Nierozpuszczalne zasady reagują z solami. Powody

Jedną z klas złożonych substancji nieorganicznych są zasady. Są to związki zawierające atomy metali i grupę hydroksylową, które mogą zostać oddzielone podczas interakcji z innymi substancjami.

Struktura

Zasady mogą zawierać jedną lub więcej grup hydroksylowych. Ogólny wzór zasad to Me(OH) x. Zawsze jest jeden atom metalu, a liczba grup hydroksylowych zależy od wartościowości metalu. W tym przypadku wartościowość grupy OH wynosi zawsze I. Na przykład w związku NaOH wartościowość sodu wynosi I, dlatego istnieje jedna grupa hydroksylowa. W przypadku zasady Mg(OH) 2 wartościowość magnezu wynosi II, Al(OH) 3 wartościowość glinu wynosi III.

Liczba grup hydroksylowych może się różnić w związkach z metalami o zmiennej wartościowości. Na przykład Fe(OH) 2 i Fe(OH) 3. W takich przypadkach wartościowość jest podana w nawiasach po nazwie - wodorotlenek żelaza (II), wodorotlenek żelaza (III).

Właściwości fizyczne

Charakterystyka i aktywność zasady zależą od metalu. Większość zasad to bezwonne, białe ciała stałe. Jednak niektóre metale nadają substancji charakterystyczny kolor. Na przykład CuOH jest żółty, Ni(OH) 2 jest jasnozielony, Fe(OH) 3 jest czerwono-brązowy.

Ryż. 1. Alkalia w stanie stałym.

Rodzaje

Podstawy są klasyfikowane według dwóch kryteriów:

• według liczby grup OH- jednokwasowe i wielokwasowe;
• przez rozpuszczalność w wodzie- zasady (rozpuszczalne) i nierozpuszczalne.

Zasady tworzą metale alkaliczne - lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb) i cez (Cs). Ponadto do metali aktywnych tworzących zasady zalicza się metale ziem alkalicznych – wapń (Ca), stront (Sr) i bar (Ba).

Elementy te tworzą następujące podstawy:

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

Wszystkie inne zasady, na przykład Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, są klasyfikowane jako nierozpuszczalne.

W inny sposób zasady nazywane są mocnymi zasadami, a nierozpuszczalne zasady nazywane są słabymi zasadami. Podczas dysocjacji elektrolitycznej zasady szybko oddają grupę hydroksylową i szybciej reagują z innymi substancjami. Nierozpuszczalne lub słabe zasady są mniej aktywne, ponieważ nie oddawaj grupy hydroksylowej.

Ryż. 2. Klasyfikacja zasad.

Wodorotlenki amfoteryczne zajmują szczególne miejsce w systematyzacji substancji nieorganicznych. Oddziałują zarówno z kwasami, jak i zasadami, tj. W zależności od warunków zachowują się jak zasada lub kwas. Należą do nich Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 i inne zasady.

Paragon

Bazy uzyskuje się różnymi sposobami. Najprostsza jest interakcja metalu z wodą:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2.

Zasady otrzymuje się w reakcji tlenku z wodą:

Na2O + H2O → 2NaOH.

Nierozpuszczalne zasady powstają w wyniku oddziaływania zasad z solami:

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

Właściwości chemiczne

Główne właściwości chemiczne zasad opisano w tabeli.

Reakcje	Co powstaje	Przykłady
Z kwasami	Sól i woda. Nierozpuszczalne zasady reagują tylko z rozpuszczalnymi kwasami	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O
Rozkład w wysokiej temperaturze	Tlenek metalu i woda	2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Z tlenkami kwasowymi (reakcja alkaliczna)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Z niemetalami (wchodzą alkalia)	Sól i wodór	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2
Wymień na sole	Wodorotlenek i sól	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Alkalia z niektórymi metalami	Sól złożona i wodór	2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2

Za pomocą wskaźnika przeprowadza się badanie w celu określenia klasy podłoża. Podczas interakcji z zasadą lakmus zmienia kolor na niebieski, fenoloftaleina zmienia kolor na szkarłatny, a oranż metylowy zmienia kolor na żółty.

Ryż. 3. Reakcja wskaźników na zasady.

Czego się nauczyliśmy?

Z lekcji chemii w klasie 8 dowiedzieliśmy się o właściwościach, klasyfikacji i oddziaływaniu zasad z innymi substancjami. Zasady to złożone substancje składające się z metalu i grupy hydroksylowej OH. Dzielą się na rozpuszczalne lub zasadowe i nierozpuszczalne. Alkalia to bardziej agresywne zasady, które szybko reagują z innymi substancjami. Zasady otrzymuje się w reakcji metalu lub tlenku metalu z wodą, a także w reakcji soli i zasady. Zasady reagują z kwasami, tlenkami, solami, metalami i niemetalami, a także rozkładają się w wysokich temperaturach.

Testuj w temacie

Ocena raportu

Średnia ocena: 4,5. Łączna liczba otrzymanych ocen: 135.

O ogólnych właściwościach zasad decyduje obecność w ich roztworach jonu OH -, który tworzy w roztworze środowisko zasadowe (fenoloftaleina zmienia kolor na szkarłatny, oranż metylowy zmienia kolor na żółty, lakmus zmienia kolor na niebieski).

1. Właściwości chemiczne zasad:

1) interakcja z tlenkami kwasowymi:

2KOH+CO2-K2CO3+H2O;

2) reakcja z kwasami (reakcja neutralizacji):

2NaOH+ H2SO4®Na2SO4 +2H2O;

3) interakcja z rozpuszczalnymi solami (tylko wtedy, gdy zasada działa na rozpuszczalną sól, tworzy się osad lub uwalnia się gaz):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4,

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

2. Właściwości chemiczne nierozpuszczalnych zasad:

1) oddziaływanie zasad z kwasami:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) rozkład po podgrzaniu. Po podgrzaniu nierozpuszczalne zasady rozkładają się na zasadowy tlenek i wodę:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Koniec pracy -

Ten temat należy do działu:

Atomowe badania molekularne w chemii. Atom. Cząsteczka. Pierwiastek chemiczny. Mol. Proste złożone substancje. Przykłady

Atomowe nauki molekularne w chemii atom cząsteczka pierwiastek chemiczny mole proste przykłady substancji złożonych.. teoretyczną podstawą współczesnej chemii jest atom molekularny..atomy to najmniejsze cząstki chemiczne, które stanowią granicę chemii..

Jeśli potrzebujesz dodatkowych materiałów na ten temat lub nie znalazłeś tego czego szukałeś, polecamy skorzystać z wyszukiwarki w naszej bazie dzieł:

Co zrobimy z otrzymanym materiałem:

Jeśli ten materiał był dla Ciebie przydatny, możesz zapisać go na swojej stronie w sieciach społecznościowych:

Ćwierkać

Wszystkie tematy w tym dziale:

Zdobycie podstaw
1. Przygotowanie zasad: 1) oddziaływanie metali alkalicznych, ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nazewnictwo kwasów
Nazwy kwasów pochodzą od pierwiastka, z którego kwas powstaje. Jednocześnie nazwy kwasów beztlenowych zwykle mają końcówkę -wodór: HCl - chlorowodorowy, HBr - bromowodór

Właściwości chemiczne kwasów
O ogólnych właściwościach kwasów w roztworach wodnych decyduje obecność jonów H+ powstałych podczas dysocjacji cząsteczek kwasu, zatem kwasy są donorami protonów: HxAn«xH+

Otrzymywanie kwasów
1) oddziaływanie tlenków kwasowych z wodą: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Właściwości chemiczne soli kwasów
1) sole kwasów zawierają atomy wodoru, które mogą brać udział w reakcji zobojętniania, dzięki czemu mogą reagować z zasadami, zamieniając się w sole średnie lub inne kwasy - w mniejszej liczbie

Otrzymywanie soli kwasowych
Sól kwasu można otrzymać: 1) w reakcji niecałkowitego zobojętnienia kwasu wielozasadowego zasadą: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Podstawowe sole.
Zasadowe (sole hydroksylowe) to sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia jonów wodorotlenkowych zasady anionami kwasowymi. Zasady jednokwasowe, np. NaOH, KOH,

Właściwości chemiczne soli zasadowych
1) sole zasadowe zawierają grupy hydroksylowe, które mogą brać udział w reakcji zobojętniania, dzięki czemu mogą reagować z kwasami, zamieniając się w sole pośrednie lub sole zasadowe z mniejszą ilością

Przygotowanie soli zasadowych
Główną sól można otrzymać: 1) w reakcji niepełnego zobojętnienia zasady kwasem: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Sole średnie.
Sole średnie są produktami całkowitego zastąpienia jonów H+ kwasu jonami metali; można je również uważać za produkty całkowitego zastąpienia jonów OH anionu zasadowego

Nazewnictwo soli średnich
W nomenklaturze rosyjskiej (stosowanej w praktyce technologicznej) obowiązuje następujący porządek nazewnictwa soli średnich: słowo to dodaje się do rdzenia nazwy kwasu zawierającego tlen

Właściwości chemiczne soli średnich
1) Prawie wszystkie sole są związkami jonowymi, dlatego w stopie i w roztworze wodnym dysocjują na jony (podczas przepływu prądu przez roztwory lub stopione sole zachodzi proces elektrolizy).

Przygotowanie soli średnich
Większość metod otrzymywania soli opiera się na oddziaływaniu substancji o przeciwnym charakterze - metali z niemetalami, tlenków kwasowych z zasadowymi, zasad z kwasami (patrz tabela 2).

Struktura atomu.
Atom jest elektrycznie obojętną cząstką składającą się z dodatnio naładowanego jądra i ujemnie naładowanych elektronów. Liczba atomowa pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków jest równa ładunkowi jądra

Skład jąder atomowych
Jądro składa się z protonów i neutronów. Liczba protonów jest równa liczbie atomowej pierwiastka. Liczba neutronów w jądrze jest równa różnicy między liczbą masową izotopu i

Elektron
Elektrony krążą wokół jądra po określonych orbitach stacjonarnych. Poruszając się po swojej orbicie elektron nie emituje ani nie absorbuje energii elektromagnetycznej. Następuje emisja lub absorpcja energii

Zasada wypełniania poziomów elektronicznych i podpoziomów elementów
Liczbę elektronów, które mogą znajdować się na jednym poziomie energii, określa wzór 2n2, gdzie n jest numerem poziomu. Maksymalne wypełnienie pierwszych czterech poziomów energii: dla pierwszego

Energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność.
Energia jonizacji atomu. Energia potrzebna do usunięcia elektronu z niewzbudzonego atomu nazywana jest pierwszą energią jonizacji (potencjałem) I: E + I = E+ + e- Energia jonizacji

Wiązanie kowalencyjne
W większości przypadków, gdy tworzy się wiązanie, elektrony związanych atomów są wspólne. Ten typ wiązania chemicznego nazywany jest wiązaniem kowalencyjnym (po łacinie przedrostek „co-”.

Połączenia sigma i pi.
Wiązania Sigma (σ)-, pi (π) - przybliżony opis rodzajów wiązań kowalencyjnych w cząsteczkach różnych związków, wiązanie σ charakteryzuje się tym, że gęstość chmury elektronów jest maksymalna

Tworzenie wiązania kowalencyjnego poprzez mechanizm donor-akceptor.
Oprócz jednorodnego mechanizmu tworzenia wiązań kowalencyjnych opisanego w poprzednim rozdziale, istnieje mechanizm heterogeniczny – oddziaływanie przeciwnie naładowanych jonów – protonu H+ i

Wiązania chemiczne i geometria molekularna. BI3, PI3
Rysunek 3.1 Dodawanie elementów dipolowych w cząsteczkach NH3 i NF3

Wiązanie polarne i niepolarne
Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku podziału elektronów (tworząc wspólne pary elektronów), co następuje podczas nakładania się chmur elektronów. W edukacji

Wiązanie jonowe
Wiązanie jonowe to wiązanie chemiczne powstające w wyniku elektrostatycznego oddziaływania przeciwnie naładowanych jonów. Zatem proces edukacji i

Stan utlenienia
Wartościowość 1. Wartościowość to zdolność atomów pierwiastków chemicznych do tworzenia określonej liczby wiązań chemicznych. 2. Wartości wartościowości wahają się od I do VII (rzadko VIII). Walens

Wiązanie wodorowe
Oprócz różnych wiązań heteropolarnych i homeopolarnych istnieje inny specjalny typ wiązań, który w ciągu ostatnich dwudziestu lat przyciągał coraz większą uwagę chemików. Jest to tak zwany wodór

Sieci krystaliczne
Zatem strukturę kryształu charakteryzuje prawidłowe (regularne) ułożenie cząstek w ściśle określonych miejscach kryształu. Kiedy w myślach połączysz te punkty liniami, otrzymasz spacje.

Rozwiązania
Jeśli kryształy soli kuchennej, cukru lub nadmanganianu potasu (nadmanganianu potasu) umieścimy w naczyniu z wodą, możemy zaobserwować, jak stopniowo zmniejsza się ilość substancji stałej. Jednocześnie woda

Dysocjacja elektrolityczna
Roztwory wszystkich substancji można podzielić na dwie grupy: elektrolity przewodzą prąd elektryczny, nieelektrolity nie przewodzą prądu elektrycznego. Podział ten jest warunkowy, bo wszystko

Mechanizm dysocjacji.
Cząsteczki wody są dipolowe, tj. jeden koniec cząsteczki jest naładowany ujemnie, drugi jest naładowany dodatnio. Cząsteczka ma biegun ujemny zbliżający się do jonu sodu i biegun dodatni zbliżający się do jonu chloru; otoczyć i

Produkt jonowy wody
Wskaźnik wodorowy (pH) to wartość charakteryzująca aktywność lub stężenie jonów wodorowych w roztworach. Wskaźnik wodoru jest oznaczony jako pH. Indeks wodoru jest liczbowy

Reakcja chemiczna
Reakcja chemiczna to przemiana jednej substancji w drugą. Definicja taka wymaga jednak jednego istotnego uzupełnienia. W reaktorze jądrowym lub akceleratorze niektóre substancje są również przekształcane

Metody porządkowania współczynników w OVR
Metoda wagi elektronicznej 1). Piszemy równanie reakcji chemicznej KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Znalezienie atomów

Hydroliza
Hydroliza to proces wzajemnego oddziaływania wymiennego pomiędzy jonami soli i wodą, prowadzący do powstania substancji lekko zdysocjowanych i któremu towarzyszy zmiana odczynu (pH) ośrodka. Esencja

Szybkość reakcji chemicznych
Szybkość reakcji zależy od zmiany stężenia molowego jednego z reagentów: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych
1. Charakter substancji reagujących. Charakter wiązań chemicznych i struktura cząsteczek odczynnika odgrywają ważną rolę. Reakcje przebiegają w kierunku niszczenia słabszych wiązań i tworzenia substancji

Energia aktywacji
Zderzenie cząstek chemicznych prowadzi do oddziaływania chemicznego tylko wtedy, gdy zderzające się cząstki mają energię przekraczającą określoną wartość. Rozważmy siebie nawzajem

Katalizator katalityczny
Wiele reakcji można przyspieszyć lub spowolnić poprzez wprowadzenie pewnych substancji. Dodane substancje nie biorą udziału w reakcji i nie są zużywane w jej trakcie, ale mają znaczący wpływ

Równowaga chemiczna
Reakcje chemiczne zachodzące z porównywalną szybkością w obu kierunkach nazywane są odwracalnymi. W takich reakcjach powstają równowagowe mieszaniny odczynników i produktów, których skład

Zasada Le Chateliera
Zasada Le Chateliera mówi, że aby przesunąć równowagę w prawo, należy najpierw zwiększyć ciśnienie. Rzeczywiście, wraz ze wzrostem ciśnienia, system będzie „przeciwstawiał się” wzrostowi con

Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej Zwiększyć prędkość Zmniejszyć prędkość Obecność odczynników aktywnych chemicznie

Prawo Hessa
Korzystanie z wartości tabeli

Efekt termiczny
Podczas reakcji wiązania w substancjach wyjściowych ulegają rozerwaniu i tworzą się nowe wiązania w produktach reakcji. Ponieważ utworzenie wiązania następuje wraz z uwolnieniem, a jego zerwanie następuje wraz z absorpcją energii, wówczas x

Zasady (wodorotlenki)– substancje złożone, których cząsteczki zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych OH. Najczęściej zasady składają się z atomu metalu i grupy OH. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu, Ca(OH) 2 to wodorotlenek wapnia itp.

Istnieje zasada - wodorotlenek amonu, w którym grupa hydroksylowa jest przyłączona nie do metalu, ale do jonu NH 4 + (kationu amonowego). Wodorotlenek amonu powstaje w wyniku rozpuszczenia amoniaku w wodzie (reakcja dodania wody do amoniaku):

NH3 + H2O = NH4OH (wodorotlenek amonu).

Wartościowość grupy hydroksylowej wynosi 1. Liczba grup hydroksylowych w cząsteczce podstawowej zależy od wartościowości metalu i jest jej równa. Na przykład NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.

Wszystkie powody - ciała stałe o różnych kolorach. Niektóre zasady są dobrze rozpuszczalne w wodzie (NaOH, KOH itp.). Jednak większość z nich nie rozpuszcza się w wodzie.

Zasady rozpuszczalne w wodzie nazywane są zasadami. Roztwory alkaliczne są „mydlane”, śliskie w dotyku i dość żrące. Do zasad zaliczają się wodorotlenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itp.). Reszta jest nierozpuszczalna.

Nierozpuszczalne zasady- są to wodorotlenki amfoteryczne, które podczas interakcji z kwasami działają jak zasady i zachowują się jak kwasy z zasadami.

Różne zasady mają różną zdolność do usuwania grup hydroksylowych, dlatego dzielimy je na zasady mocne i słabe.

Mocne zasady w roztworach wodnych łatwo oddają swoje grupy hydroksylowe, ale słabe zasady nie.

Właściwości chemiczne zasad

Właściwości chemiczne zasad charakteryzują się ich związkiem z kwasami, bezwodnikami kwasowymi i solami.

1. Działaj na wskaźnikach. Wskaźniki zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach obojętnych mają jeden kolor, w roztworach kwasowych inny kolor. Podczas interakcji z zasadami zmieniają kolor: pomarańczowy metylowy wskaźnik zmienia kolor na żółty, wskaźnik lakmusowy zmienia kolor na niebieski, a fenoloftaleina staje się fuksją.

2. Oddziałuj z tlenkami kwasowymi z powstawanie soli i wody:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguj z kwasami, tworząc sól i wodę. Reakcję zasady z kwasem nazywa się reakcją zobojętniania, ponieważ po jej zakończeniu środowisko staje się obojętne:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reaguje z solami tworząc nową sól i zasadę:

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

5. Po podgrzaniu mogą rozkładać się na wodę i główny tlenek:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Nadal masz pytania? Chcesz dowiedzieć się więcej o podkładach?
Aby uzyskać pomoc korepetytora zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.

Metal i grupa hydroksylowa (OH). Na przykład wodorotlenek sodu - NaOH, wodorotlenek wapnia - Ok(OH) 2 , wodorotlenek baru - Ba(OH) 2 itd.

Przygotowanie wodorotlenków.

1. Reakcja wymiany:

CaSO4 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2SO4,

2. Elektroliza wodnych roztworów soli:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,

3. Oddziaływanie metali alkalicznych i ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:

K+2H 2 O = 2 KO + H 2 ,

Właściwości chemiczne wodorotlenków.

1. Wodorotlenki mają charakter zasadowy.

2. Wodorotlenki rozpuszcza się w wodzie (alkalicznej) i jest nierozpuszczalny. Na przykład, KO- rozpuszcza się w wodzie i Ok(OH) 2 - słabo rozpuszczalny, biały roztwór. Metale z grupy 1 układu okresowego D.I. Mendelejew podaje rozpuszczalne zasady (wodorotlenki).

3. Wodorotlenki rozkładają się pod wpływem ogrzewania:

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

4. Zasady reagują z tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi:

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

5. Zasady mogą reagować z niektórymi niemetalami na różne sposoby w różnych temperaturach:

NaOH + kl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(zimno),

NaOH + 3 kl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(ciepło).

6. Interakcja z kwasami:

KO + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.

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 zasadami;

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	K. 2 = 2,5×10 -5