Az oldhatatlan bázisok reakcióba lépnek a sókkal. Okok

Az összetett szervetlen anyagok egyik osztálya a bázisok. Ezek fématomokat és hidroxilcsoportot tartalmazó vegyületek, amelyek más anyagokkal való kölcsönhatás során szétválhatnak.

Szerkezet

A bázisok egy vagy több hidroxocsoportot tartalmazhatnak. A bázisok általános képlete Me(OH) x. Mindig egy fématom van, és a hidroxilcsoportok száma a fém vegyértékétől függ. Ebben az esetben az OH-csoport vegyértéke mindig I. Például a NaOH-vegyületben a nátrium vegyértéke I, tehát egy hidroxilcsoport van. A Mg(OH) 2 bázisnál a magnézium vegyértéke II, az Al(OH) 3 az alumínium vegyértéke III.

A hidroxilcsoportok száma változhat a változó vegyértékű fémeket tartalmazó vegyületekben. Például Fe(OH)2 és Fe(OH)3. Ilyen esetekben a vegyértéket a név után zárójelben tüntetjük fel - vas(II)-hidroxid, vas(III)-hidroxid.

Fizikai tulajdonságok

Az alap jellemzői és aktivitása a fémtől függ. A legtöbb bázis szagtalan, fehér szilárd anyag. Egyes fémek azonban jellegzetes színt adnak az anyagnak. Például a CuOH sárga, a Ni(OH)2 világoszöld, a Fe(OH)3 vörösbarna.

Rizs. 1. Lúgok szilárd állapotban.

Fajták

Az alapokat két kritérium szerint osztályozzák:

• az OH csoportok száma szerint- egy- és többsavas;
• vízben való oldhatósága alapján- lúgok (oldható) és oldhatatlanok.

A lúgokat alkálifémek - lítium (Li), nátrium (Na), kálium (K), rubídium (Rb) és cézium (Cs) alkotják. Ezenkívül a lúgokat alkotó aktív fémek közé tartoznak az alkáliföldfémek - kalcium (Ca), stroncium (Sr) és bárium (Ba).

Ezek az elemek a következő alapokat alkotják:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca(OH)2;
• Sr(OH)2;
• Ba(OH)2.

Az összes többi bázis, például a Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, oldhatatlannak minősül.

Más módon a lúgokat erős bázisoknak, az oldhatatlan lúgokat pedig gyenge bázisoknak nevezzük. Az elektrolitikus disszociáció során a lúgok gyorsan feladnak egy hidroxilcsoportot, és gyorsabban reagálnak más anyagokkal. Az oldhatatlan vagy gyenge bázisok kevésbé aktívak, mert ne adományozzon hidroxilcsoportot.

Rizs. 2. Az alapok osztályozása.

Az amfoter hidroxidok különleges helyet foglalnak el a szervetlen anyagok rendszerezésében. Kölcsönhatásba lépnek savakkal és bázisokkal egyaránt, azaz. A körülményektől függően lúgként vagy savként viselkednek. Ide tartozik a Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Pb(OH) 2, Cr(OH) 3, Be(OH) 2 és más bázisok.

Nyugta

A bázisokat többféleképpen lehet előállítani. A legegyszerűbb a fém kölcsönhatása vízzel:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2.

A lúgokat az oxid vízzel való reagáltatásával állítják elő:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

A lúgok és sók kölcsönhatása következtében oldhatatlan bázisok keletkeznek:

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

Kémiai tulajdonságok

A bázisok főbb kémiai tulajdonságait a táblázat írja le.

Reakciók	Mi képződik	Példák
Savakkal	Só és víz. Az oldhatatlan bázisok csak oldható savakkal lépnek reakcióba	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Magas hőmérsékletű bomlás	Fém-oxid és víz	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Savas oxidokkal (lúgok reagálnak)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Nem fémekkel (lúgok lépnek be)	Só és hidrogén	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2
Csere sóval	Hidroxid és só	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Lúgok néhány fémmel	Komplex só és hidrogén	2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2

Az indikátor segítségével tesztet végeznek az alap osztályának meghatározására. Amikor egy bázissal kölcsönhatásba lép, a lakmusz kék színűvé, a fenolftalein bíbor színűvé, a metilnarancs sárgává válik.

Rizs. 3. A mutatók reakciója bázisokra.

Mit tanultunk?

A 8. osztályos kémia óráról a bázisok tulajdonságait, osztályozását, más anyagokkal való kölcsönhatását tanultuk. A bázisok összetett anyagok, amelyek egy fémből és egy hidroxil-OH csoportból állnak. Oldható vagy lúgos és oldhatatlan. A lúgok agresszívebb bázisok, amelyek gyorsan reagálnak más anyagokkal. A bázisokat fém vagy fém-oxid vízzel, valamint só és lúg reakciójával állítják elő. A bázisok savakkal, oxidokkal, sókkal, fémekkel és nemfémekkel reagálnak, és magas hőmérsékleten is bomlanak.

Teszt a témában

A jelentés értékelése

Átlagos értékelés: 4.5. Összes beérkezett értékelés: 135.

A bázisok általános tulajdonságait az OH - ion jelenléte határozza meg az oldatukban, amely lúgos környezetet hoz létre az oldatban (a fenolftalein bíborvörösre változik, a metilnarancs sárgává, a lakmusz kékre színeződik).

1. Lúgok kémiai tulajdonságai:

1) kölcsönhatás savas oxidokkal:

2KOH+CO2®K2CO3+H20;

2) reakció savakkal (semlegesítési reakció):

2NaOH+ H2SO4®Na2SO4+2H2O;

3) kölcsönhatás oldható sókkal (csak akkor, ha egy lúg oldható sóra hatásakor csapadék képződik vagy gáz szabadul fel):

2NaOH+ CuSO4®Cu(OH)2¯+Na2SO4,

Ba(OH)2 +Na 2SO 4®BaSO 4¯+2NaOH, KOH(tömény)+NH4Cl(kristályos)®NH3 +KCl+H2O.

2. Oldhatatlan bázisok kémiai tulajdonságai:

1) bázisok kölcsönhatása savakkal:

Fe(OH)2+H2SO4®FeSO4+2H2O;

2) bomlás hevítéskor. Hevítéskor az oldhatatlan bázisok bázikus oxidra és vízre bomlanak:

Cu(OH)2®CuO+H2O

Munka vége -

Ez a téma a következő részhez tartozik:

Atom molekuláris vizsgálatok a kémiában. Atom. Molekula. Kémiai elem. Mol. Egyszerű összetett anyagok. Példák

Atom molekuláris tanítások a kémiában atom molekula kémiai elem mól egyszerű összetett anyagok példák.. a modern kémia elméleti alapja az atommolekuláris.. az atomok a legkisebb kémiai részecskék, amelyek a vegyszer határát jelentik.

Ha további anyagra van szüksége ebben a témában, vagy nem találta meg, amit keresett, javasoljuk, hogy használja a munkaadatbázisunkban található keresést:

Mit csinálunk a kapott anyaggal:

Ha ez az anyag hasznos volt az Ön számára, elmentheti az oldalára a közösségi hálózatokon:

Csipog

Az összes téma ebben a részben:

Indoklás
1. Lúgok előállítása: 1) alkáli- vagy alkáliföldfémek vagy oxidjaik kölcsönhatása vízzel: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

A savak nómenklatúrája
A savak neve abból az elemből származik, amelyből a sav keletkezik. Ugyanakkor az oxigénmentes savak nevének általában -hidrogén végződése van: HCl - sósav, HBr - hidrogén-bróm

A savak kémiai tulajdonságai
A vizes oldatokban lévő savak általános tulajdonságait a savmolekulák disszociációja során keletkező H+ ionok jelenléte határozza meg, így a savak protondonorok: HxAn«xH+

Savak beszerzése
1) savas oxidok kölcsönhatása vízzel: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

A savas sók kémiai tulajdonságai
1) a savas sók hidrogénatomokat tartalmaznak, amelyek részt vehetnek a semlegesítési reakcióban, így reagálhatnak lúgokkal, közepes vagy más savas sókká alakulva - kisebb számmal

Savas sók előállítása
A savas só előállítható: 1) többbázisú sav és bázis tökéletlen semlegesítésének reakciójával: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Bázikus sók.
A bázikus sók (hidroxosók) olyan sók, amelyek a bázis hidroxidionjainak savas anionokkal való tökéletlen helyettesítése következtében keletkeznek. Egyetlen savas bázisok, például NaOH, KOH,

A bázikus sók kémiai tulajdonságai
1) a bázikus sók hidroxocsoportokat tartalmaznak, amelyek részt vehetnek a közömbösítési reakcióban, így savakkal reagálhatnak, és kevesebb mennyiségben intermedier sókká vagy bázikus sókká alakulnak.

Bázikus sók előállítása
A fő só a következőképpen állítható elő: 1) a bázis nem teljes semlegesítésének savval történő reakciójával: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Közepes sók.
A közepes sók egy sav H+-ionjainak fémionokkal való teljes helyettesítésének termékei; a bázisanion OH-ionjainak teljes helyettesítésének termékeinek is tekinthetők

A közepes sók nómenklatúrája
Az orosz nómenklatúrában (a technológiai gyakorlatban használatos) a közegsók elnevezésének sorrendje a következő: a szót az oxigéntartalmú sav nevének tövébe adják.

A közepes sók kémiai tulajdonságai
1) Szinte minden só ionos vegyület, ezért olvadékban és vizes oldatban ionokká disszociálnak (amikor áramot vezetnek át oldatokon vagy olvadt sókon, elektrolízis folyamata megy végbe).

Közepes sók előállítása
A sók előállítására szolgáló módszerek többsége ellentétes természetű anyagok kölcsönhatásán alapul - fémek nemfémekkel, savas oxidok bázikusokkal, bázisok savakkal (lásd a 2. táblázatot).

Az atom szerkezete.
Az atom egy elektromosan semleges részecske, amely pozitív töltésű atommagból és negatív töltésű elektronokból áll. Egy elem rendszáma az elemek periódusos rendszerében megegyezik az atommag töltésével

Az atommagok összetétele
Az atommag protonokból és neutronokból áll. A protonok száma megegyezik az elem rendszámával. A neutronok száma az atommagban megegyezik az izotóp tömegszámának különbségével és

Elektron
Az elektronok bizonyos stacionárius pályákon forognak az atommag körül. A pályáján haladva az elektron nem bocsát ki és nem nyel el elektromágneses energiát. Megtörténik az energia kibocsátása vagy elnyelése

Elektronikus szintek és elemek alszintjeinek kitöltési szabálya
Az egy energiaszinten tartózkodó elektronok számát a 2n2 képlet határozza meg, ahol n a szint száma. Az első négy energiaszint maximális kitöltése: az elsőnél

Ionizációs energia, elektronaffinitás, elektronegativitás.
Egy atom ionizációs energiája. Azt az energiát, amely egy elektron eltávolításához szükséges egy gerjesztetlen atomról, az első ionizációs energiának (potenciál) I: E + I = E+ + e- Ionizációs energia

Kovalens kötés
A legtöbb esetben, amikor kötés jön létre, a kötött atomok elektronjait megosztják. Az ilyen típusú kémiai kötéseket kovalens kötésnek nevezik (a latin "co-" előtag).

Sigma és pi kapcsolatok.
Szigma (σ)-, pi (π)-kötések - a különböző vegyületek molekuláiban lévő kovalens kötések típusainak hozzávetőleges leírása, a σ-kötést az jellemzi, hogy az elektronfelhő sűrűsége maximális

Kovalens kötés kialakulása donor-akceptor mechanizmussal.
A kovalens kötés kialakulásának az előző részben vázolt homogén mechanizmusa mellett létezik egy heterogén mechanizmus - az ellentétes töltésű ionok kölcsönhatása - a H+ proton ill.

Kémiai kötés és molekuláris geometria. BI3, PI3
3.1. ábra Dipól elemek hozzáadása NH3 és NF3 molekulákban

Poláris és nem poláris kötés
Az elektronok megosztása (közös elektronpárok kialakítása) eredményeként kovalens kötés jön létre, amely az elektronfelhők átfedése során jön létre. Az iskoláztatásban

Ionos kötés
Az ionos kötés olyan kémiai kötés, amely ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus kölcsönhatása révén jön létre. Így az oktatás folyamata és

Oxidációs állapot
Vegyérték 1. A vegyérték a kémiai elemek atomjainak azon képessége, hogy meghatározott számú kémiai kötést hozzanak létre. 2. A vegyértékértékek I-től VII-ig változnak (ritkán VIII). Valens

Hidrogén kötés
A különféle heteropoláris és homeopoláris kötések mellett létezik egy másik speciális kötéstípus is, amely az elmúlt két évtizedben egyre nagyobb figyelmet keltett a vegyészek részéről. Ez az úgynevezett hidrogén

Kristályrácsok
Tehát a kristályszerkezetet a részecskék helyes (szabályos) elrendezése jellemzi a kristály szigorúan meghatározott helyein. Ha gondolatban összeköti ezeket a pontokat vonalakkal, szóközöket kap.

Megoldások
Ha konyhasó, cukor vagy kálium-permanganát (kálium-permanganát) kristályokat teszünk egy edénybe vízzel, akkor megfigyelhetjük, hogyan csökken a szilárd anyag mennyisége fokozatosan. Ugyanakkor vizet

Elektrolitikus disszociáció
Az összes anyag oldata két csoportra osztható: az elektrolitok vezetik az elektromos áramot, a nem elektrolitok nem vezetik az elektromosságot. Ez a felosztás feltételes, mert minden

Disszociációs mechanizmus.
A vízmolekulák dipólusok, azaz. a molekula egyik vége negatív töltésű, a másik pozitív töltésű. A molekulának van egy negatív pólusa a nátriumionhoz, és egy pozitív pólusa a klórionhoz; surround io

A víz ionos terméke
A hidrogénindex (pH) az oldatokban lévő hidrogénionok aktivitását vagy koncentrációját jellemző érték. A hidrogén indikátort pH-nak nevezzük. A hidrogén index numerikus

Kémiai reakció
A kémiai reakció az egyik anyag átalakulása egy másikká. Egy ilyen meghatározás azonban egy jelentős kiegészítést igényel. Egy atomreaktorban vagy -gyorsítóban egyes anyagok is átalakulnak

Az együtthatók elrendezésének módszerei OVR-ben
Elektronikus mérleg módszer 1). Felírjuk a KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2) kémiai reakció egyenletét. Az atomok megtalálása

Hidrolízis
A hidrolízis a sóionok és a víz közötti kölcsönhatás cserefolyamata, amely enyhén disszociált anyagok képződéséhez vezet, és a közeg reakciójának (pH) megváltozásával jár. A lényeg

A kémiai reakciók sebessége
A reakciósebességet az egyik reagens moláris koncentrációjának változása határozza meg: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t

A kémiai reakciók sebességét befolyásoló tényezők
1. A reagáló anyagok természete. Fontos szerepet játszik a kémiai kötések természete és a reagens molekulák szerkezete. A reakciók a kevésbé erős kötések megsemmisülése és az anyagok képződése irányába haladnak

Aktiválási energia
A kémiai részecskék ütközése csak akkor vezet kémiai kölcsönhatáshoz, ha az ütköző részecskék energiája meghaladja a meghatározott értéket. Gondoljunk egymásra

Katalizátor katalizátor
Számos reakció felgyorsítható vagy lelassítható bizonyos anyagok bejuttatásával. A hozzáadott anyagok nem vesznek részt a reakcióban és nem fogyasztják el annak lefolyása során, de jelentős hatást gyakorolnak rá

Kémiai egyensúly
Azokat a kémiai reakciókat, amelyek mindkét irányban hasonló sebességgel mennek végbe, reverzibilisnek nevezzük. Az ilyen reakciókban reagensek és termékek egyensúlyi keverékei keletkeznek, amelyek összetétele

Le Chatelier elve
Le Chatelier elve azt mondja, hogy az egyensúly jobbra tolásához először a nyomást kell növelni. Valójában a nyomás növekedésével a rendszer „ellenáll” a kon

A kémiai reakció sebességét befolyásoló tényezők
A kémiai reakció sebességét befolyásoló tényezők Növelje a sebességet Csökkentse a sebességet Kémiailag aktív reagensek jelenléte

Hess törvénye
Táblázatértékek használata

Termikus hatás
A reakció során a kiindulási anyagokban lévő kötések felbomlanak, és új kötések jönnek létre a reakciótermékekben. Mivel a kötés kialakulása a felszabadulással, a felbomlása pedig az energia elnyelésével történik, akkor x

Bázisok (hidroxidok)– összetett anyagok, amelyek molekulái egy vagy több hidroxi-OH csoportot tartalmaznak. A bázisok leggyakrabban fématomból és OH-csoportból állnak. Például a NaOH nátrium-hidroxid, a Ca(OH) 2 kalcium-hidroxid stb.

Van egy bázis - ammónium-hidroxid, amelyben a hidroxicsoport nem a fémhez, hanem az NH 4 + -ionhoz (ammóniumkation) kapcsolódik. Ammónium-hidroxid képződik, amikor az ammóniát vízben oldják (a víz ammóniához való hozzáadásának reakciója):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammónium-hidroxid).

A hidroxilcsoport vegyértéke 1. A hidroxilcsoportok száma az alapmolekulában a fém vegyértékétől függ, és ezzel egyenlő. Például NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 stb.

Minden ok - szilárd anyagok, amelyek különböző színűek. Egyes bázisok jól oldódnak vízben (NaOH, KOH stb.). A legtöbbjük azonban nem oldódik vízben.

A vízben oldódó bázisokat lúgoknak nevezzük. A lúgos oldatok „szappanosak”, csúszósak és meglehetősen maró hatásúak. A lúgok közé tartoznak az alkáli- és alkáliföldfémek hidroxidjai (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 stb.). A többi oldhatatlan.

Oldhatatlan bázisok- ezek amfoter hidroxidok, amelyek savakkal kölcsönhatásba lépve bázisként működnek, és úgy viselkednek, mint a savak lúgokkal.

A különböző bázisok eltérő képességekkel rendelkeznek a hidroxicsoportok eltávolítására, ezért erős és gyenge bázisokra osztják őket.

Az erős bázisok vizes oldatokban könnyen feladják hidroxilcsoportjaikat, de a gyenge bázisok nem.

A bázisok kémiai tulajdonságai

A bázisok kémiai tulajdonságait a savakkal, savanhidridekkel és sókkal való kapcsolatuk jellemzi.

1. A mutatókra vonatkozó törvény. Az indikátorok színe megváltozik a különböző vegyi anyagokkal való kölcsönhatástól függően. Semleges oldatokban egy, savas oldatban más színük van. A bázisokkal való kölcsönhatás során megváltoztatják a színüket: a metilnarancs indikátor sárgára, a lakmusz indikátor kékre változik, a fenolftalein pedig fukszia színűvé válik.

2. Kölcsönhatásba lép a savas oxidokkal só és víz képződése:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagál savakkal, sót és vizet képezve. A bázis reakcióját savval közömbösítési reakciónak nevezzük, mivel ennek befejeződése után a közeg semlegessé válik:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reagál sókkalúj só és bázis kialakítása:

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

5. Melegítéskor vízre és fő oxidra bomlhatnak:

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

Van még kérdése? Szeretne többet megtudni az alapozókról?
Ha segítséget szeretne kérni egy oktatótól, regisztráljon.
Az első óra ingyenes!

weboldalon, az anyag teljes vagy részleges másolásakor a forrásra mutató hivatkozás szükséges.

Fém és hidroxilcsoport (OH). Például nátrium-hidroxid - NaOH, kálcium hidroxid - kb(Ó) 2 , bárium-hidroxid - Ba(Ó) 2 stb.

Hidroxidok előállítása.

1. Csere reakció:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Vizes sóoldatok elektrolízise:

2KCl + 2H 2O = 2KOH + H2 + Cl 2,

3. Alkáli- és alkáliföldfémek vagy oxidjaik kölcsönhatása vízzel:

K+2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

A hidroxidok kémiai tulajdonságai.

1. A hidroxidok lúgos jellegűek.

2. Hidroxidok vízben (lúgban) oldódik és oldhatatlan. Például, KOH- vízben oldódik, és kb(Ó) 2 - gyengén oldódó, fehér oldat. A periódusos rendszer 1. csoportjába tartozó fémek D.I. Mengyelejev oldható bázisokat (hidroxidot) ad.

3. A hidroxidok hevítés közben lebomlanak:

Cu(Ó) 2 = CuO + H 2 O.

4. A lúgok reakcióba lépnek savas és amfoter oxidokkal:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. A lúgok különböző hőmérsékleteken különböző módon reagálhatnak néhány nemfémmel:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(hideg),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(hő).

6. Kölcsönhatásba lépnek savakkal:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

1. A bázisok savakkal reagálva sót és vizet képeznek:

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

2. Savas oxidokkal, sót és vizet képezve:

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

3. A lúgok amfoter oxidokkal és hidroxidokkal reagálnak, sót és vizet képezve:

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

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

4. A lúgok reagálnak oldható sókkal, és gyenge bázist, csapadékot vagy gázt képeznek:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2¯ + 2NaCl

bázis

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. A lúgok reagálnak néhány fémmel, amelyek amfoter oxidoknak felelnek meg:

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

6. A lúg hatása az indikátorra:

Ó - + fenolftalein ® karmazsin színű

Ó - + lakmusz ® kék szín

7. Egyes bázisok bomlása hevítéskor:

Сu(OH) 2® CuO + H 2 O

Amfoter hidroxidok– bázisok és savak tulajdonságait egyaránt mutató kémiai vegyületek. Az amfoter hidroxidok az amfoter oxidoknak felelnek meg (lásd a 3.1. bekezdést).

Az amfoter hidroxidokat általában bázis formájában írják le, de ábrázolhatók sav formájában is:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

Alapítvány

Az amfoter hidroxidok kémiai tulajdonságai

1. Az amfoter hidroxidok kölcsönhatásba lépnek savakkal és savas oxidokkal:

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

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

2. Kölcsönhatásba lép lúgokkal és alkáli- és alkáliföldfém-oxidokkal:

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

H 3 AlO 3 savas nátrium-meta-aluminát

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

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

Minden amfoter hidroxid gyenge elektrolit

Sók

Sók- Ezek összetett anyagok, amelyek fémionokból és savmaradékból állnak. A sók a hidrogénionok fém- (vagy ammónium-) ionokkal való teljes vagy részleges helyettesítésének termékei savakban. Sók fajtái: közepes (normál), savas és bázikus.

Közepes sók- ezek a savakban lévő hidrogénkationok fém- (vagy ammónium-)ionokkal történő teljes helyettesítésének termékei: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl stb.

A közepes sók kémiai tulajdonságai

1. A sók savakkal, lúgokkal és más sókkal kölcsönhatásba lépnek, és gyenge elektrolitot vagy csapadékot képeznek; vagy gáz:

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

Na 2SO 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

bázis

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

2. A sók kölcsönhatásba lépnek az aktívabb fémekkel. Az aktívabb fém a kevésbé aktív fémet kiszorítja a sóoldatból (3. melléklet).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Savas sók- ezek a savakban lévő hidrogénkationok fém- (vagy ammónium-)ionokkal való tökéletlen helyettesítésének termékei: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 stb. Savas sókat csak többbázisú savak képezhetnek. Szinte minden savas só jól oldódik vízben.

Savas sók előállítása és közepes sókká alakítása

1. A savas sókat feleslegben lévő sav vagy savas oxid bázissal való reagáltatásával állítják elő:

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Ha a savfelesleg kölcsönhatásba lép a bázikus oxiddal:

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

3. A savas sókat közepes sókból sav hozzáadásával állítják elő:

· névadó

Na 2SO 3 + H 2SO 3 = 2 NaHS03;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHS03 + NaCl

4. A savas sókat lúggal közepes sókká alakítják:

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

Bázikus sók– ezek a hidroxocsoportok tökéletlen helyettesítésének termékei (OH - ) savas maradékot tartalmazó bázisok: MgOHCl, AlOHSO 4 stb. Bázikus sókat csak többértékű fémek gyenge bázisai képezhetnek. Ezek a sók általában nehezen oldódnak.

Bázikus sók előállítása és átalakítása közepes sókká

1. A bázikus sókat feleslegben lévő bázis savval vagy sav-oxiddal való reagáltatásával állítják elő:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl + H 2 O

hidroxo-

magnézium-klorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidroxo-

vas(III)-szulfát

2. A bázikus sókat közepes sóból alkálihiány hozzáadásával állítják elő:

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

3. A bázikus sókat egy sav (lehetőleg a sónak megfelelő) hozzáadásával alakítjuk át közepes sókká:

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

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

ELEKTROLITOK

Elektrolitok- ezek olyan anyagok, amelyek poláris oldószermolekulák (H 2 O) hatására oldatban ionokká bomlanak. Az elektrolitokat disszociációs (ionokra bomló) képességük alapján hagyományosan erősre és gyengére osztják. Az erős elektrolitok szinte teljesen (híg oldatokban), míg a gyenge elektrolitok csak részben disszociálnak ionokká.

Az erős elektrolitok közé tartoznak:

· erős savak (lásd 20. oldal);

· erős bázisok – lúgok (lásd 22. oldal);

· szinte minden oldható só.

A gyenge elektrolitok közé tartoznak:

gyenge savak (lásd 20. oldal);

· a bázisok nem lúgok;

A gyenge elektrolit egyik fő jellemzője az disszociációs állandó – NAK NEK . Például egy egybázisú sav esetében

HA Û H + +A - ,

ahol a H + -ionok egyensúlyi koncentrációja;

– savas anionok egyensúlyi koncentrációja A - ;

– a savmolekulák egyensúlyi koncentrációja,

Vagy gyenge alapra,

MOH Û M + +OH - ,

,

ahol az M + kationok egyensúlyi koncentrációja;

– hidroxidionok egyensúlyi koncentrációja OH - ;

– gyenge bázismolekulák egyensúlyi koncentrációja.

Néhány gyenge elektrolit disszociációs állandója (t = 25 °C-on)

Anyag	NAK NEK	Anyag	NAK NEK
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