn02 + 2H20.
9 ) Alkalilerin tuzlarla etkileşimi. Reaksiyon, suda çözünmeyen bir baza karşılık gelen tuzları içerir. :
CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Fiş. Suda çözünmeyen bazlar karşılık gelen tuzun bir alkali ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:
2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Alkaliler şunları alır:
1) Metal oksidin su ile etkileşimi:
Na2O + H20® 2NaOH CaO + H20® Ca(OH)2.
2) Alkali ve toprak alkali metallerin su ile etkileşimi:
2Na + H20® 2NaOH + H2Ca + 2H20® Ca(OH)2 + H2.
3) Tuz çözeltilerinin elektrolizi:
2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Alkali toprak metal hidroksitlerin belirli tuzlarla değişim etkileşimi. Reaksiyonun mutlaka çözünmeyen bir tuz üretmesi gerekir. .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
L.A. Yakovişin
Metal ve hidroksil grubu (OH). Örneğin sodyum hidroksit - NaOH, kalsiyum hidroksit - CA(AH) 2 , baryum hidroksit - Ba(AH) 2 vb.
Hidroksitlerin hazırlanması.
1. Değişim reaksiyonu:
CaS04 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2S04,
2. Sulu tuz çözeltilerinin elektrolizi:
2KCl + 2H20 = 2KOH + H2 + Cl2,
3. Alkali ve toprak alkali metallerin veya bunların oksitlerinin su ile etkileşimi:
B+2H 2 Ö = 2 KOH + H 2 ,
Hidroksitlerin kimyasal özellikleri.
1. Hidroksitlerin yapısı alkalidir.
2. Hidroksitler Suda (alkali) çözünür ve çözünmez. Örneğin, KOH- suda çözünür ve CA(AH) 2 - az çözünür, beyaz çözelti. Periyodik tablonun 1. grubunun metalleri D.I. Mendeleev çözünür bazlar (hidroksitler) verir.
3. Hidroksitler ısıtıldığında ayrışır:
Cu(AH) 2 = CuO + H 2 Ö.
4. Alkaliler asidik ve amfoterik oksitlerle reaksiyona girer:
2KOH + C02 = K2C03 + H20.
5. Alkaliler bazı metal olmayan maddelerle farklı sıcaklıklarda farklı şekillerde reaksiyona girebilir:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 Ö(soğuk),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 Ö(sıcaklık).
6. Asitlerle etkileşime geçin:
KOH + HNO3 = BİLİNÇ 3 + H 2 Ö.
Bazlar, amfoterik hidroksitler
Bazlar, metal atomları ve bir veya daha fazla hidroksil grubundan (-OH) oluşan karmaşık maddelerdir. Genel formül Me +y (OH) y'dir; burada y, Me metalinin oksidasyon durumuna eşit hidrokso gruplarının sayısıdır. Tablo bazların sınıflandırılmasını göstermektedir.
Alkalilerin özellikleri, alkali ve alkali toprak metallerin hidroksitleri
1. Alkalilerin sulu çözeltileri dokunulduğunda sabunludur ve göstergelerin rengini değiştirir: turnusol - mavi, fenolftalein - koyu kırmızı.
2. Sulu çözeltiler ayrışır:
3. Bir değişim reaksiyonuna girerek asitlerle etkileşime geçin:
Poliasit bazlar orta ve bazik tuzlar verebilir:
4. Asidik oksitlerle reaksiyona girerek, bu okside karşılık gelen asidin bazlığına bağlı olarak ortam ve asidik tuzlar oluşturur:
5. Amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşime geçin:
a) füzyon:
b) çözümlerde:
6. Bir çökelti veya gaz oluşması durumunda suda çözünür tuzlarla etkileşime geçin:
Çözünmeyen bazlar (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, vb.) asitlerle etkileşime girer ve ısıtıldığında ayrışır:
Amfoterik hidroksitler
Amfoterik bileşikler, koşullara bağlı olarak hem hidrojen katyonlarının donörü olabilen hem de asidik özellikler sergileyen ve bunların alıcıları, yani temel özellikler sergileyen bileşiklerdir.
Amfoterik bileşiklerin kimyasal özellikleri
1. Güçlü asitlerle etkileşime girerek temel özellikler sergilerler:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20
2. Alkalilerle etkileşime girerek - güçlü bazlar, asidik özellikler sergilerler:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( karmaşık tuz)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( karmaşık tuz)
Kompleks bileşikler, en az bir kovalent bağın bir verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulduğu bileşiklerdir.
Baz hazırlamanın genel yöntemi, hem çözünmeyen hem de çözünür bazların elde edilebildiği değişim reaksiyonlarına dayanmaktadır.
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2S04
K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaCO3 ↓
Bu yöntemle çözünür bazlar elde edildiğinde çözünmeyen bir tuz çökelir.
Amfoterik özelliklere sahip suda çözünmeyen bazlar hazırlanırken, amfoterik bazın çözünmesi meydana gelebileceğinden aşırı alkaliden kaçınılmalıdır, örneğin:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
Bu gibi durumlarda, amfoterik hidroksitlerin çözünmediği hidroksitleri elde etmek için amonyum hidroksit kullanılır:
AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl
Gümüş ve cıva hidroksitleri o kadar kolay ayrışır ki, bunları değişim reaksiyonuyla elde etmeye çalışırken hidroksitler yerine oksitler çöker:
2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + H2O + 2KNO3
Endüstride alkaliler genellikle sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi ile elde edilir.
2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Alkaliler ayrıca alkali ve alkali toprak metallerinin veya bunların oksitlerinin su ile reaksiyona sokulmasıyla da elde edilebilir.
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2
SrO + H2O = Sr(OH)2
Asitler
Asitler, molekülleri metal atomları ve asidik kalıntılarla değiştirilebilen hidrojen atomlarından oluşan karmaşık maddelerdir. Normal koşullar altında asitler katı (fosforik H3PO4; silikon H2SiO3) ve sıvı (saf formunda sülfürik asit H2S04 sıvı olacaktır) olabilir.
Hidrojen klorür HCl, hidrojen bromür HBr, hidrojen sülfür H2S gibi gazlar sulu çözeltilerde karşılık gelen asitleri oluşturur. Ayrışma sırasında her bir asit molekülünün oluşturduğu hidrojen iyonlarının sayısı, asit kalıntısının (anyon) yükünü ve asidin bazlığını belirler.
Buna göre asit ve bazların protolitik teorisi, Danimarkalı kimyager Brønsted ve İngiliz kimyager Lowry tarafından eş zamanlı olarak önerilen asit, bir maddedir. ayrılmak bu tepkiyle protonlar, A temel- yapabilen bir madde Protonları kabul edin.
asit → baz + H +
Bu tür fikirlere dayanarak, açıktır amonyağın temel özellikleri, nitrojen atomunda yalnız bir elektron çiftinin varlığı nedeniyle, asitlerle etkileşime girdiğinde etkili bir şekilde bir proton kabul eder ve bir donör-alıcı bağı yoluyla bir amonyum iyonu oluşturur.
HNO3 + NH3 ⇆ NH4 + + NO3 —
asit baz asit baz
Asitlerin ve bazların daha genel tanımı Amerikalı kimyager G. Lewis tarafından önerildi. Asit-baz etkileşimlerinin tamamen gerçekleştiğini öne sürdü. mutlaka protonların transferi ile oluşmaz. Asit ve bazların Lewis tayininde kimyasal reaksiyonlarda ana rol şu şekilde oynanır: elektron çiftleri
Bir veya daha fazla elektron çiftini kabul edebilen katyon, anyon veya nötr moleküllere denir. Lewis asitleri.
Örneğin alüminyum florür AlF3 bir asittir, çünkü amonyakla etkileşime girdiğinde bir elektron çiftini kabul edebilir.
AlF3 + :NH3 ⇆ :
Elektron çifti verebilen katyonlar, anyonlar veya nötr moleküllere Lewis bazları denir (amonyak bir bazdır).
Lewis'in tanımı daha önce önerilen teoriler tarafından dikkate alınan tüm asit-baz süreçlerini kapsamaktadır. Tabloda halihazırda kullanılan asit ve bazların tanımları karşılaştırılmaktadır.
Asitlerin isimlendirilmesi
Asitlerin farklı tanımları olduğundan, bunların sınıflandırılması ve isimlendirilmesi oldukça keyfidir.
Sulu bir çözeltide elimine edilebilen hidrojen atomlarının sayısına göre asitler ikiye ayrılır: tek bazlı(örneğin HF, HNO 2), dibazik(H2C03, H2S04) ve tribazik(H3P04).
Asidin bileşimine göre ikiye ayrılırlar: oksijensiz(HCl, H2S) ve oksijen içeren(HClO4, HNO3).
Genellikle oksijen içeren asitlerin isimleri metal olmayanın adından -kai son ekinin eklenmesiyle türetilir, -vaya, metal olmayanın oksidasyon durumu grup numarasına eşitse. Oksidasyon durumu azaldıkça son ekler değişir (metalin oksidasyon durumunun azalmasına göre): -opak, paslı, -ovish:
Hidrojen-ametal bağının bir periyot içindeki polaritesini dikkate alırsak, bu bağın polaritesini elementin Periyodik Tablodaki konumuyla kolaylıkla ilişkilendirebiliriz. Değerlik elektronlarını kolayca kaybeden metal atomlarından hidrojen atomları bu elektronları kabul ederek helyum atomunun kabuğuna benzer iki elektronlu kararlı bir kabuk oluşturur ve iyonik metal hidritleri verir.
Periyodik Tablonun III-IV gruplarının elementlerinin hidrojen bileşiklerinde bor, alüminyum, karbon ve silikon, ayrışmaya eğilimli olmayan hidrojen atomlarıyla kovalent, zayıf polar bağlar oluşturur. Periyodik Tablonun V-VII gruplarının elemanları için, bir periyot içinde, ametal-hidrojen bağının polaritesi atomun yüküyle birlikte artar, ancak ortaya çıkan dipoldeki yüklerin dağılımı, elementlerin hidrojen bileşiklerinden farklıdır. elektron verme eğilimindedir. Elektron kabuğunu tamamlamak için birkaç elektrona ihtiyaç duyan metal olmayan atomlar, bir çift bağ elektronunu ne kadar güçlü çekerse (polarize ederse) nükleer yük o kadar büyük olur. Bu nedenle, CH4 - NH3 - H2O - HF veya SiH4 - PH3 - H2S - HC1 serisinde, hidrojen atomlarıyla bağlar kovalent kalarak doğada daha polar hale gelir ve hidrojen atomu element-hidrojen bağı dipolü daha elektropozitif hale gelir. Polar moleküller kendilerini polar bir çözücü içinde bulursa, bir elektrolitik ayrışma süreci meydana gelebilir.
Oksijen içeren asitlerin sulu çözeltilerdeki davranışını tartışalım. Bu asitlerin bir H-O-E bağı vardır ve doğal olarak H-O bağının polaritesi O-E bağından etkilenir. Bu nedenle, bu asitler kural olarak sudan daha kolay ayrışır.
H 2 SO 3 + H 2 Ö ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Birkaç örneğe bakalım oksijen içeren asitlerin özellikleri, Farklı derecelerde oksidasyon gösterebilen elementlerden oluşur. biliniyor ki hipokloröz asit HClO çok zayıf klorlu asit HClO 2 ayrıca zayıf, ancak hipokloröz, hipokloröz asit HClO3'ten daha güçlüdür güçlü. Perklorik asit HClO 4 aşağıdakilerden biridir en güçlü inorganik asitler.
Asidik ayrışma için (H iyonunun ortadan kaldırılmasıyla), O-H bağının bölünmesi gereklidir. HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 serisinde bu bağın kuvvetinin azalmasını nasıl açıklayabiliriz? Bu seride merkezi klor atomuna bağlı oksijen atomlarının sayısı artar. Her yeni oksijen-klor bağı oluştuğunda, elektron yoğunluğu klor atomundan ve dolayısıyla O-Cl tekli bağından çekilir. Sonuç olarak elektron yoğunluğu O-H bağını kısmen terk eder ve sonuç olarak zayıflar.
Bu desen - merkezi atomun oksidasyon derecesinin artmasıyla asidik özelliklerin güçlendirilmesi - sadece klorun değil aynı zamanda diğer elementlerin de karakteristiğidir.Örneğin, nitrojenin oksidasyon durumunun +5 olduğu nitrik asit HNO 3, nitröz asit HNO 2'den daha güçlüdür (nitrojenin oksidasyon durumu +3'tür); sülfürik asit H2S04 (S +6), sülfürik asit H2S03'ten (S +4) daha güçlüdür.
Asitlerin elde edilmesi
1. Oksijensiz Asitler Elde Edilebilir metal olmayanların hidrojenle doğrudan birleştirilmesiyle.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Oksijen içeren bazı asitler elde edilebilir asit oksitlerin su ile etkileşimi.
3. Hem oksijensiz hem de oksijen içeren asitler elde edilebilir metabolik reaksiyonlarla tuzlar ve diğer asitler arasında.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04
NaCl (T) + H2S04 (kons) = HCl + NaHSO4
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20
4. Bazı asitler kullanılarak elde edilebilir redoks reaksiyonları.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO3 + 2H20 = ZN3PO4 + 5NO2
Ekşi tat, göstergeler üzerindeki etki, elektriksel iletkenlik, metallerle etkileşim, bazik ve amfoterik oksitler, bazlar ve tuzlar, alkollerle ester oluşumu - bu özellikler inorganik ve organik asitler için ortaktır.
iki tür reaksiyona ayrılabilir:
1) yaygındırİçin asitler reaksiyonlar sulu çözeltilerde hidronyum iyonu H3O+ oluşumuyla ilişkilidir;
2) özel(yani karakteristik) reaksiyonlar spesifik asitler.
Hidrojen iyonu girebilir redoks reaksiyon, hidrojene indirgenme ve bileşik bir reaksiyonda yalnız elektron çiftlerine sahip negatif yüklü veya nötr parçacıklar ile; asit-baz reaksiyonları.
Asitlerin genel özellikleri, asitlerin hidrojene kadar voltaj serisindeki metallerle reaksiyonlarını içerir, örneğin:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Asit-baz reaksiyonları, bazik oksitler ve bazların yanı sıra ara, bazik ve bazen asidik tuzlarla reaksiyonları içerir.
2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + C02 + 3H20
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O
2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2 + 2H2O
Polibazik asitlerin adım adım ayrıştığını ve sonraki her adımda ayrışmanın daha zor olduğunu, bu nedenle aşırı asitle ortalama olanlardan ziyade asidik tuzların çoğunlukla oluştuğunu unutmayın.
Ca3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H20
KOH + H2S = KHS + H20
İlk bakışta asit tuzlarının oluşumu şaşırtıcı görünebilir tek bazlı hidroflorik asit. Ancak bu gerçek açıklanabilir. Diğer tüm hidrohalik asitlerin aksine, çözeltilerdeki hidroflorik asit kısmen polimerize edilir (hidrojen bağlarının oluşması nedeniyle) ve içinde çeşitli parçacıklar (HF) X, yani H2F2, H3F3, vb. mevcut olabilir.
Asit-baz dengesinin özel bir durumu - asitlerin ve bazların, çözeltinin asitliğine bağlı olarak rengini değiştiren göstergelerle reaksiyonları. Göstergeler nitel analizde asitleri ve bazları tespit etmek için kullanılırçözümlerde.
En sık kullanılan göstergeler şunlardır: turnusol(V doğalçevre mor, V ekşi - kırmızı, V alkalin - mavi), metil turuncu(V ekşiçevre kırmızı, V doğal - turuncu, V alkalin - sarı), fenolftalein(V son derece alkaliçevre ahududu kırmızısı, V nötr ve asidik - renksiz).
Belirli özellikler farklı asitler iki tipte olabilir: birincisi, oluşuma yol açan reaksiyonlar çözünmeyen tuzlar, ve ikinci olarak, redoks dönüşümleri. H + iyonunun varlığıyla ilişkili reaksiyonlar tüm asitler için ortaksa (asitlerin tespiti için nitel reaksiyonlar), bireysel asitler için nitel reaksiyonlar olarak spesifik reaksiyonlar kullanılır:
Ag + + Cl - = AgCl (beyaz çökelti)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (beyaz çökelti)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (sarı çökelti)
Asitlerin bazı spesifik reaksiyonları redoks özelliklerinden kaynaklanmaktadır.
Sulu bir çözeltideki anoksik asitler yalnızca oksitlenebilir.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Oksijen içeren asitler, yalnızca içlerindeki merkezi atomun, örneğin sülfürik asitte olduğu gibi, daha düşük veya orta bir oksidasyon durumunda olması durumunda oksitlenebilir:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
Merkez atomunun maksimum oksidasyon durumuna (S +6, N +5, Cr +6) sahip olduğu birçok oksijen içeren asit, güçlü oksitleyici ajanların özelliklerini gösterir. Konsantre H 2 SO 4 güçlü bir oksitleyici ajandır.
Cu + 2H 2 SO 4 (kons.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
C + 2H 2 SO 4 (kons.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Şunu unutmamak gerekir:
- Asit çözeltileri, elektrokimyasal voltaj serisinde hidrojenin solundaki metallerle, bir dizi koşula bağlı olarak reaksiyona girer; bunlardan en önemlisi, reaksiyon sonucunda çözünür bir tuzun oluşmasıdır. HNO 3 ve H 2 SO 4'ün (kons.) metallerle etkileşimi farklı şekilde ilerler.
Soğuktaki konsantre sülfürik asit alüminyum, demir ve kromu pasifleştirir.
- Suda asitler hidrojen katyonlarına ve asit kalıntılarının anyonlarına ayrışır, örneğin:
- İnorganik ve organik asitler, çözünür bir tuz oluşması koşuluyla bazik ve amfoterik oksitlerle reaksiyona girer:
- Her iki asit de bazlarla reaksiyona girer. Polibazik asitler hem ara hem de asit tuzları oluşturabilir (bunlar nötrleştirme reaksiyonlarıdır):
- Asitler ve tuzlar arasındaki reaksiyon yalnızca bir çökelti veya gaz oluştuğunda meydana gelir:
H3PO4'ün kireçtaşı ile etkileşimi, yüzeyde son çözünmeyen Ca3 (PO4) 2 çökeltisinin oluşması nedeniyle duracaktır.
Nitrik HNO 3 ve konsantre sülfürik H 2 SO 4 (kons.) asitlerin özelliklerinin özellikleri, basit maddelerle (metaller ve metal olmayanlar) etkileşime girdiklerinde oksitleyici maddelerin H + katyonları olmayacağı gerçeğinden kaynaklanmaktadır. ancak nitrat ve sülfat iyonları. Bu tür reaksiyonların bir sonucu olarak hidrojen H2'nin oluşmamasını, ancak başka maddelerin elde edilmesini beklemek mantıklıdır: konsantrasyona bağlı olarak mutlaka tuz ve suyun yanı sıra nitrat veya sülfat iyonlarının indirgenmesinin ürünlerinden biri. asitlerin miktarı, gerilim serisinde metalin konumu ve reaksiyon koşulları (sıcaklık, metalin öğütülme derecesi vb.).
HNO3 ve H2SO4'ün (kons.) kimyasal davranışının bu özellikleri, kimyasal yapı teorisinin, madde moleküllerindeki atomların karşılıklı etkisi hakkındaki tezini açıkça göstermektedir.
Volatilite ve stabilite (istikrar) kavramları sıklıkla karıştırılmaktadır. Uçucu asitler, molekülleri kolayca gaz haline geçen, yani buharlaşan asitlerdir. Örneğin hidroklorik asit uçucu fakat kararlı bir asittir. Kararsız asitlerin uçuculuğunu yargılamak imkansızdır. Örneğin uçucu olmayan, çözünmeyen silisik asit, suya ve Si02'ye ayrışır. Hidroklorik, nitrik, sülfürik, fosforik ve diğer bazı asitlerin sulu çözeltileri renksizdir. Sulu bir kromik asit H2CrO4 çözeltisi sarı renktedir ve manganez asit HMn04 koyu kırmızıdır.
Sınava girmek için referans materyali:
Mendeleev tablosu
Çözünürlük tablosu
3. Hidroksitler
Çok elementli bileşikler arasında önemli bir grup hidroksitlerdir. Bazıları bazların (bazik hidroksitler) özelliklerini gösterir - NaOH, Ba(OH ) 2 vb.; diğerleri asitlerin (asit hidroksitler) özelliklerini gösterir - HNO3, H3PO4 ve diğerleri. Koşullara bağlı olarak hem bazların hem de asitlerin özelliklerini sergileyebilen amfoterik hidroksitler de vardır. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 vb.
3.1. Bazların sınıflandırılması, hazırlanması ve özellikleri
Elektrolitik ayrışma teorisi açısından bazlar (bazik hidroksitler), OH hidroksit iyonları oluşturmak üzere çözeltilerde ayrışan maddelerdir. - .
Modern terminolojiye göre, bunlara genellikle elementlerin hidroksitleri denir ve gerekirse elementin değerini gösterir (parantez içindeki Romen rakamlarıyla): KOH - potasyum hidroksit, sodyum hidroksit NaOH , kalsiyum hidroksit Ca(OH ) 2, krom hidroksit ( II)-Cr(OH) ) 2, krom hidroksit ( III) - Cr(OH)3.
Metal hidroksitler genellikle iki gruba ayrılır: suda çözünür(alkali ve alkalin toprak metallerinden oluşur - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba ve bu nedenle alkaliler olarak adlandırılır) ve suda çözünmez. Aralarındaki temel fark, OH iyonlarının konsantrasyonudur. - alkali çözeltilerde oldukça yüksektir, ancak çözünmeyen bazlar için maddenin çözünürlüğüne göre belirlenir ve genellikle çok küçüktür. Bununla birlikte, OH iyonunun küçük denge konsantrasyonları - çözünmeyen bazların çözeltilerinde bile bu sınıftaki bileşiklerin özellikleri belirlenir.
Hidroksil gruplarının sayısına göre (asitlik) Asidik bir kalıntı ile değiştirilebilenler ayırt edilir:
Mono-asit bazlar - KOH, NaOH;
Diasit bazları - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
Triasit bazları - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Gerekçe almak
1. Bazların hazırlanmasına yönelik genel yöntem, hem çözünmeyen hem de çözünür bazların elde edilebildiği bir değişim reaksiyonudur:
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2S04,
K2S04 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaC03↓ .
Bu yöntemle çözünür bazlar elde edildiğinde çözünmeyen bir tuz çökelir.
Amfoterik özelliklere sahip suda çözünmeyen bazlar hazırlanırken, amfoterik bazın çözünmesi meydana gelebileceğinden aşırı alkaliden kaçınılmalıdır, örneğin:
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
Bu gibi durumlarda, amfoterik oksitlerin çözünmediği hidroksitleri elde etmek için amonyum hidroksit kullanılır:
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl.
Gümüş ve cıva hidroksitleri o kadar kolay ayrışır ki, bunları değişim reaksiyonuyla elde etmeye çalışırken hidroksitler yerine oksitler çöker:
2AgN03 + 2KOH = Ag20 ↓ + H20 + 2KNO3.
2. Teknolojideki alkaliler genellikle sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi ile elde edilir:
2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2.
(toplam elektroliz reaksiyonu)
Alkaliler ayrıca alkali ve alkali toprak metallerinin veya bunların oksitlerinin su ile reaksiyona sokulmasıyla da elde edilebilir:
2 Li + 2 H20 = 2 LiOH + H2,
SrO + H20 = Sr(OH)2.
Bazların kimyasal özellikleri
1. Suda çözünmeyen tüm bazlar ısıtıldığında oksitler oluşturacak şekilde ayrışır:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH)2 = CaO + H20.
2. Bazların en karakteristik reaksiyonu, asitlerle etkileşimleridir - nötrleşme reaksiyonu. Hem alkaliler hem de çözünmeyen bazlar buna girer:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H20,
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20.
3. Alkaliler asidik ve amfoterik oksitlerle etkileşime girer:
2KOH + C02 = K2C03 + H20,
2NaOH + Al203 = 2NaAlO2 + H20.
4. Bazlar asidik tuzlarla reaksiyona girebilir:
2NaHSO3 + 2KOH = Na2S03 + K2S03 + 2H20,
Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + CaC03 + 2H20.
Cu(OH)2 + 2NaHSO4 = CuS04 + Na2S04 + 2H20.
5. Alkali çözeltilerin bazı metal olmayanlarla (halojenler, kükürt, beyaz fosfor, silikon) reaksiyona girme yeteneğini özellikle vurgulamak gerekir:
2 NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl + H2O (soğukta),
6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KClO3 + 3 H20 (ısıtıldığında),
6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20,
3KOH + 4P + 3H20 = PH3 + 3KH2PO2,
2NaOH + Si + H20 = Na2Si03 + 2H2.
6. Ek olarak, alkalilerin konsantre çözeltileri ısıtıldığında bazı metalleri (bileşikleri amfoterik özelliklere sahip olanlar) çözebilir:
2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H2,
Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2.
Alkali çözeltilerin pH'ı vardır> 7 (alkali ortam), göstergelerin rengini değiştirir (turnusol - mavi, fenolftalein - mor).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Oksitlere, asitlere ve tuzlara ek olarak bazlar veya hidroksitler adı verilen bir grup bileşik de vardır. Hepsi tek bir moleküler yapıya sahiptir: mutlaka bir metal iyonuna bağlı bir veya daha fazla hidroksil grubu içerirler. Bazik hidroksitler genetik olarak metal oksitler ve tuzlarla ilişkilidir; bu sadece kimyasal özelliklerini değil aynı zamanda laboratuvar ve endüstrideki üretim yöntemlerini de belirler.
Hem molekülün bir parçası olan metalin özelliklerine hem de maddenin suda çözünme yeteneğine dayanan bazların çeşitli sınıflandırma biçimleri vardır. Makalemizde hidroksitlerin bu özelliklerine bakacağız ve ayrıca bazların endüstride ve günlük yaşamda kullanımının bağlı olduğu kimyasal özellikleri hakkında da bilgi sahibi olacağız.
Fiziki ozellikleri
Aktif veya tipik metallerin oluşturduğu tüm bazlar, geniş bir erime noktası aralığına sahip katılardır. Suyla ilgili olarak yüksek oranda çözünür - alkaliler ve suda çözünmeyenler olarak ikiye ayrılırlar. Örneğin katyon olarak Grup IA elementlerini içeren bazik hidroksitler suda kolayca çözünür ve güçlü elektrolitlerdir. Dokunulduğunda sabunlaşırlar, kumaşı ve cildi aşındırırlar ve alkaliler olarak adlandırılırlar. Ayrıştıklarında çözeltide göstergeler kullanılarak belirlenen OH - iyonları tespit edilir. Örneğin renksiz fenolftalein alkali ortamda kırmızıya döner. Sodyum, potasyum, baryum ve kalsiyum hidroksitlerin hem çözeltileri hem de eriyikleri elektrolitlerdir; elektrik akımını iletirler ve ikinci türden iletkenler olarak kabul edilirler. Endüstride en sık kullanılan çözünür bazlar, örneğin sodyum, potasyum, amonyum vb.'nin bazik hidroksitleri gibi yaklaşık 11 bileşiği içerir.
Baz molekül yapısı
Maddenin molekülündeki metal katyonu ile hidroksil gruplarının anyonları arasında iyonik bir bağ oluşur. Suda çözünmeyen hidroksitler için yeterince güçlüdür, bu nedenle polar su molekülleri böyle bir bileşiğin kristal kafesini yok edemez. Alkaliler stabil maddelerdir ve ısıtıldığında pratik olarak oksit ve su oluşturmazlar. Böylece potasyum ve sodyumun ana hidroksitleri 1000 ° C'nin üzerindeki sıcaklıklarda kaynar, ancak ayrışmazlar. Tüm bazların grafik formüllerinde, hidroksil grubunun oksijen atomunun bir kovalent bağ ile metal atomuna, diğerinin ise hidrojen atomuna bağlandığı açıkça görülmektedir. Molekülün yapısı ve kimyasal bağın türü, maddelerin yalnızca fiziksel değil aynı zamanda tüm kimyasal özelliklerini de belirler. Onlara daha detaylı bakalım.
Kalsiyum ve magnezyum ve bileşiklerinin özelliklerinin özellikleri
Her iki element de aktif metallerin tipik temsilcileridir ve oksijen ve su ile etkileşime girebilir. İlk reaksiyonun ürünü bazik oksittir. Hidroksit, büyük miktarda ısının açığa çıkmasıyla oluşan ekzotermik bir işlem sonucu oluşur. Kalsiyum ve magnezyum bazları az çözünür beyaz toz halindeki maddelerdir. Kalsiyum bileşikleri için sıklıkla aşağıdaki isimler kullanılır: kireç sütü (eğer su içinde bir süspansiyon ise) ve kireç suyu. Tipik bir bazik hidroksit olan Ca(OH)2, asidik ve amfoterik oksitler, asitler ve alüminyum ve çinko hidroksitler gibi amfoterik bazlarla reaksiyona girer. Isıya dayanıklı tipik alkalilerin aksine, magnezyum ve kalsiyum bileşikleri sıcaklığın etkisi altında oksit ve suya ayrışır. Her iki baz, özellikle Ca(OH)2, endüstride, tarımda ve evsel ihtiyaçlarda yaygın olarak kullanılmaktadır. Kullanımlarını daha ayrıntılı olarak ele alalım.
Kalsiyum ve magnezyum bileşiklerinin uygulama alanları
İnşaatlarda hav ya da sönmüş kireç adı verilen kimyasal bir malzemenin kullanıldığı iyi bilinmektedir. Bu kalsiyumun temelidir. Çoğu zaman suyun bazik kalsiyum oksitle reaksiyonuyla elde edilir. Bazik hidroksitlerin kimyasal özellikleri, bunların ulusal ekonominin çeşitli sektörlerinde yaygın olarak kullanılmasına olanak sağlar. Örneğin ham şeker üretiminde yabancı maddelerin saflaştırılmasında, ağartıcı üretiminde, pamuk ve keten ipliğinin ağartılmasında. İyon değiştiricilerin - katyon değiştiricilerin icadından önce, su yumuşatma teknolojilerinde kalsiyum ve magnezyum bazları kullanılıyordu, bu da kalitesini bozan bikarbonatlardan kurtulmayı mümkün kılıyordu. Bunu yapmak için az miktarda soda külü veya sönmüş kireç ile su kaynatıldı. Sulu bir magnezyum hidroksit süspansiyonu, gastritli hastalarda mide suyunun asitliğini azaltmak için bir tedavi olarak kullanılabilir.
Bazik oksitlerin ve hidroksitlerin özellikleri
Bu grubun en önemli maddeleri asidik oksitler, asitler, amfoterik bazlar ve tuzlarla reaksiyonlardır. İlginçtir ki bakır, demir veya nikel hidroksitler gibi çözünmeyen bazlar, oksidin suyla doğrudan reaksiyonuyla elde edilemez. Bu durumda laboratuvar, karşılık gelen tuz ve alkali arasındaki reaksiyonu kullanır. Bunun sonucunda çöken bazlar oluşur. Örneğin, mavi bir bakır hidroksit çökeltisi ve yeşil bir iki değerlikli demir bazı çökeltisi bu şekilde elde edilir. Daha sonra buharlaştırılarak suda çözünmeyen hidroksitler olarak sınıflandırılan katı tozlara dönüştürülür. Bu bileşiklerin ayırt edici bir özelliği, yüksek sıcaklıklara maruz kaldıklarında, alkaliler hakkında söylenemeyen karşılık gelen oksit ve suya ayrışmalarıdır. Sonuçta suda çözünebilen bazlar termal olarak stabildir.
Elektroliz yeteneği
Ana olanları incelemeye devam ederken, alkali ve toprak alkali metallerin bazlarını suda çözünmeyen bileşiklerden ayırt edebileceğimiz bir özellik daha üzerinde duracağız. Bu, ikincisinin bir elektrik akımının etkisi altında iyonlara ayrışamamasıdır. Aksine, potasyum, sodyum, baryum ve stronsiyum hidroksitlerin eriyikleri ve çözeltileri kolaylıkla elektrolize edilir ve ikinci türden iletkenlerdir.
Gerekçe almak
Bu inorganik madde sınıfının özelliklerinden bahsetmişken, laboratuvar ve endüstriyel koşullarda üretimlerinin altında yatan kimyasal reaksiyonları kısmen listeledik. En erişilebilir ve uygun maliyetli yöntem, doğal kireçtaşının termal ayrışma yöntemi olarak düşünülebilir, bunun sonucunda elde edilir.Reaksiyon su ile gerçekleştirilirse bazik bir hidroksit - Ca(OH) 2 oluşturur. Bu maddenin kum ve su ile karışımına harç denir. Duvarların sıvanmasında, tuğlaların yapıştırılmasında ve diğer inşaat işlerinde kullanılmaya devam edilmektedir. Alkaliler ayrıca karşılık gelen oksitlerin su ile reaksiyona sokulmasıyla da hazırlanabilir. Örneğin: K 2 O + H 2 O = 2 KON. İşlem ekzotermiktir ve büyük miktarda ısı açığa çıkar.
Alkalilerin asidik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi
Suda çözünür bazların karakteristik kimyasal özellikleri, moleküllerinde metal olmayan atomlar içeren oksitlerle (örneğin karbondioksit, kükürt dioksit veya silikon oksit) reaksiyonlarda tuz oluşturma yeteneklerini içerir. Özellikle, gazları kurutmak için kalsiyum hidroksit kullanılır ve karşılık gelen karbonatları elde etmek için sodyum ve potasyum hidroksitler kullanılır. Amfoterik maddeler olan çinko ve alüminyum oksitler hem asitlerle hem de alkalilerle etkileşime girebilir. İkinci durumda, örneğin sodyum hidroksizinkat gibi karmaşık bileşikler oluşturulabilir.
Nötrleştirme reaksiyonu
Hem suda çözünmeyen hem de alkali bazların en önemli özelliklerinden biri inorganik veya organik asitlerle reaksiyona girebilme yetenekleridir. Bu reaksiyon iki tür iyon arasındaki etkileşime indirgenir: hidrojen ve hidroksil grupları. Su moleküllerinin oluşumuna yol açar: HCI + KOH = KCI + H2O. Elektrolitik ayrışma teorisi açısından bakıldığında, reaksiyonun tamamı zayıf, hafif ayrışmış bir elektrolit - suyun oluşumuna iner.
Verilen örnekte bir ara tuz oluşturuldu - potasyum klorür. Reaksiyon için polibazik asidi tamamen nötralize etmek için gerekenden daha az miktarda bazik hidroksitler alınırsa, elde edilen ürünün buharlaşması üzerine asit tuzunun kristalleri tespit edilir. Nötrleştirme reaksiyonu, canlı sistemlerde (hücrelerde) meydana gelen metabolik süreçlerde önemli bir rol oynar ve onların, kendi tampon komplekslerinin yardımıyla, disimilasyon reaksiyonlarında biriken fazla miktarda hidrojen iyonunu nötralize etmelerine olanak tanır.
