Слаба разтворима основа. Химични свойства на основите

Преди да обсъдим химичните свойства на основите и амфотерните хидроксиди, нека ясно дефинираме какво представляват те?

1) Основите или основните хидроксиди включват метални хидроксиди в степен на окисление +1 или +2, т.е. чиито формули са записани като MeOH или Me(OH) 2. Има обаче и изключения. Така хидроксидите Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 не са основи.

2) Амфотерните хидроксиди включват метални хидроксиди в степен на окисление +3, +4, както и по изключение хидроксидите Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Металните хидроксиди в степен на окисление +4 не се намират в задачите за единен държавен изпит, така че няма да бъдат разглеждани.

Химични свойства на основите

Всички основания са разделени на:

Нека си припомним, че берилият и магнезият не са алкалоземни метали.

Освен че са разтворими във вода, алкалите се дисоциират много добре и във водни разтвори, докато неразтворимите основи имат ниска степен на дисоциация.

Тази разлика в разтворимостта и способността за дисоциация между алкали и неразтворими хидроксиди води от своя страна до забележими разлики в техните химични свойства. Така че, по-специално, основите са по-химически активни съединения и често могат да влизат в реакции, които неразтворимите основи не правят.

Взаимодействие на основи с киселини

Алкалите реагират с абсолютно всички киселини, дори много слаби и неразтворими. Например:

Неразтворимите основи реагират с почти всички разтворими киселини, но не реагират с неразтворимата силициева киселина:

Трябва да се отбележи, че както силните, така и слабите основи с общата формула на формата Me(OH) 2 могат да образуват основни соли при липса на киселина, например:

Взаимодействие с киселинни оксиди

Алкалите реагират с всички киселинни оксиди, образувайки соли и често вода:

Неразтворимите основи са способни да реагират с всички висши киселинни оксиди, съответстващи на стабилни киселини, например P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, за да образуват средни соли:

Неразтворимите основи от типа Me(OH) 2 реагират в присъствието на вода с въглероден диоксид изключително за образуване на основни соли. Например:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Поради изключителната си инертност, само най-силните основи, алкали, реагират със силициев диоксид. В този случай се образуват нормални соли. Реакцията не протича с неразтворими основи. Например:

Взаимодействие на основи с амфотерни оксиди и хидроксиди

Всички алкали реагират с амфотерни оксиди и хидроксиди. Ако реакцията се проведе чрез сливане на амфотерен оксид или хидроксид с твърда основа, тази реакция води до образуването на соли без водород:

Ако се използват водни разтвори на основи, тогава се образуват хидроксо комплексни соли:

В случай на алуминий, под действието на излишък от концентрирана основа, вместо Na сол се образува Na 3 сол:

Взаимодействие на основи със соли

Всяка основа реагира с всяка сол само ако са изпълнени две условия едновременно:

1) разтворимост на изходните съединения;

2) наличието на утайка или газ сред реакционните продукти

Например:

Термична стабилност на субстратите

Всички алкали, с изключение на Ca (OH) 2, са устойчиви на топлина и се топят без разлагане.

Всички неразтворими основи, както и слабо разтворимият Ca(OH) 2, се разлагат при нагряване. Най-високата температура на разлагане на калциевия хидроксид е около 1000 o C:

Неразтворимите хидроксиди имат много по-ниски температури на разлагане. Например медният (II) хидроксид се разлага още при температури над 70 o C:

Химични свойства на амфотерните хидроксиди

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с киселини

Амфотерните хидроксиди реагират със силни киселини:

Амфотерни метални хидроксиди в степен на окисление +3, т.е. тип Me(OH) 3, не реагират с киселини като H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 CO 3 поради факта, че солите, които могат да се образуват в резултат на такива реакции, са обект на необратима хидролиза до оригиналният амфотерен хидроксид и съответната киселина:

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с киселинни оксиди

Амфотерните хидроксиди реагират с висши оксиди, които съответстват на стабилни киселини (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Амфотерни метални хидроксиди в степен на окисление +3, т.е. тип Me(OH) 3, не реагират с киселинни оксиди SO 2 и CO 2.

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с основи

Сред основите амфотерните хидроксиди реагират само с основи. В този случай, ако се използва воден разтвор на алкали, тогава се образуват хидроксо комплексни соли:

И когато амфотерните хидроксиди се слеят с твърди основи, се получават техните безводни аналози:

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с основни оксиди

Амфотерните хидроксиди реагират при сливане с оксиди на алкални и алкалоземни метали:

Термично разлагане на амфотерни хидроксиди

Всички амфотерни хидроксиди са неразтворими във вода и като всички неразтворими хидроксиди се разлагат при нагряване до съответния оксид и вода.

Основи (хидроксиди)– сложни вещества, чиито молекули съдържат една или повече хидрокси ОН групи. Най-често базите се състоят от метален атом и ОН група. Например, NaOH е натриев хидроксид, Ca(OH) 2 е калциев хидроксид и т.н.

Има основа - амониев хидроксид, в който хидрокси групата е прикрепена не към метала, а към NH4 + йона (амониев катион). Амониевият хидроксид се образува, когато амонякът се разтвори във вода (реакцията на добавяне на вода към амоняка):

NH3 + H2O = NH4OH (амониев хидроксид).

Валентността на хидроксилната група е 1. Броят на хидроксилните групи в основната молекула зависи от валентността на метала и е равен на нея. Например NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 и др.

Всички причини -твърди вещества, които имат различни цветове. Някои основи са силно разтворими във вода (NaOH, KOH и др.). Повечето от тях обаче не са разтворими във вода.

Разтворимите във вода основи се наричат ​​алкали.Алкалните разтвори са „сапунени“, хлъзгави на допир и доста разяждащи. Алкалите включват хидроксиди на алкални и алкалоземни метали (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 и др.). Останалите са неразтворими.

Неразтворими основи- това са амфотерни хидроксиди, които действат като основи при взаимодействие с киселини и се държат като киселини с алкали.

Различните бази имат различни способности да отстраняват хидрокси групите, така че те се разделят на силни и слаби основи.

Силните основи във водни разтвори лесно се отказват от своите хидрокси групи, но слабите основи не го правят.

Химични свойства на основите

Химичните свойства на основите се характеризират с връзката им с киселини, киселинни анхидриди и соли.

1. Действайте по индикатори. Индикаторите променят цвета си в зависимост от взаимодействието с различни химикали. В неутралните разтвори те имат един цвят, в киселинните разтвори имат друг цвят. Когато взаимодействат с основи, те променят цвета си: индикаторът на метилоранж става жълт, индикаторът на лакмус става син, а фенолфталеинът става фуксия.

2. Взаимодействат с киселинни оксиди собразуване на сол и вода:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Реагират с киселини,образувайки сол и вода. Реакцията на основа с киселина се нарича реакция на неутрализация, тъй като след нейното завършване средата става неутрална:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагира със солиобразуване на нова сол и основа:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. При нагряване те могат да се разложат на вода и основния оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Все още имате въпроси? Искате ли да научите повече за фон дьо тените?
За да получите помощ от преподавател, регистрирайте се.
Първият урок е безплатен!

уебсайт, при пълно или частично копиране на материал се изисква връзка към източника.

Неразтворима основа: меден хидроксид

Основания- се наричат ​​електролити, в чиито разтвори няма аниони, с изключение на хидроксидните йони (анионите са йони, които имат отрицателен заряд, в този случай те са ОН - йони). Заглавия причинисе състои от три части: думи хидроксид , към който се добавя името на метала (в родителен падеж). Например, меден хидроксид(Cu(OH) 2). За някои причиниМогат да се използват например стари имена натриев хидроксид(NaOH)- натриева луга.

Натриев хидроксид, натриев хидроксид, натриева луга, сода каустик- всичко това е едно и също вещество, чиято химическа формула е NaOH. Безводен натриев хидроксиде бяло кристално вещество. Разтворът е бистра течност, която изглежда неразличима от водата. Бъдете внимателни при употреба! Сода каустик силно изгаря кожата!

Класификацията на основите се основава на способността им да се разтварят във вода. Някои свойства на основите зависят от разтворимостта им във вода. Така, основанияразтворими във вода се наричат алкали. Те включват натриеви хидроксиди(NaOH), калиев хидроксид(KOH), литий (LiOH), понякога те също добавят калциев хидроксид(Ca(OH) 2)), въпреки че всъщност е слабо разтворимо бяло вещество (гасена вар).

Получаване на основания

Получаване на основанияИ алкалимогат да бъдат произведени по различни начини. За получаване алкалиМожете да използвате химическото взаимодействие на метала с водата. Такива реакции протичат с много голямо отделяне на топлина, до запалване (запалването възниква поради отделянето на водород по време на реакцията).

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Негасена вар - CaO

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Но в промишлеността тези методи не са намерили практическо значение, разбира се, с изключение на производството на калциев хидроксид Ca (OH) 2. Касова бележка натриев хидроксидИ калиев хидроксидсвързани с използването на електрически ток. По време на електролизата на воден разтвор на натриев или калиев хлорид, на катода се отделя водород, а на анода - хлор, докато разтворът, където протича електролизата, се натрупва алкали!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (тази реакция възниква, когато електрически ток преминава през разтвора).

Неразтворими основиобсаден алкалиот разтвори на съответните соли.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Свойства на основите

АлкалиТоплоустойчив. Натриев хидроксидМожете да го разтопите и да доведете стопеното до кипене, но няма да се разложи. Алкалилесно реагират с киселини, което води до образуване на сол и вода. Тази реакция се нарича още реакция на неутрализация.

KOH + HCl → KCl + H2O

Алкаливзаимодействат с киселинни оксиди, което води до образуването на сол и вода.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Неразтворими основи, за разлика от основите, са термично нестабилни вещества. Някои от тях, напр. меден хидроксид, разлагат се при нагряване,

Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
други - дори при стайна температура (например сребърен хидроксид - AgOH).

Неразтворими основивзаимодействат с киселини, реакцията възниква само ако солта, която се образува по време на реакцията, се разтвори във вода.

Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O

Разтваряне на алкален метал във вода с промяна на цвета на индикатора в яркочервен

Алкалните метали са метали, които при взаимодействие с вода образуват алкали. Типичен представител на алкалните метали е натрият Na. Натрият е по-лек от водата, така че неговата химическа реакция с вода се случва на повърхността му. Активно разтваряйки се във вода, натрият измества водорода от него, като по този начин образува натриева основа (или натриев хидроксид) - сода каустик NaOH. Реакцията протича по следния начин:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Всички алкални метали се държат по подобен начин. Ако, преди да започне реакцията, индикаторът фенолфталеин се добави към водата и след това във водата се пусне парче натрий, натрият ще се плъзне през водата, оставяйки след себе си яркорозова следа от получената основа (алкалът се превръща фенолфталеиново розово)

Железен хидроксид

Железен хидроксиде основата. Желязото, в зависимост от степента на окисление, образува две различни основи: железен хидроксид, където желязото може да има валентности (II) - Fe(OH) 2 и (III) - Fe(OH) 3. Подобно на основите, образувани от повечето метали, и двете железни основи са неразтворими във вода.

Железен хидроксид(II) - бяло желатиново вещество (утайка в разтвор), което има силни редуциращи свойства. Освен това, железен хидроксид(II) много нестабилен. Ако към решението железен хидроксид(II) добавете малко алкали, ще се образува зелена утайка, която бързо потъмнява и се превръща в кафява утайка от желязо (III).

Железен хидроксид(III) има амфотерни свойства, но неговите киселинни свойства са много по-слабо изразени. Вземете железен хидроксид(III) е възможно в резултат на реакция на химичен обмен между желязна сол и основа. Например

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe (OH) 3

Съвременната химическа наука представлява много различни клонове и всеки от тях, освен теоретичната си основа, има голямо приложно и практическо значение. Каквото и да докоснеш, всичко около теб е химически продукт. Основните раздели са неорганична и органична химия. Нека разгледаме какви основни класове вещества се класифицират като неорганични и какви свойства имат.

Основни категории неорганични съединения

Те включват следното:

1. Оксиди.
2. Сол.
3. Основания.
4. Киселини.

Всеки от класовете е представен от голямо разнообразие от съединения с неорганична природа и е важен в почти всяка структура на човешката икономическа и промишлена дейност. Всички основни свойства, характерни за тези съединения, тяхната поява в природата и тяхното производство се изучават в училищния курс по химия безпроблемно в 8-11 клас.

Има обща таблица на оксиди, соли, основи, киселини, която представя примери за всяко вещество и тяхното агрегатно състояние и срещане в природата. Показани са и взаимодействия, които описват химични свойства. Ние обаче ще разгледаме всеки от класовете поотделно и по-подробно.

Група съединения - оксиди

4. Реакции, в резултат на които елементите променят CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реактивна вода: образуване на киселини (SiO 2 изключение)

CO + вода = киселина

2. Реакции с основи:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакции с основни оксиди: образуване на соли

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR реакции:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Те проявяват двойни свойства и взаимодействат по принципа на киселинно-базовия метод (с киселини, основи, основни оксиди, киселинни оксиди). Те не взаимодействат с водата.

1. С киселини: образуване на соли и вода

AO + киселина = сол + H 2 O

2. С основи (алкали): образуване на хидроксокомплекси

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с киселинни оксиди: получаване на соли

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образуване на соли, топене

MnO + Rb 2 O = двойна сол Rb 2 MnO 2

5. Реакции на синтез с основи и карбонати на алкални метали: образуване на соли

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Те не образуват нито киселини, нито алкали. Те проявяват много специфични свойства.

Всеки висш оксид, образуван или от метал, или от неметал, когато се разтвори във вода, дава силна киселина или основа.

Органични и неорганични киселини

В класическия смисъл (въз основа на позициите на ED - електролитна дисоциация - Svante Arrhenius), киселините са съединения, които се дисоциират във водна среда на катиони H + и аниони на киселинни остатъци An -. Въпреки това днес киселините също са широко изследвани в безводни условия, така че има много различни теории за хидроксидите.

Емпиричните формули на оксиди, основи, киселини, соли се състоят само от символи, елементи и индекси, показващи тяхното количество в веществото. Например, неорганичните киселини се изразяват с формулата H + киселинен остатък n-. Органичните вещества имат различно теоретично представяне. В допълнение към емпиричната, можете да запишете пълна и съкратена структурна формула за тях, която ще отразява не само състава и количеството на молекулата, но и реда на атомите, тяхната връзка помежду си и основните функционални група за карбоксилни киселини -СООН.

В неорганичните всички киселини се разделят на две групи:

• безкислородни - HBr, HCN, HCL и други;
• кислородсъдържащи (оксокиселини) - HClO 3 и всичко, където има кислород.

Неорганичните киселини също се класифицират по стабилност (стабилни или стабилни - всичко освен въглеродна и сярна, нестабилни или нестабилни - въглеродна и сярна). По сила киселините могат да бъдат силни: сярна, солна, азотна, перхлорна и други, както и слаби: сероводородна, хипохлорна и други.

Органичната химия не предлага същото разнообразие. Киселините, които са органични по природа, се класифицират като карбоксилни киселини. Тяхната обща характеристика е наличието на функционалната група -СООН. Например HCOOH (мравчена), CH 3 COOH (оцетна), C ​​17 H 35 COOH (стеаринова) и други.

Има редица киселини, които са особено внимателно подчертани, когато се разглежда тази тема в училищен курс по химия.

1. Соляная.
2. Азот.
3. Ортофосфорен.
4. Бромоводородна.
5. Въглища.
6. Йодоводород.
7. Сярна.
8. Оцетна киселина или етан.
9. Бутан или масло.
10. Бензоин.

Тези 10 киселини в химията са основни вещества от съответния клас както в училищния курс, така и като цяло в индустрията и синтезите.

Свойства на неорганичните киселини

Основните физични свойства включват на първо място различното агрегатно състояние. В края на краищата има редица киселини, които имат формата на кристали или прах (борна, ортофосфорна) при нормални условия. По-голямата част от известните неорганични киселини са различни течности. Точките на кипене и топене също варират.

Киселините могат да причинят тежки изгаряния, тъй като имат силата да разрушават органичната тъкан и кожата. За откриване на киселини се използват индикатори:

• метилоранж (в нормална среда - оранжево, в киселини - червено),
• лакмус (в неутрално - виолетово, в киселини - червено) или някои други.

Най-важните химични свойства включват способността за взаимодействие както с прости, така и със сложни вещества.

Химични свойства на неорганичните киселини

С какво си взаимодействат?	Примерна реакция
1. С прости вещества - метали. Задължително условие: металът трябва да бъде в EHRNM преди водорода, тъй като металите, стоящи след водорода, не могат да го изместят от състава на киселините. Реакцията винаги произвежда водороден газ и сол.
2. С мотиви. Резултатът от реакцията е сол и вода. Такива реакции на силни киселини с алкали се наричат ​​реакции на неутрализация.	Всяка киселина (силна) + разтворима основа = сол и вода
3. С амфотерни хидроксиди. Долен ред: сол и вода.	2HNO 2 + берилиев хидроксид = Be(NO 2) 2 (средна сол) + 2H 2 O
4. С основни оксиди. Резултат: вода, сол.	2HCL + FeO = железен (II) хлорид + H 2 O
5. С амфотерни оксиди. Краен ефект: сол и вода.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Със соли, образувани от по-слаби киселини. Краен ефект: сол и слаба киселина.	2HBr + MgCO 3 = магнезиев бромид + H 2 O + CO 2

При взаимодействие с метали не всички киселини реагират еднакво. Химията (9 клас) в училище включва много повърхностно изучаване на такива реакции, но дори и на това ниво се разглеждат специфичните свойства на концентрираната азотна и сярна киселина при взаимодействие с метали.

Хидроксиди: основи, амфотерни и неразтворими основи

Оксиди, соли, основи, киселини - всички тези класове вещества имат обща химична природа, която се обяснява със структурата на кристалната решетка, както и взаимното влияние на атомите в молекулите. Въпреки това, ако беше възможно да се даде много специфична дефиниция за оксиди, тогава това е по-трудно да се направи за киселини и основи.

Точно като киселините, основите, според теорията на ED, са вещества, които могат да се разлагат във воден разтвор на метални катиони Me n + и аниони на хидроксилни групи OH - .

• Разтворими или алкали (силни основи, които променят цвета на индикаторите). Образува се от метали от I и II група. Пример: KOH, NaOH, LiOH (тоест се вземат предвид елементи само от основните подгрупи);
• Слабо разтворим или неразтворим (средна сила, не променя цвета на индикаторите). Пример: магнезиев хидроксид, желязо (II), (III) и др.
• Молекулярни (слаби основи, във водна среда те обратимо се дисоциират на йонни молекули). Пример: N 2 H 4, амини, амоняк.
• Амфотерни хидроксиди (показват двойни основно-киселинни свойства). Пример: берилий, цинк и т.н.

Всяка представена група се изучава в училищния курс по химия в раздела „Основи“. Химията в 8-9 клас включва подробно изучаване на алкали и слабо разтворими съединения.

Основни характерни свойства на основите

Всички алкали и слабо разтворими съединения се срещат в природата в твърдо кристално състояние. В същото време техните температури на топене обикновено са ниски и слабо разтворимите хидроксиди се разлагат при нагряване. Цветът на основите е различен. Ако алкалите са бели, тогава кристалите на слабо разтворими и молекулярни основи могат да бъдат с много различни цветове. Разтворимостта на повечето съединения от този клас може да се намери в таблицата, която представя формулите на оксиди, основи, киселини, соли и показва тяхната разтворимост.

Алкалите могат да променят цвета на индикаторите, както следва: фенолфталеин - пурпурен, метилов оранжев - жълт. Това се осигурява от свободното присъствие на хидроксо групи в разтвора. Ето защо слабо разтворимите основи не дават такава реакция.

Химичните свойства на всяка група бази са различни.

Химични свойства
Алкали	Слабо разтворими основи	Амфотерни хидроксиди
I. Взаимодействие с CO (резултат - сол и вода): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода II. Взаимодействат с киселини (сол и вода): обикновени реакции на неутрализация (виж киселини) III. Те взаимодействат с АО, за да образуват хидроксо комплекс от сол и вода: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, или Na 2 IV. Те взаимодействат с амфотерни хидроксиди, за да образуват хидроксо комплексни соли: Същото като при АО, само без вода V. Реагирайте с разтворими соли, за да образувате неразтворими хидроксиди и соли: 3CsOH + железен (III) хлорид = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Реагират с цинк и алуминий във воден разтвор, за да образуват соли и водород: 2RbOH + 2Al + вода = комплекс с хидроксиден йон 2Rb + 3H 2	I. При нагряване те могат да се разложат: неразтворим хидроксид = оксид + вода II. Реакции с киселини (резултат: сол и вода): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода III. Взаимодействайте с KO: Me +n (OH) n + KO = сол + H2O	I. Реагирайте с киселини, за да образувате сол и вода: (II) + 2HBr = CuBr 2 + вода II. Реагира с алкали: резултат - сол и вода (условие: синтез) Zn(OH) 2 + 2CsOH = сол + 2H 2 O III. Реагирайте със силни хидроксиди: резултатът е соли, ако реакцията протича във воден разтвор: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Това са повечето химични свойства, които основите проявяват. Химията на основите е доста проста и следва общите закони на всички неорганични съединения.

Клас неорганични соли. Класификация, физични свойства

Въз основа на разпоредбите на ED, солите могат да се нарекат неорганични съединения, които се дисоциират във воден разтвор на метални катиони Me +n и аниони на киселинни остатъци An n-. Ето как можете да си представите солите. Химията дава повече от едно определение, но това е най-точното.

Освен това, според тяхната химична природа, всички соли се разделят на:

• Киселинни (съдържащи водороден катион). Пример: NaHSO 4.
• Основен (съдържащ хидроксо група). Пример: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Среден (състои се само от метален катион и киселинен остатък). Пример: NaCL, CaSO 4.
• Двойно (включва два различни метални катиона). Пример: NaAl(SO 4) 3.
• Комплекс (хидроксо комплекси, аква комплекси и други). Пример: K 2.

Формулите на солите отразяват тяхната химическа природа, а също така показват качествения и количествения състав на молекулата.

Оксидите, солите, основите, киселините имат различни свойства на разтворимост, които могат да се видят в съответната таблица.

Ако говорим за състоянието на агрегация на соли, тогава трябва да забележим тяхната еднородност. Те съществуват само в твърди, кристални или прахообразни състояния. Цветовата гама е доста разнообразна. Разтворите на комплексни соли, като правило, имат ярки, наситени цветове.

Химични взаимодействия за класа на средните соли

Те имат подобни химични свойства като основи, киселини и соли. Оксидите, както вече разгледахме, са малко по-различни от тях в този фактор.

Общо за средните соли могат да се разграничат 4 основни типа взаимодействия.

I. Взаимодействие с киселини (само силни от гледна точка на ED) с образуването на друга сол и слаба киселина:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с разтворими хидроксиди, произвеждащи соли и неразтворими основи:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 разтворима сол + Cu(OH) 2 неразтворима основа

III. Реакция с друга разтворима сол за образуване на неразтворима и разтворима сол:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с метали, разположени в EHRNM вляво от този, който образува солта. В този случай реагиращият метал не трябва да взаимодейства с вода при нормални условия:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Това са основните видове взаимодействия, които са характерни за средните соли. Формулите на сложните, основните, двойните и киселинните соли говорят сами за спецификата на проявените химични свойства.

Формулите на оксиди, основи, киселини, соли отразяват химическата същност на всички представители на тези класове неорганични съединения и освен това дават представа за името на веществото и неговите физични свойства. Затова трябва да обърнете внимание на тяхното писане Специално внимание. Огромно разнообразие от съединения ни предлага като цяло удивителната наука химия. Оксиди, основи, киселини, соли - това е само част от огромното разнообразие.

Общите свойства на основите се определят от наличието на ОН - йон в техните разтвори, което създава алкална среда в разтвора (фенолфталеинът става пурпурен, метилоранжът става жълт, лакмусът става син).

1. Химични свойства на основите:

1) взаимодействие с киселинни оксиди:

2KOH+CO2®K2CO3 +H2O;

2) реакция с киселини (реакция на неутрализация):

2NaOH+ H2SO4®Na2SO4 +2H2O;

3) взаимодействие с разтворими соли (само ако, когато алкал действа върху разтворима сол, се образува утайка или се отделя газ):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(кристален) ®NH 3 +KCl+H 2 O.

2. Химични свойства на неразтворимите основи:

1) взаимодействие на основи с киселини:

Fe(OH)2 +H2SO4®FeSO4 +2H2O;

2) разлагане при нагряване. При нагряване неразтворимите основи се разлагат на основен оксид и вода:

Cu(OH)2®CuO+H2O

Край на работата -

Тази тема принадлежи към раздела:

Атомно-молекулярни изследвания в химията. атом Молекула. Химичен елемент. Mol. Прости сложни вещества. Примери

Атомно молекулярни учения в химията атом молекула химичен елемент мол прости сложни вещества примери.. теоретичната основа на съвременната химия е атомно молекулярна.. атомите са най-малките химически частици, които са границата на химикала..

Ако имате нужда от допълнителен материал по тази тема или не сте намерили това, което търсите, препоръчваме да използвате търсенето в нашата база данни с произведения:

Какво ще правим с получения материал:

Ако този материал е бил полезен за вас, можете да го запазите на страницата си в социалните мрежи:

Tweet

Всички теми в този раздел:

Получаване на основания
1. Получаване на основи: 1) взаимодействие на алкални или алкалоземни метали или техните оксиди с вода: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Номенклатура на киселините
Имената на киселините произлизат от елемента, от който се образува киселината. В същото време имената на безкислородните киселини обикновено имат окончанието -водород: HCl - солна, HBr - бромоводородна

Химични свойства на киселините
Общите свойства на киселините във водни разтвори се определят от наличието на Н+ йони, образувани по време на дисоциацията на киселинните молекули, следователно киселините са донори на протони: HxAn«xH+

Получаване на киселини
1) взаимодействие на киселинни оксиди с вода: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Химични свойства на киселинните соли
1) киселинните соли съдържат водородни атоми, които могат да участват в реакцията на неутрализация, така че те могат да реагират с основи, превръщайки се в средни или други киселинни соли - с по-малък брой

Получаване на киселинни соли
Киселинната сол може да се получи: 1) чрез реакция на непълна неутрализация на многоосновна киселина с основа: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Основни соли.
Основни (хидроксо соли) са соли, които се образуват в резултат на непълно заместване на хидроксидните йони на основата с киселинни аниони. Единични киселинни основи, например NaOH, KOH,

Химични свойства на основните соли
1) основните соли съдържат хидроксо групи, които могат да участват в реакцията на неутрализация, така че те могат да реагират с киселини, превръщайки се в междинни соли или основни соли с по-малко

Получаване на основни соли
Основната сол може да се получи: 1) чрез реакцията на непълна неутрализация на основата с киселина: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Средни соли.
Средните соли са продуктите на пълно заместване на H+ йони на киселина с метални йони; те също могат да се разглеждат като продукти на пълното заместване на ОН йоните на основния анион

Номенклатура на средните соли
В руската номенклатура (използвана в технологичната практика) има следния ред за именуване на средни соли: думата се добавя към корена на името на киселина, съдържаща кислород

Химични свойства на средните соли
1) Почти всички соли са йонни съединения, следователно в стопилка и във воден разтвор те се дисоциират на йони (когато токът преминава през разтвори или разтопени соли, протича процесът на електролиза).

Приготвяне на средни соли
Повечето от методите за получаване на соли се основават на взаимодействието на вещества с противоположна природа - метали с неметали, киселинни оксиди с основни, основи с киселини (виж таблица 2).

Структурата на атома.
Атомът е електрически неутрална частица, състояща се от положително заредено ядро ​​и отрицателно заредени електрони. Атомният номер на елемент в периодичната таблица на елементите е равен на заряда на ядрото

Състав на атомните ядра
Ядрото се състои от протони и неутрони. Броят на протоните е равен на атомния номер на елемента. Броят на неутроните в ядрото е равен на разликата между масовото число на изотопа и

Електрон
Електроните се въртят около ядрото в определени стационарни орбити. Движейки се по своята орбита, електронът не излъчва и не поглъща електромагнитна енергия. Възниква излъчване или поглъщане на енергия

Правило за запълване на електронни нива и поднива на елементи
Броят на електроните, които могат да бъдат на едно енергийно ниво, се определя по формулата 2n2, където n е номерът на нивото. Максимално запълване на първите четири енергийни нива: за първо

Йонизационна енергия, електронен афинитет, електроотрицателност.
Йонизационна енергия на атома. Енергията, необходима за отстраняване на електрон от невъзбуден атом, се нарича първа йонизационна енергия (потенциал) I: E + I = E+ + e- Йонизационна енергия

Ковалентна връзка
В повечето случаи, когато се образува връзка, електроните на свързаните атоми се споделят. Този тип химична връзка се нарича ковалентна връзка (префиксът "co-" на латински

Сигма и пи връзки.
Сигма (σ)-, pi (π)-връзки - приблизително описание на видовете ковалентни връзки в молекулите на различни съединения, σ-връзката се характеризира с факта, че плътността на електронния облак е максимална

Образуване на ковалентна връзка по донорно-акцепторен механизъм.
В допълнение към хомогенния механизъм на образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, има хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - Н+ протона и

Химично свързване и молекулярна геометрия. BI3, PI3
Фигура 3.1 Добавяне на диполни елементи в молекули NH3 и NF3

Полярна и неполярна връзка
Ковалентната връзка се образува в резултат на споделянето на електрони (за образуване на общи електронни двойки), което се случва по време на припокриването на електронни облаци. В образованието

Йонна връзка
Йонната връзка е химическа връзка, която възниква чрез електростатично взаимодействие на противоположно заредени йони. По този начин процесът на обучение и

Степен на окисление
Валентност 1. Валентността е способността на атомите на химичните елементи да образуват определен брой химични връзки. 2. Стойностите на валентността варират от I до VII (рядко VIII). Валенс

Водородна връзка
В допълнение към различни хетерополярни и хомеополярни връзки, има друг специален тип връзка, която привлече все по-голямо внимание от химиците през последните две десетилетия. Това е така нареченият водород

Кристални решетки
И така, кристалната структура се характеризира с правилното (правилно) подреждане на частиците в строго определени места в кристала. Когато мислено свържете тези точки с линии, получавате интервали.

Решения
Ако кристали от готварска сол, захар или калиев перманганат (калиев перманганат) се поставят в съд с вода, тогава можем да наблюдаваме как количеството твърдо вещество постепенно намалява. В същото време вода

Електролитна дисоциация
Разтворите на всички вещества могат да бъдат разделени на две групи: електролитите провеждат електрически ток, неелектролитите не провеждат електрически ток. Това разделение е условно, тъй като всичко

Механизъм на дисоциация.
Водните молекули са диполни, т.е. единият край на молекулата е зареден отрицателно, другият е зареден положително. Молекулата има отрицателен полюс, приближаващ се до натриевия йон, и положителен полюс, приближаващ се до хлорния йон; съраунд io

Йонно произведение на вода
Водородният индекс (pH) е стойност, характеризираща активността или концентрацията на водородните йони в разтворите. Водородният индикатор се обозначава като pH. Водородният индекс е числено

Химическа реакция
Химическата реакция е превръщането на едно вещество в друго. Подобно определение обаче се нуждае от едно съществено допълнение. В ядрен реактор или ускорител някои вещества също се преобразуват

Методи за подреждане на коефициенти в OVR
Метод на електронен баланс 1). Пишем уравнението на химическата реакция KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Намиране на атоми

Хидролиза
Хидролизата е процес на обменно взаимодействие между солни йони и вода, водещ до образуване на слабо дисоциирани вещества и придружен от промяна в реакцията (pH) на средата. Същността

Скорост на химичните реакции
Скоростта на реакцията се определя от промяната в моларната концентрация на един от реагентите: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t

Фактори, влияещи върху скоростта на химичните реакции
1. Естеството на реагиращите вещества. Характерът на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите играят важна роля. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с

Активираща енергия
Сблъсъкът на химически частици води до химично взаимодействие само ако сблъскващите се частици имат енергия, надвишаваща определена стойност. Нека се съобразяваме

Катализатор за катализа
Много реакции могат да бъдат ускорени или забавени чрез въвеждането на определени вещества. Добавените вещества не участват в реакцията и не се изразходват по време на нейното протичане, но оказват значително влияние върху

Химично равновесие
Химичните реакции, които протичат със сравними скорости и в двете посоки, се наричат ​​обратими. При такива реакции се образуват равновесни смеси от реагенти и продукти, чийто състав

Принцип на Льо Шателие
Принципът на Le Chatelier казва, че за да изместите равновесието надясно, първо трябва да увеличите налягането. Наистина, с увеличаване на налягането системата ще „устои“ на увеличаването на кон

Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция
Фактори, влияещи върху скоростта на химическата реакция Увеличаване на скоростта Намаляване на скоростта Наличие на химически активни реагенти

Законът на Хес
Използване на таблични стойности

Топлинен ефект
По време на реакцията връзките в изходните вещества се разкъсват и в продуктите на реакцията се образуват нови връзки. Тъй като образуването на връзка става с освобождаването и нейното разкъсване става с поглъщането на енергия, тогава x