Tabela właściwości chemicznych tabeli zasad. Powody: klasyfikacja i właściwości chemiczne

1. Zasady reagują z kwasami tworząc sól i wodę:

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

2. Z tlenkami kwasowymi tworzącymi sól i wodę:

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

3. Zasady reagują z amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami, tworząc sól i wodę:

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

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

4. Zasady reagują z rozpuszczalnymi solami, tworząc słabą zasadę, osad lub gaz:

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. Alkalia reagują z niektórymi metalami, które odpowiadają tlenkom amfoterycznym:

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

6. Wpływ alkaliów na wskaźnik:

OH - + fenoloftaleina ® kolor szkarłatny

OH - + lakmus ® niebieski kolor

7. Rozkład niektórych zasad podczas ogrzewania:

Cu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Wodorotlenki amfoteryczne– związki chemiczne wykazujące właściwości zarówno zasad, jak i kwasów. Wodorotlenki amfoteryczne odpowiadają tlenkom amfoterycznym (patrz paragraf 3.1).

Wodorotlenki amfoteryczne są zwykle zapisywane w postaci zasady, ale można je również przedstawić w postaci kwasu:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

Fundacja

Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych

1. Wodorotlenki amfoteryczne oddziałują z kwasami i tlenkami kwasowymi:

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

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

2. Oddziałuj z zasadami i zasadowymi tlenkami metali alkalicznych i ziem alkalicznych:

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

Kwasowy metaglinian sodu H 3 AlO 3

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

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

Wszystkie wodorotlenki amfoteryczne są słabymi elektrolitami

Sole

Sole- Są to substancje złożone składające się z jonów metali i reszty kwasowej. Sole są produktami całkowitego lub częściowego zastąpienia jonów wodorowych jonami metali (lub amonowymi) w kwasach. Rodzaje soli: średnie (normalne), kwaśne i zasadowe.

Sole średnie- są to produkty całkowitego zastąpienia kationów wodoru w kwasach jonami metali (lub amonowymi): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl itp.

Właściwości chemiczne soli średnich

1. Sole oddziałują z kwasami, zasadami i innymi solami, tworząc słaby elektrolit lub osad; lub gaz:

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

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ¯ + 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 4NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Sole oddziałują z bardziej aktywnymi metalami. Bardziej aktywny metal wypiera mniej aktywny metal z roztworu soli (Załącznik 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Sole kwasowe- są to produkty niepełnego zastąpienia kationów wodoru w kwasach jonami metali (lub amonowymi): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 itp. Sole kwasowe mogą tworzyć tylko kwasy wielozasadowe. Prawie wszystkie sole kwasów są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Otrzymywanie soli kwaśnych i przekształcanie ich w sole średnie

1. Sole kwasów otrzymuje się w reakcji nadmiaru kwasu lub tlenku kwasu z zasadą:

H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O

CO2 + NaOH = NaHCO3

2. Kiedy nadmiar kwasu oddziałuje z zasadowym tlenkiem:

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

3. Sole kwasowe otrzymuje się z soli średnich przez dodanie kwasu:

· tytułowy

Na2SO3 + H2SO3 = 2NaHSO3;

Na2SO3 + HCl = NaHSO3 + NaCl

4. Sole kwasowe przekształca się w sole średnie za pomocą zasad:

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

Podstawowe sole– są to produkty niepełnego podstawienia grup hydroksylowych (OH - ) zasady z resztą kwasową: MgOHCl, AlOHSO 4 itp. Sole zasadowe mogą tworzyć się tylko ze słabymi zasadami metali wielowartościowych. Sole te są na ogół trudno rozpuszczalne.

Otrzymywanie soli zasadowych i przekształcanie ich w sole średnie

1. Sole zasadowe otrzymuje się w reakcji nadmiaru zasady z kwasem lub tlenkiem kwasowym:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hydroksy-

chlorek magnezu

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hydroksy-

siarczan żelaza(III).

2. Sole zasadowe powstają z soli średniej poprzez dodanie braku zasady:

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

3. Sole zasadowe przekształca się w sole średnie poprzez dodanie kwasu (najlepiej takiego, który odpowiada soli):

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O

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

ELEKTROLITY

Elektrolity- są to substancje, które w roztworze rozpadają się na jony pod wpływem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika (H2O). Na podstawie ich zdolności do dysocjacji (rozpadu na jony) elektrolity umownie dzieli się na mocne i słabe. Silne elektrolity dysocjują prawie całkowicie (w roztworach rozcieńczonych), natomiast słabe elektrolity dysocjują na jony tylko częściowo.

Do mocnych elektrolitów zalicza się:

· mocne kwasy (patrz s. 20);

· mocne zasady – zasady (patrz s. 22);

· prawie wszystkie sole rozpuszczalne.

Słabe elektrolity obejmują:

słabe kwasy (patrz s. 20);

· zasady nie są alkaliczne;

Jedną z głównych cech słabego elektrolitu jest stała dysocjacji – DO . Na przykład dla kwasu jednozasadowego

HA Û H + +A - ,

gdzie jest równowagowym stężeniem jonów H +;

– równowagowe stężenie anionów kwasowych A - ;

– stężenie równowagowe cząsteczek kwasu,

Lub dla słabego fundamentu,

MOH Û M + +OH - ,

,

gdzie jest równowagowym stężeniem kationów M +;

– stężenie równowagowe jonów wodorotlenkowych OH - ;

– stężenie równowagowe cząsteczek słabej zasady.

Stałe dysocjacji niektórych słabych elektrolitów (w t = 25°C)

Substancja	DO	Substancja	DO
HCOOH	K = 1,8×10-4	H3PO4	K. 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10-5		K2 = 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
	K2 = 6,3×10 -8	NH3×H2O	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		K2 = 1,5×10-9
	K2 = 1,6×10-12	Cd(OH)2	K2 = 5,0×10 -3
Fe(OH)2	K. 2 = 1,3×10 -4	Cr(OH)3	K3 = 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	K2 = 3,4×10 -7		K2 = 3,0×10-8
Ni(OH)2	K2 = 2,5×10 -5

Po przeczytaniu artykułu będziesz w stanie rozdzielić substancje na sole, kwasy i zasady. W artykule opisano, jakie jest pH roztworu oraz jakie ogólne właściwości mają kwasy i zasady.

Podobnie jak metale i niemetale, kwasy i zasady stanowią podział substancji oparty na podobnych właściwościach. Pierwsza teoria kwasów i zasad należała do szwedzkiego naukowca Arrheniusa. Według Arrheniusa kwas to klasa substancji, które w reakcji z wodą dysocjują (rozpadają się), tworząc kation wodorowy H +. Zasady Arrheniusa w roztworze wodnym tworzą aniony OH. Następną teorię zaproponowali w 1923 roku naukowcy Bronsted i Lowry. Teoria Brønsteda-Lowry'ego definiuje kwasy jako substancje zdolne do oddania protonu w reakcji (kation wodorowy nazywany jest w reakcjach protonem). Odpowiednio zasady są substancjami, które mogą przyjąć proton w reakcji. Obecnie obowiązującą teorią jest teoria Lewisa. Teoria Lewisa definiuje kwasy jako cząsteczki lub jony zdolne do przyjmowania par elektronów, tworząc w ten sposób addukty Lewisa (addukt to związek powstały w wyniku połączenia dwóch reagentów bez tworzenia produktów ubocznych).

W chemii nieorganicznej z reguły kwas oznacza kwas Bronsteda-Lowry'ego, czyli substancje zdolne do oddania protonu. Jeśli mają na myśli definicję kwasu Lewisa, to w tekście taki kwas nazywany jest kwasem Lewisa. Zasady te dotyczą kwasów i zasad.

Dysocjacja

Dysocjacja to proces rozkładu substancji na jony w roztworach lub stopach. Na przykład dysocjacja kwasu chlorowodorowego polega na rozkładzie HCl na H + i Cl -.

Właściwości kwasów i zasad

Zasady mają tendencję do mydlanego dotyku, podczas gdy kwasy mają zazwyczaj kwaśny smak.

Kiedy zasada reaguje z wieloma kationami, tworzy się osad. Kiedy kwas reaguje z anionami, zwykle uwalnia się gaz.

Powszechnie stosowane kwasy:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3

Najczęściej stosowane bazy:
OH - , H 2 O , CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Mocne i słabe kwasy i zasady

Silne kwasy

Takie kwasy, które całkowicie dysocjują w wodzie, tworząc kationy wodoru H + i aniony. Przykładem mocnego kwasu jest kwas solny HCl:

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

Przykłady mocnych kwasów: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Lista mocnych kwasów

• HCl - kwas solny
• HBr - bromowodór
• HI - jodowodór
• HNO 3 - kwas azotowy
• HClO 4 - kwas nadchlorowy
• H 2 SO 4 - kwas siarkowy

Słabe kwasy

Tylko częściowo rozpuszczony w wodzie, na przykład HF:

HF (roztwór) + H2O (l) → H3O + (roztwór) + F - (roztwór) - w takiej reakcji ponad 90% kwasu nie dysocjuje:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Mocne i słabe kwasy można rozróżnić mierząc przewodność roztworów: przewodność zależy od liczby jonów, im silniejszy kwas, tym bardziej jest zdysocjowany, zatem im silniejszy kwas, tym wyższa przewodność.

Lista słabych kwasów

• Fluorowodór HF
• H3PO4 fosforowy
• H 2 SO 3 siarkowy
• H2S siarkowodór
• Węgiel H2CO3
• H2SiO3 krzem

Mocne podstawy

Mocne zasady całkowicie dysocjują w wodzie:

NaOH (roztwór) + H 2 O ↔ NH 4

Do mocnych zasad zaliczają się wodorotlenki metali pierwszej (alkaliczne, metale alkaliczne) i drugiej grupy (alkalinotherreny, metale ziem alkalicznych).

Lista mocnych zasad

• NaOH wodorotlenek sodu (soda kaustyczna)
• KOH wodorotlenek potasu (potaż żrący)
• Wodorotlenek litu LiOH
• Ba(OH)2 wodorotlenek baru
• Ca(OH) 2 wodorotlenek wapnia (wapno gaszone)

Słabe fundamenty

W odwracalnej reakcji w obecności wody tworzy jony OH -:

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

Większość słabych zasad to aniony:

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

Lista słabych zasad

• Wodorotlenek magnezu Mg(OH)2
• Wodorotlenek Fe(OH)2 żelaza(II).
• Zn(OH)2 wodorotlenek cynku
• Wodorotlenek amonu NH4OH
• Wodorotlenek Fe(OH)3 żelaza(III).

Reakcje kwasów i zasad

Mocny kwas i mocna zasada

Reakcję tę nazywa się neutralizacją: gdy ilość odczynników jest wystarczająca do całkowitego oddzielenia kwasu i zasady, powstały roztwór będzie obojętny.

Przykład:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Słaba zasada i słaby kwas

Ogólny typ reakcji:
Słaba zasada (roztwór) + H 2 O ↔ Słaby kwas (roztwór) + OH - (roztwór)

Mocna zasada i słaby kwas

Zasada dysocjuje całkowicie, kwas dysocjuje częściowo, powstały roztwór ma słabe właściwości zasady:

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

Mocny kwas i słaba zasada

Kwas dysocjuje całkowicie, zasada nie dysocjuje całkowicie:

Dysocjacja wody

Dysocjacja to rozkład substancji na cząsteczki składowe. Właściwości kwasu lub zasady zależą od równowagi występującej w wodzie:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztwór) + OH - (roztwór)
Kc = / 2
Stała równowagi wody w t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, zachodzi także równość: = 10 -14, która nazywana jest stałą dysocjacji wody. Dla czystej wody = = 10 -7, stąd -lg = 7,0.

Wartość ta (-lg) nazywana jest pH – potencjałem wodoru. Jeśli pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, wówczas substancja ma podstawowe właściwości.

Metody oznaczania pH

Metoda instrumentalna

Specjalne urządzenie, pehametr, to urządzenie, które przekształca stężenie protonów w roztworze na sygnał elektryczny.

Wskaźniki

Substancja zmieniająca kolor w określonym zakresie pH w zależności od kwasowości roztworu; stosując kilka wskaźników można uzyskać dość dokładny wynik.

Sól

Sól to związek jonowy utworzony przez kation inny niż H+ i anion inny niż O2-. W słabym roztworze wodnym sole całkowicie dysocjują.

Aby określić właściwości kwasowo-zasadowe roztworu soli, należy określić, jakie jony występują w roztworze i wziąć pod uwagę ich właściwości: jony obojętne powstałe z mocnych kwasów i zasad nie wpływają na pH: nie uwalniają w wodzie ani jonów H +, ani OH -. Na przykład Cl -, NO - 3, SO 2-4, Li +, Na +, K +.

Aniony powstałe ze słabych kwasów wykazują właściwości zasadowe (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), kationy o właściwościach zasadowych nie istnieją.

Wszystkie kationy z wyjątkiem metali z pierwszej i drugiej grupy mają właściwości kwasowe.

Roztwór buforowy

Roztwory utrzymujące pH po dodaniu niewielkiej ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady składają się głównie z:

• Mieszanina słabego kwasu, odpowiadającej mu soli i słabej zasady
• Słaba zasada, odpowiednia sól i mocny kwas

Aby przygotować roztwór buforowy o określonej kwasowości, należy zmieszać słaby kwas lub zasadę z odpowiednią solą, biorąc pod uwagę:

• Zakres pH, w którym roztwór buforowy będzie skuteczny
• Pojemność roztworu - ilość mocnego kwasu lub mocnej zasady, którą można dodać bez wpływu na pH roztworu
• Nie powinny wystąpić żadne niepożądane reakcje, które mogłyby zmienić skład roztworu

Test:

Współczesna nauka chemiczna reprezentuje wiele różnych dziedzin, a każda z nich, oprócz podstaw teoretycznych, ma ogromne znaczenie aplikacyjne i praktyczne. Czegokolwiek dotkniesz, wszystko wokół ciebie jest produktem chemicznym. Główne sekcje to chemia nieorganiczna i organiczna. Zastanówmy się, jakie główne klasy substancji są klasyfikowane jako nieorganiczne i jakie mają właściwości.

Główne kategorie związków nieorganicznych

Należą do nich:

1. Tlenki.
2. Sól.
3. Fusy.
4. Kwasy.

Każda z klas jest reprezentowana przez szeroką gamę związków o charakterze nieorganicznym i jest ważna w niemal każdej strukturze ludzkiej działalności gospodarczej i przemysłowej. Wszystkie główne właściwości charakterystyczne tych związków, ich występowanie w przyrodzie i ich wytwarzanie są bez przerwy badane na szkolnym kursie chemii, w klasach 8-11.

Istnieje ogólna tabela tlenków, soli, zasad, kwasów, która przedstawia przykłady każdej substancji oraz ich stan skupienia i występowanie w przyrodzie. Pokazano także interakcje opisujące właściwości chemiczne. Każdej z klas przyjrzymy się jednak osobno i bardziej szczegółowo.

Grupa związków - tlenki

4. Reakcje, w wyniku których pierwiastki zmieniają CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Woda odczynnikowa: powstawanie kwasów (wyjątek SiO 2)

CO + woda = kwas

2. Reakcje z zasadami:

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

3. Reakcje z tlenkami zasadowymi: tworzenie soli

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

4. Reakcje OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Wykazują podwójne właściwości i oddziałują na zasadzie metody kwasowo-zasadowej (z kwasami, zasadami, tlenkami zasadowymi, tlenkami kwasowymi). Nie wchodzą w interakcje z wodą.

1. Z kwasami: powstawanie soli i wody

AO + kwas = sól + H 2 O

2. Z zasadami (zasadami): tworzenie kompleksów hydroksylowych

Al 2 O 3 + LiOH + woda = Li

3. Reakcje z tlenkami kwasowymi: otrzymywanie soli

FeO + SO2 = FeSO3

4. Reakcje z OO: tworzenie soli, topienie

MnO + Rb 2 O = sól podwójna Rb 2 MnO 2

5. Reakcje topnienia z alkaliami i węglanami metali alkalicznych: tworzenie soli

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

Nie tworzą kwasów ani zasad. Wykazują bardzo specyficzne właściwości.

Każdy wyższy tlenek, utworzony przez metal lub niemetal, po rozpuszczeniu w wodzie daje mocny kwas lub zasadę.

Kwasy organiczne i nieorganiczne

W klasycznym znaczeniu (na podstawie pozycji ED – dysocjacja elektrolityczna – Svante Arrhenius) kwasy to związki, które w środowisku wodnym dysocjują na kationy H+ i aniony reszt kwasowych An –. Jednak obecnie kwasy były szeroko badane również w warunkach bezwodnych, dlatego istnieje wiele różnych teorii dotyczących wodorotlenków.

Wzory empiryczne tlenków, zasad, kwasów, soli składają się wyłącznie z symboli, pierwiastków i wskaźników wskazujących ich ilość w substancji. Na przykład kwasy nieorganiczne wyraża się wzorem H + reszta kwasowa n-. Substancje organiczne mają inną reprezentację teoretyczną. Oprócz empirycznego można zapisać dla nich pełny i skrócony wzór strukturalny, który będzie odzwierciedlał nie tylko skład i ilość cząsteczki, ale także kolejność atomów, ich wzajemne połączenie i główną funkcję grupa kwasów karboksylowych -COOH.

W substancjach nieorganicznych wszystkie kwasy dzielą się na dwie grupy:

• beztlenowy – HBr, HCN, HCL i inne;
• zawierające tlen (oksokwasy) - HClO 3 i wszystko, gdzie jest tlen.

Kwasy nieorganiczne są również klasyfikowane według stabilności (stabilne lub stabilne - wszystkie z wyjątkiem węglowych i siarkowych, niestabilne lub niestabilne - węglowe i siarkowe). Pod względem mocy kwasy mogą być mocne: siarkowy, solny, azotowy, nadchlorowy i inne, a także słabe: siarkowodór, podchlorawy i inne.

Chemia organiczna nie oferuje tej samej różnorodności. Kwasy o charakterze organicznym zalicza się do kwasów karboksylowych. Ich wspólną cechą jest obecność grupy funkcyjnej -COOH. Na przykład HCOOH (mrówkowy), CH 3 COOH (octowy), C 17 H 35 COOH (stearynowy) i inne.

Istnieje wiele kwasów, które są szczególnie starannie podkreślane podczas rozważania tego tematu na szkolnym kursie chemii.

1. Solanaja.
2. Azot.
3. Ortofosforowy.
4. Bromowodorowy.
5. Węgiel.
6. Jodowodór.
7. Siarkowy.
8. Octowy lub etan.
9. Butan lub olej.
10. Benzoes.

Te 10 kwasów w chemii to podstawowe substancje odpowiedniej klasy zarówno w szkole, jak i ogólnie w przemyśle i syntezach.

Właściwości kwasów nieorganicznych

Do głównych właściwości fizycznych zalicza się przede wszystkim odmienny stan skupienia. Przecież istnieje wiele kwasów, które w normalnych warunkach mają postać kryształów lub proszków (borowy, ortofosforowy). Zdecydowana większość znanych kwasów nieorganicznych to różne ciecze. Temperatury wrzenia i topnienia również się różnią.

Kwasy mogą powodować poważne oparzenia, ponieważ mają zdolność niszczenia tkanki organicznej i skóry. Wskaźniki służą do wykrywania kwasów:

• oranż metylowy (w normalnym środowisku - pomarańczowy, w kwasach - czerwony),
• lakmus (w neutralnym - fioletowy, w kwasach - czerwony) lub inne.

Do najważniejszych właściwości chemicznych należy zdolność do interakcji zarówno z substancjami prostymi, jak i złożonymi.

Właściwości chemiczne kwasów nieorganicznych

Z czym wchodzą w interakcję?	Przykładowa reakcja
1. Z prostymi substancjami - metalami. Warunek obowiązkowy: metal musi znajdować się w EHRNM przed wodorem, ponieważ metale stojące po wodorze nie są w stanie wyprzeć go ze składu kwasów. W wyniku reakcji zawsze powstaje gazowy wodór i sól.
2. Z powodów. Wynikiem reakcji jest sól i woda. Takie reakcje mocnych kwasów z zasadami nazywane są reakcjami zobojętniania.	Dowolny kwas (mocny) + rozpuszczalna zasada = sól i woda
3. Z wodorotlenkami amfoterycznymi. Konkluzja: sól i woda.	2HNO 2 + wodorotlenek berylu = Be(NO 2) 2 (średnia sól) + 2H 2 O
4. Z tlenkami zasadowymi. Wynik: woda, sól.	2HCL + FeO = chlorek żelaza (II) + H 2 O
5. Z tlenkami amfoterycznymi. Efekt końcowy: sól i woda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Z solami utworzonymi przez słabsze kwasy. Efekt końcowy: sól i słaby kwas.	2HBr + MgCO3 = bromek magnezu + H2O + CO2

Podczas interakcji z metalami nie wszystkie kwasy reagują jednakowo. Chemia (klasa 9) w szkole wiąże się z bardzo płytkim badaniem takich reakcji, jednak już na tym poziomie uwzględniane są specyficzne właściwości stężonego kwasu azotowego i siarkowego podczas interakcji z metalami.

Wodorotlenki: zasady, zasady amfoteryczne i nierozpuszczalne

Tlenki, sole, zasady, kwasy - wszystkie te klasy substancji mają wspólną naturę chemiczną, którą tłumaczy się budową sieci krystalicznej, a także wzajemnym wpływem atomów w cząsteczkach. Jeśli jednak możliwe było podanie bardzo szczegółowej definicji tlenków, trudniej jest to zrobić w przypadku kwasów i zasad.

Zasady, podobnie jak kwasy, zgodnie z teorią ED, to substancje, które w roztworze wodnym mogą rozkładać się na kationy metali Men + i aniony grup hydroksylowych OH - .

• Rozpuszczalne lub alkaliczne (mocne zasady zmieniające kolor wskaźników). Tworzą metale z grup I i ​​II. Przykład: KOH, NaOH, LiOH (czyli brane są pod uwagę elementy tylko głównych podgrup);
• Słabo rozpuszczalny lub nierozpuszczalny (średnia moc, nie zmienia koloru wskaźników). Przykład: wodorotlenek magnezu, żelazo (II), (III) i inne.
• Molekularne (słabe zasady, w środowisku wodnym odwracalnie dysocjują na cząsteczki jonów). Przykład: N 2 H 4, aminy, amoniak.
• Wodorotlenki amfoteryczne (wykazują podwójne właściwości zasadowo-kwasowe). Przykład: beryl, cynk i tak dalej.

Każda zaprezentowana grupa jest realizowana w ramach szkolnego kursu chemii w dziale „Podstawy”. Chemia w klasach 8-9 obejmuje szczegółowe badanie zasad i słabo rozpuszczalnych związków.

Główne charakterystyczne właściwości zasad

Wszystkie zasady i słabo rozpuszczalne związki występują w naturze w stałym stanie krystalicznym. Jednocześnie ich temperatury topnienia są zwykle niskie, a słabo rozpuszczalne wodorotlenki rozkładają się po podgrzaniu. Kolor podstaw jest inny. Jeśli zasady są białe, wówczas kryształy słabo rozpuszczalnych i molekularnych zasad mogą mieć bardzo różne kolory. Rozpuszczalność większości związków tej klasy można znaleźć w tabeli, która przedstawia wzory tlenków, zasad, kwasów, soli i pokazuje ich rozpuszczalność.

Alkalia mogą zmieniać kolor wskaźników w następujący sposób: fenoloftaleina - szkarłat, oranż metylowy - żółty. Zapewnia to swobodna obecność grup hydroksylowych w roztworze. Dlatego słabo rozpuszczalne zasady nie dają takiej reakcji.

Właściwości chemiczne każdej grupy zasad są różne.

Właściwości chemiczne
Alkalia	Słabo rozpuszczalne zasady	Wodorotlenki amfoteryczne
I. Interakcja z CO (wynik - sól i woda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + woda II. Interakcja z kwasami (sól i woda): zwykłe reakcje neutralizacji (patrz kwasy) III. Oddziałują z AO, tworząc hydroksykompleks soli i wody: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O lub Na 2 IV. Oddziałują z wodorotlenkami amfoterycznymi, tworząc sole hydroksykompleksowe: To samo co z AO, tylko bez wody V. Reaguj z rozpuszczalnymi solami, tworząc nierozpuszczalne wodorotlenki i sole: 3CsOH + chlorek żelaza (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reaguje z cynkiem i aluminium w roztworze wodnym, tworząc sole i wodór: 2RbOH + 2Al + woda = kompleks z jonem wodorotlenkowym 2Rb + 3H 2	I. Po podgrzaniu mogą się rozkładać: nierozpuszczalny wodorotlenek = tlenek + woda II. Reakcje z kwasami (wynik: sól i woda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + woda III. Wejdź w interakcję z KO: Me +n (OH) n + KO = sól + H 2 O	I. Reaguje z kwasami tworząc sól i wodę: (II) + 2HBr = CuBr2 + woda II. Reaguje z zasadami: wynik - sól i woda (stan: stopienie) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sól + 2H 2 O III. Reaguj z mocnymi wodorotlenkami: jeśli reakcja zachodzi w roztworze wodnym, powstają sole: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

To większość właściwości chemicznych wykazywanych przez zasady. Chemia zasad jest dość prosta i podlega ogólnym prawom wszystkich związków nieorganicznych.

Klasa soli nieorganicznych. Klasyfikacja, właściwości fizyczne

W oparciu o postanowienia ED sole można nazwać związkami nieorganicznymi, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metali Me +n i aniony reszt kwasowych An n-. Tak można sobie wyobrazić sole. Chemia podaje więcej niż jedną definicję, ale ta jest najdokładniejsza.

Ponadto, ze względu na charakter chemiczny, wszystkie sole dzielą się na:

• Kwaśny (zawierający kation wodoru). Przykład: NaHSO4.
• Zasadowy (zawierający grupę hydroksylową). Przykład: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (składa się tylko z kationu metalu i reszty kwasowej). Przykład: NaCL, CaSO4.
• Podwójne (obejmuje dwa różne kationy metali). Przykład: NaAl(SO4) 3.
• Kompleksowe (kompleksy hydroksylowe, kompleksy wodne i inne). Przykład: K2.

Wzory soli odzwierciedlają ich naturę chemiczną, a także wskazują skład jakościowy i ilościowy cząsteczki.

Tlenki, sole, zasady, kwasy mają różne właściwości rozpuszczalności, które można zobaczyć w odpowiedniej tabeli.

Jeśli mówimy o stanie agregacji soli, to musimy zwrócić uwagę na ich jednorodność. Występują tylko w stanie stałym, krystalicznym lub proszkowym. Gama kolorów jest dość zróżnicowana. Roztwory soli złożonych mają z reguły jasne, nasycone kolory.

Oddziaływania chemiczne dla klasy soli średnich

Mają podobne właściwości chemiczne jak zasady, kwasy i sole. Tlenki, jak już sprawdziliśmy, różnią się nieco od nich pod tym względem.

W sumie dla soli średnich można wyróżnić 4 główne typy oddziaływań.

I. Oddziaływanie z kwasami (tylko mocnymi z punktu widzenia ED) z utworzeniem kolejnej soli i słabego kwasu:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcje z rozpuszczalnymi wodorotlenkami, w wyniku których powstają sole i nierozpuszczalne zasady:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sól rozpuszczalna + Cu(OH) 2 nierozpuszczalna zasada

III. Reakcja z inną rozpuszczalną solą z utworzeniem soli nierozpuszczalnej i soli rozpuszczalnej:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcje z metalami znajdującymi się w EHRNM na lewo od tego, który tworzy sól. W takim przypadku reagujący metal nie powinien oddziaływać z wodą w normalnych warunkach:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Są to główne rodzaje interakcji charakterystyczne dla soli średnich. Formuły soli złożonych, zasadowych, podwójnych i kwasowych mówią same za siebie o specyfice wykazywanych właściwości chemicznych.

Wzory tlenków, zasad, kwasów, soli odzwierciedlają istotę chemiczną wszystkich przedstawicieli tych klas związków nieorganicznych, a ponadto dają wyobrażenie o nazwie substancji i jej właściwościach fizycznych. Dlatego należy zwrócić szczególną uwagę na ich pisanie. Ogromna różnorodność związków jest nam oferowana przez ogólnie niesamowitą naukę chemii. Tlenki, zasady, kwasy, sole – to tylko część ogromnej różnorodności.

Wodorotlenki metali alkalicznych - w normalnych warunkach są stałymi, białymi substancjami krystalicznymi, higroskopijnymi, w dotyku mydlanymi, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie (ich rozpuszczanie jest procesem egzotermicznym), topliwymi. Wodorotlenki metali ziem alkalicznych Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) to białe substancje sypkie, znacznie słabiej rozpuszczalne w wodzie w porównaniu do wodorotlenków metali alkalicznych. Zasady nierozpuszczalne w wodzie tworzą się zwykle w postaci żelowatych osadów, które rozkładają się podczas przechowywania. Na przykład Cu(OH)2 jest niebieskim galaretowatym osadem.

3.1.4 Właściwości chemiczne zasad.

O właściwościach zasad decyduje obecność jonów OH –. Istnieją różnice we właściwościach zasad i zasad nierozpuszczalnych w wodzie, ale wspólną właściwością jest reakcja interakcji z kwasami. Właściwości chemiczne zasad przedstawiono w tabeli 6.

Tabela 6 - Właściwości chemiczne zasad

Alkalia	Nierozpuszczalne zasady
Wszystkie zasady reagują z kwasami ( Reakcja neutralizacji)
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H2O
Zasady reagują z tlenkami kwasowymi z tworzeniem się soli i wody: 6KON + P 2 O 5 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
Alkalia reagują z roztworami soli, jeśli jest jednym z produktów reakcji wytrąca się(tj. jeśli tworzy się nierozpuszczalny związek): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Zasady nierozpuszczalne w wodzie i wodorotlenki amfoteryczne rozkładają się po podgrzaniu do odpowiedniego tlenku i wody: Mn(OH) 2  MnO + H 2 O Cu(OH) 2  CuO + H 2 O
Zasadę można wykryć za pomocą wskaźnika. W środowisku zasadowym: lakmus - niebieski, fenoloftaleina - karmazynowy, oranż metylowy - żółty

3.1.5 Istotne powody.

NaOH– soda kaustyczna, soda kaustyczna. Niskotopliwy (t pl = 320°C) białe, higroskopijne kryształy, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Roztwór jest mydlany w dotyku i jest niebezpiecznie żrącą cieczą. NaOH to jeden z najważniejszych produktów przemysłu chemicznego. Jest niezbędny w dużych ilościach do oczyszczania produktów naftowych i jest szeroko stosowany w przemyśle mydlanym, papierniczym, tekstylnym i innych, a także do produkcji włókien sztucznych.

KON- żrący potas. Białe higroskopijne kryształy, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Roztwór jest mydlany w dotyku i jest niebezpiecznie żrącą cieczą. Właściwości KOH są podobne do NaOH, jednak wodorotlenek potasu jest stosowany znacznie rzadziej ze względu na jego wyższy koszt.

Ca(OH) 2 - wapno gaszone. Białe kryształy, słabo rozpuszczalne w wodzie. Roztwór nazywa się „wodą wapienną”, zawiesina nazywa się „mlekiem wapiennym”. Do wykrywania dwutlenku węgla używa się wody wapiennej, która po przejściu przez nią CO2 staje się mętna. Wapno gaszone ma szerokie zastosowanie w budownictwie jako baza do produkcji spoiw.