Hemijska svojstva tabela baza. Razlozi: klasifikacija i hemijska svojstva

1. Baze reaguju sa kiselinama i formiraju so i vodu:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. Sa kiselim oksidima, formirajući so i vodu:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima, stvarajući sol i vodu:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Alkalije reaguju sa rastvorljivim solima, formirajući ili slabu bazu, talog ili gas:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

baza

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Alkalije reaguju sa nekim metalima, koji odgovaraju amfoternim oksidima:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

6. Utjecaj lužine na indikator:

OH - + fenolftalein ® grimizna boja

OH - + lakmus ® plava boja

7. Raspadanje nekih baza pri zagrevanju:

Su(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Amfoterni hidroksidi– hemijska jedinjenja koja pokazuju svojstva i baza i kiselina. Amfoterni hidroksidi odgovaraju amfoternim oksidima (vidi paragraf 3.1).

Amfoterni hidroksidi se obično pišu u obliku baze, ali se mogu predstaviti i u obliku kiseline:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

temelj

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

1. Amfoterni hidroksidi stupaju u interakciju s kiselinama i kiselim oksidima:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Interakcija sa alkalijama i osnovnim oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

H 3 AlO 3 kiseli natrijum metaaluminat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Svi amfoterni hidroksidi su slabi elektroliti

soli

soli- To su složene supstance koje se sastoje od metalnih jona i kiselog ostatka. Soli su produkti potpune ili djelomične zamjene vodikovih jona metalnim (ili amonijevim) ionima u kiselinama. Vrste soli: srednje (normalne), kisele i bazne.

Srednje soli- to su proizvodi potpune zamjene katjona vodonika u kiselinama metalnim (ili amonijumskim) jonima: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itd.

Hemijska svojstva srednjih soli

1. Soli stupaju u interakciju sa kiselinama, alkalijama i drugim solima, stvarajući slab elektrolit ili talog; ili plin:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

baza

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Soli stupaju u interakciju s aktivnijim metalima. Aktivniji metal istiskuje manje aktivni metal iz rastvora soli (Dodatak 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Kiselinske soli- to su proizvodi nepotpune zamjene katjona vodika u kiselinama metalnim (ili amonijumskim) ionima: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itd. Kisele soli mogu biti formirane samo od višebaznih kiselina. Gotovo sve kisele soli su visoko rastvorljive u vodi.

Dobivanje kiselih soli i njihovo pretvaranje u srednje soli

1. Kisele soli se dobijaju reakcijom viška kiseline ili kiselog oksida sa bazom:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Kada višak kiseline stupi u interakciju s bazičnim oksidom:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Kisele soli se dobijaju iz srednjih soli dodavanjem kiseline:

· istoimeni

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Kisele soli se pretvaraju u srednje soli pomoću alkalija:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Bazične soli– to su proizvodi nepotpune supstitucije hidrokso grupa (OH - ) baze sa kiselim ostatkom: MgOHCl, AlOHSO 4 itd. Bazične soli mogu nastati samo od slabih baza polivalentnih metala. Ove soli su uglavnom slabo rastvorljive.

Dobivanje bazičnih soli i njihovo pretvaranje u srednje soli

1. Bazne soli se dobivaju reakcijom viška baze s kiselinom ili kiselim oksidom:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hidrokso-

magnezijum hlorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidrokso-

gvožđe(III) sulfat

2. Bazne soli nastaju od srednje soli dodavanjem manjka lužine:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Bazne soli se pretvaraju u srednje soli dodavanjem kiseline (poželjno one koja odgovara soli):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELEKTROLITI

Elektroliti- to su supstance koje se u rastvoru raspadaju na jone pod uticajem polarnih molekula rastvarača (H 2 O). Na osnovu njihove sposobnosti da se disocijacije (razgrađuju na ione), elektroliti se konvencionalno dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti disociraju gotovo u potpunosti (u razrijeđenim otopinama), dok se slabi elektroliti disociraju na jone samo djelomično.

Jaki elektroliti uključuju:

· jake kiseline (vidi str. 20);

· jake baze – alkalije (vidi str. 22);

· skoro sve rastvorljive soli.

U slabi elektroliti spadaju:

slabe kiseline (vidi str. 20);

· baze nisu alkalne;

Jedna od glavnih karakteristika slabog elektrolita je konstanta disocijacije – TO . Na primjer, za jednobazičnu kiselinu,

HA Û H + +A - ,

gdje je ravnotežna koncentracija H + jona;

– ravnotežna koncentracija anjona kiseline A - ;

– ravnotežna koncentracija molekula kiseline,

Ili za slabu osnovu,

MOH Û M + +OH - ,

,

gdje je ravnotežna koncentracija M + kationa;

– ravnotežna koncentracija hidroksidnih jona OH - ;

– ravnotežna koncentracija slabih baznih molekula.

Konstante disocijacije nekih slabih elektrolita (pri t = 25°C)

Supstanca	TO	Supstanca	TO
HCOOH	K = 1,8×10 -4	H3PO4	K 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10 -5		K 2 = 6,3×10 -8
HCN	K = 7,9×10 -10		K 3 = 1,3×10 -12
H2CO3	K 1 = 4,4×10 -7	HClO	K = 2,9×10 -8
	K2 = 4,8×10 -11	H3BO3	K 1 = 5,8×10 -10
HF	K = 6,6×10 -4		K2 = 1,8×10 -13
HNO2	K = 4,0×10 -4		K 3 = 1,6×10 -14
H2SO3	K 1 = 1,7×10 -2	H2O	K = 1,8×10 -16
	K 2 = 6,3×10 -8	NH 3 × H 2 O	K = 1,8×10 -5
H2S	K 1 = 1,1×10 -7	Al(OH) 3	K 3 = 1,4×10 -9
	K2 = 1,0×10 -14	Zn(OH)2	K 1 = 4,4×10 -5
H2SiO3	K 1 = 1,3×10 -10		K 2 = 1,5×10 -9
	K2 = 1,6×10 -12	Cd(OH)2	K 2 = 5,0×10 -3
Fe(OH)2	K 2 = 1,3×10 -4	Cr(OH)3	K 3 = 1,0×10 -10
Fe(OH) 3	K2 = 1,8×10 -11	Ag(OH)	K = 1,1×10 -4
	K 3 = 1,3×10 -12	Pb(OH)2	K 1 = 9,6×10 -4
Cu(OH)2	K 2 = 3,4×10 -7		K 2 = 3,0×10 -8
Ni(OH)2	K 2 = 2,5×10 -5

Nakon čitanja članka, moći ćete razdvojiti tvari na soli, kiseline i baze. Članak opisuje koji je pH otopine i koja opća svojstva imaju kiseline i baze.

Poput metala i nemetala, kiseline i baze su podjela supstanci na osnovu sličnih svojstava. Prva teorija kiselina i baza pripadala je švedskom naučniku Arrhenijusu. Prema Arrheniusu, kiselina je klasa supstanci koje se u reakciji s vodom disociraju (raspadaju), formirajući vodikov kation H+. Arrhenius baze u vodenom rastvoru formiraju OH - anione. Sljedeću teoriju predložili su 1923. godine naučnici Bronsted i Lowry. Teorija Brønsted-Lowryja definira kiseline kao supstance sposobne da doniraju proton u reakciji (vodonik kation se naziva proton u reakcijama). Baze su, prema tome, tvari koje mogu prihvatiti proton u reakciji. Trenutno relevantna teorija je Lewisova teorija. Lewisova teorija definira kiseline kao molekule ili ione sposobne da prihvate elektronske parove, formirajući tako Lewisove adukte (adukt je spoj nastao spajanjem dva reaktanta bez stvaranja nusproizvoda).

U neorganskoj hemiji, u pravilu, kiselina označava Bronsted-Lowryjevu kiselinu, odnosno tvari sposobne da doniraju proton. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina. Ova pravila se odnose na kiseline i baze.

Disocijacija

Disocijacija je proces razlaganja tvari na ione u otopinama ili topljenima. Na primjer, disocijacija hlorovodonične kiseline je razlaganje HCl na H + i Cl -.

Svojstva kiselina i baza

Baze su obično sapunaste na dodir, dok kiseline općenito imaju kiselkast okus.

Kada baza reaguje sa mnogo kationa, formira se talog. Kada kiselina reaguje sa anionima, obično se oslobađa gas.

Najčešće korištene kiseline:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Često korištene baze:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Jake i slabe kiseline i baze

Jake kiseline

Takve kiseline koje potpuno disociraju u vodi, proizvodeći vodikove katione H+ i anione. Primjer jake kiseline je hlorovodonična kiselina HCl:

HCl (rastvor) + H 2 O (l) → H 3 O + (rastvor) + Cl - (rastvor)

Primjeri jakih kiselina: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Lista jakih kiselina

• HCl - hlorovodonična kiselina
• HBr - bromovodonik
• HI - vodonik jodid
• HNO 3 - azotna kiselina
• HClO 4 - perhlorna kiselina
• H 2 SO 4 - sumporna kiselina

Slabe kiseline

Samo djelomično otopljen u vodi, na primjer, HF:

HF (rastvor) + H2O (l) → H3O + (rastvor) + F - (rastvor) - u takvoj reakciji više od 90% kiseline ne disocira:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Jake i slabe kiseline mogu se razlikovati mjerenjem vodljivosti rastvora: provodljivost zavisi od broja jona, što je kiselina jača, što je više disocirana, dakle, što je kiselina jača, to je veća provodljivost.

Lista slabih kiselina

• HF vodonik fluorid
• H 3 PO 4 fosfor
• H 2 SO 3 sumpor
• H 2 S vodonik sulfid
• H 2 CO 3 ugalj
• H 2 SiO 3 silicijum

Jaka osnova

Jake baze se potpuno disociraju u vodi:

NaOH (rastvor) + H 2 O ↔ NH 4

Jake baze uključuju hidrokside metala prve (alkalne, alkalni metali) i druge (alkalinoterene, zemnoalkalne metale) grupe.

Lista jakih baza

• NaOH natrijum hidroksid (kaustična soda)
• KOH kalijum hidroksid (kaustična potaša)
• LiOH litijum hidroksid
• Ba(OH) 2 barijum hidroksid
• Ca(OH) 2 kalcijum hidroksid (gašeno vapno)

Slabi temelji

U reverzibilnoj reakciji u prisustvu vode formira OH - ione:

NH 3 (rastvor) + H 2 O ↔ NH + 4 (rastvor) + OH - (rastvor)

Najslabije baze su anjoni:

F - (rastvor) + H 2 O ↔ HF (rastvor) + OH - (rastvor)

Lista slabih baza

• Mg(OH) 2 magnezijum hidroksid
• Fe(OH) 2 gvožđe(II) hidroksid
• Zn(OH) 2 cink hidroksid
• NH 4 OH amonijum hidroksid
• Fe(OH) 3 gvožđe(III) hidroksid

Reakcije kiselina i baza

Jaka kiselina i jaka baza

Ova reakcija se naziva neutralizacija: kada je količina reagensa dovoljna da potpuno disocira kiselinu i bazu, rezultirajuća otopina će biti neutralna.

primjer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Slaba baza i slaba kiselina

Opšti tip reakcije:
Slaba baza (rastvor) + H 2 O ↔ Slaba kiselina (rastvor) + OH - (rastvor)

Jaka baza i slaba kiselina

Baza se potpuno disocira, kiselina djelimično disocira, rezultirajući rastvor ima slaba svojstva baze:

HX (rastvor) + OH - (rastvor) ↔ H 2 O + X - (rastvor)

Jaka kiselina i slaba baza

Kiselina se potpuno disocira, baza se ne disocira u potpunosti:

Disocijacija vode

Disocijacija je razlaganje supstance na sastavne molekule. Svojstva kiseline ili baze zavise od ravnoteže koja je prisutna u vodi:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (rastvor) + OH - (rastvor)
K c = / 2
Konstanta ravnoteže vode na t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, vrijedi i sljedeća jednakost: = 10 -14, koja se naziva konstanta disocijacije vode. Za čistu vodu = = 10 -7, dakle -lg = 7,0.

Ova vrijednost (-lg) se naziva pH - potencijal vodika. Ako je pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, tada supstanca ima osnovna svojstva.

Metode za određivanje pH

Instrumentalna metoda

Poseban uređaj, pH metar, je uređaj koji pretvara koncentraciju protona u otopini u električni signal.

Indikatori

Tvar koja mijenja boju u određenom pH rasponu ovisno o kiselosti otopine; pomoću nekoliko indikatora možete postići prilično točan rezultat.

Sol

Sol je jonsko jedinjenje formirano od kationa koji nije H+ i anjona koji nije O2-. U slaboj vodenoj otopini soli se potpuno disociraju.

Odrediti kiselinsko-bazna svojstva otopine soli, potrebno je utvrditi koji su joni prisutni u otopini i razmotriti njihova svojstva: neutralni ioni nastali iz jakih kiselina i baza ne utječu na pH: ne oslobađaju ni H + ni OH - ione u vodi. Na primjer, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Anjoni nastali iz slabih kiselina pokazuju alkalna svojstva (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), katjoni sa alkalnim svojstvima ne postoje.

Svi kationi osim metala prve i druge grupe imaju kisela svojstva.

Puferski rastvor

Otopine koje održavaju svoj pH nivo kada se doda mala količina jake kiseline ili jake baze uglavnom se sastoje od:

• Smjesa slabe kiseline, njene odgovarajuće soli i slabe baze
• Slaba baza, odgovarajuća sol i jaka kiselina

Za pripremu puferske otopine određene kiselosti potrebno je pomiješati slabu kiselinu ili bazu s odgovarajućom soli, uzimajući u obzir:

• pH opseg u kojem će puferski rastvor biti efikasan
• Kapacitet rastvora - količina jake kiseline ili jake baze koja se može dodati bez uticaja na pH rastvora
• Ne bi trebalo biti neželjenih reakcija koje bi mogle promijeniti sastav otopine

Test:

Savremena hemijska nauka predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, pored svoje teorijske osnove, ima veliki primenjeni i praktični značaj. Šta god da dodirnete, sve oko vas je hemijski proizvod. Glavne sekcije su neorganska i organska hemija. Hajde da razmotrimo koje su glavne klase supstanci klasifikovane kao neorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Grounds.
4. Kiseline.

Svaka od klasa je predstavljena širokim spektrom spojeva neorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske ekonomske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ova jedinjenja, njihovu pojavu u prirodi i njihovu proizvodnju izučavaju se u školskom kursu hemije bez greške, od 8. do 11. razreda.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primere svake supstance i njihovog agregacionog stanja i pojave u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju hemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa spojeva - oksidi

4. Reakcije usljed kojih elementi mijenjaju CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiselina (izuzetak SiO 2)

CO + voda = kiselina

2. Reakcije sa bazama:

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

3. Reakcije sa bazičnim oksidima: stvaranje soli

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

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva i međusobno djeluju po principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju sa vodom.

1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = so + H 2 O

2. Sa bazama (alkalijama): formiranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije sa OO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli

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

Ne stvaraju ni kiseline ni alkalije. Pokazuju vrlo specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran od metala ili nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom smislu (na osnovu pozicija ED – elektrolitička disocijacija – Svante Arrhenius), kiseline su jedinjenja koja se u vodenoj sredini disociraju na katione H+ i anjone kiselinskih ostataka An-. Međutim, danas su kiseline također opširno proučavane u bezvodnim uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji ukazuju na njihovu količinu u tvari. Na primjer, neorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiselinski ostatak n-. Organske supstance imaju drugačiju teorijsku reprezentaciju. Pored empirijske, za njih možete zapisati punu i skraćenu strukturnu formulu, koja će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i poredak atoma, njihovu međusobnu povezanost i glavnu funkciju. grupa za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim tvarima sve kiseline se dijele u dvije grupe:

• bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kiseonik (oksokiseline) - HClO 3 i sve gde ima kiseonika.

Anorganske kiseline se također klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, hlorovodonične, azotne, perhlorne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipohlorne i druge.

Organska hemija ne nudi istu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode klasifikuju se kao karboksilne kiseline. Njihova zajednička karakteristika je prisustvo -COOH funkcionalne grupe. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (sirćetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se ova tema razmatra u školskom kursu hemije.

1. Solyanaya.
2. Nitrogen.
3. Orthophosphoric.
4. Bromovodična.
5. Ugalj.
6. Vodonik jodid.
7. Sumporna.
8. Sirćet ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. Benzoin.

Ovih 10 kiselina u hemiji su osnovne supstance odgovarajuće klase kako u školskom kursu tako i uopšte u industriji i sintezi.

Svojstva neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva uključuju, prije svega, različito stanje agregacije. Na kraju krajeva, postoji niz kiselina koje u normalnim uslovima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Tačke ključanja i topljenja također variraju.

Kiseline mogu izazvati teške opekotine, jer imaju moć da unište organsko tkivo i kožu. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnarandžasta (u normalnom okruženju - narandžasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Najvažnija hemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije sa jednostavnim i složenim supstancama.

Hemijska svojstva neorganskih kiselina

Sa čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. Sa jednostavnim supstancama - metalima. Obavezni uslov: metal mora biti u EHRNM prije vodonika, jer metali koji stoje poslije vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina sa alkalijama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + rastvorljiva baza = so i voda
3. Sa amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijum hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja so) + 2H 2 O
4. Sa osnovnim oksidima. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) hlorid + H 2 O
5. Sa amfoternim oksidima. Konačni efekat: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni efekat: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijum bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline jednako. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje ovakvih reakcija, međutim, i na ovom nivou se razmatraju specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, što se objašnjava strukturom kristalne rešetke, kao i međusobnim utjecajem atoma u molekulima. Međutim, ako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, onda je to teže učiniti za kiseline i baze.

Baš kao i kiseline, baze su, prema ED teoriji, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidroksilnih grupa OH - .

• Rastvorljive ili alkalne (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Nastaje od metala I i II grupe. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podgrupa);
• Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv (srednje jačine, ne menjati boju indikatora). Primer: magnezijum hidroksid, gvožđe (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenom okruženju reverzibilno se disociraju u molekule jona). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna svojstva bazične kiseline). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava u školskom kursu hemije u odeljku „Osnove“. Hemija u razredima 8-9 uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i slabo rastvorljiva jedinjenja nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove temperature topljenja su obično niske, a slabo topljivi hidroksidi se raspadaju kada se zagrijavaju. Boja baza je drugačija. Ako su alkalije bijele, onda kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Rastvorljivost većine jedinjenja ove klase može se naći u tabeli koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli i prikazuje njihovu rastvorljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - grimizna, metilnarandžasta - žuta. To se osigurava slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva
Alkalije	Slabo rastvorljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija sa kiselinama (sol i voda): obične reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Oni stupaju u interakciju sa AO kako bi formirali hidrokso kompleks soli i vode: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. Oni stupaju u interakciju s amfoternim hidroksidima i formiraju hidroksi kompleksne soli: Isto kao i sa AO, samo bez vode V. Reaguje sa rastvorljivim solima da nastane nerastvorljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo (III) hlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reaguje sa cinkom i aluminijumom u vodenoj otopini da nastane soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks sa hidroksid ionom 2Rb + 3H 2	I. Kada se zagreju, mogu se razgraditi: nerastvorljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kiselinama (rezultat: sol i voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me +n (OH) n + KO = so + H 2 O	I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reakcija s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo su većina hemijskih svojstava koje pokazuju baze. Hemija baza je prilično jednostavna i prati opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se u vodenom rastvoru disociraju na metalne katjone Me +n i anjone kiselih ostataka An n-. Ovako možete zamisliti soli. Hemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtačnija.

Štaviše, prema svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrže vodikov kation). Primjer: NaHSO 4.
• Basic (sadrži hidrokso grupu). Primjer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi i dr.). Primjer: K 2.

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također ukazuju na kvalitativni i kvantitativni sastav molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva rastvorljivosti, što se može videti u odgovarajućoj tabeli.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda moramo primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle, zasićene boje.

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična hemijska svojstva kao baze, kiseline i soli. Oksidi se, kao što smo već ispitali, po ovom faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija sa kiselinama (samo jakim sa stanovišta ED) sa stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima koje proizvode soli i nerastvorljive baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rastvorljiva so + Cu(OH) 2 nerastvorljiva baza

III. Reakcija sa drugom rastvorljivom soli da nastane nerastvorljiva i rastvorljiva so:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji se nalaze u EHRNM lijevo od onog koji formira sol. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao stupiti u interakciju s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, baznih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti prikazanih hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju ideju o nazivu tvari i njenim fizičkim svojstvima. Stoga posebnu pažnju treba posvetiti njihovom pisanju. Općenito nevjerovatna kemijska nauka nudi nam ogroman izbor jedinjenja. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio ogromne raznolikosti.

Hidroksidi alkalnih metala - u normalnim uslovima su čvrste bele kristalne supstance, higroskopne, sapunaste na dodir, veoma rastvorljive u vodi (njihovo rastvaranje je egzotermni proces), topljive. Hidroksidi zemnoalkalnih metala Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) su bele praškaste supstance, znatno manje rastvorljive u vodi u odnosu na hidrokside alkalnih metala. Baze koje su nerastvorljive u vodi obično se formiraju kao talog nalik gelu koji se raspada tokom skladištenja. Na primjer, Cu(OH) 2 je plavi želatinozni talog.

3.1.4 Hemijska svojstva baza.

Svojstva baza određuju prisustvo OH – jona. Postoje razlike u svojstvima lužina i baza netopivih u vodi, ali zajedničko svojstvo je reakcija interakcije sa kiselinama. Hemijska svojstva baza su prikazana u tabeli 6.

Tabela 6 - Hemijska svojstva baza

Alkalije	Nerastvorljive baze
Sve baze reaguju sa kiselinama ( reakcija neutralizacije)
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O	Cr(OH) 2 + 2HC1 = CrC1 2 + 2H 2 O
Baze reaguju sa kiselim oksidima sa stvaranjem soli i vode: 6KON + P 2 O 5 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
Alkalije reaguju sa rastvorima soli, ako je jedan od produkta reakcije precipitata(tj. ako se formira nerastvorljivo jedinjenje): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Baze nerastvorljive u vodi i amfoterni hidroksidi raspadaju kada se zagreju na odgovarajući oksid i vodu: Mn(OH) 2  MnO + H 2 O Cu(OH) 2  CuO + H 2 O
Alkalije se mogu detektovati pomoću indikatora. U alkalnom okruženju: lakmus - plava, fenolftalein - grimizna, metilnarandžasta - žuta

3.1.5 Suštinski razlozi.

NaOH– kaustična soda, kaustična soda. Nisko topljivo (t pl = 320 °C) bijeli higroskopni kristali, vrlo topljivi u vodi. Rastvor je sapun na dodir i opasno je kaustična tečnost. NaOH je jedan od najvažnijih proizvoda hemijske industrije. Potreban je u velikim količinama za prečišćavanje naftnih derivata, a široko se koristi u industriji sapuna, papira, tekstila i drugim industrijama, kao i za proizvodnju umjetnih vlakana.

CON- kaustični kalijum. Bijeli higroskopni kristali, dobro rastvorljivi u vodi. Rastvor je sapun na dodir i opasno je kaustična tečnost. Svojstva KOH su slična osobinama NaOH, ali se kalijev hidroksid koristi mnogo rjeđe zbog veće cijene.

Ca(OH) 2 - gašeno vapno. Bijeli kristali, slabo rastvorljivi u vodi. Otopina se zove "krečna voda", suspenzija se zove "krečno mlijeko". Krečna voda se koristi za otkrivanje ugljičnog dioksida; postaje mutna kada se CO 2 propušta. Gašeno vapno se široko koristi u građevinarstvu kao osnova za proizvodnju veziva.