Baza slaba solubila. Proprietățile chimice ale bazelor

Înainte de a discuta despre proprietățile chimice ale bazelor și hidroxizilor amfoteri, să definim clar care sunt aceștia?

1) Bazele sau hidroxizii bazici includ hidroxizii metalici în starea de oxidare +1 sau +2, adică. ale căror formule sunt scrise fie ca MeOH sau Me(OH) 2. Cu toate acestea, există și excepții. Astfel, hidroxizii Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 nu sunt baze.

2) Hidroxizii amfoteri includ hidroxizii metalici în starea de oxidare +3, +4, precum și, ca excepții, hidroxizii Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Hidroxizii metalici în starea de oxidare +4 nu se găsesc în sarcinile de examinare unificată de stat, deci nu vor fi luați în considerare.

Proprietățile chimice ale bazelor

Toate motivele sunt împărțite în:

Să ne amintim că beriliul și magneziul nu sunt metale alcalino-pământoase.

Pe lângă faptul că sunt solubile în apă, alcaliile se disociază foarte bine și în soluții apoase, în timp ce bazele insolubile au un grad scăzut de disociere.

Această diferență de solubilitate și capacitatea de a disocia dintre alcalii și hidroxizii insolubili duce, la rândul său, la diferențe vizibile în proprietățile lor chimice. Deci, în special, alcaliile sunt compuși mai activi din punct de vedere chimic și sunt adesea capabili să intre în reacții pe care bazele insolubile nu le fac.

Interacțiunea bazelor cu acizii

Alcaliile reacționează cu absolut toți acizii, chiar și cu cei foarte slabi și insolubili. De exemplu:

Bazele insolubile reacţionează cu aproape toţi acizii solubili, dar nu reacţionează cu acidul silicic insolubil:

Trebuie remarcat faptul că atât bazele tari, cât și cele slabe cu formula generală de forma Me(OH)2 pot forma săruri bazice atunci când există o lipsă de acid, de exemplu:

Interacțiunea cu oxizii acizi

Alcaliile reacţionează cu toţi oxizii acizi, formând săruri şi adesea apă:

Bazele insolubile sunt capabile să reacționeze cu toți oxizii acizi superiori corespunzători acizilor stabili, de exemplu, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, pentru a forma săruri medii:

Bazele insolubile de tip Me(OH) 2 reacţionează în prezenţa apei cu dioxidul de carbon exclusiv pentru a forma săruri bazice. De exemplu:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

Datorită inerției sale excepționale, doar cele mai puternice baze, alcaline, reacționează cu dioxidul de siliciu. În acest caz, se formează săruri normale. Reacția nu are loc cu baze insolubile. De exemplu:

Interacțiunea bazelor cu oxizii și hidroxizii amfoteri

Toate alcalinele reacţionează cu oxizii şi hidroxizii amfoteri. Dacă reacția este efectuată prin topirea unui oxid sau hidroxid amfoter cu un alcali solid, această reacție duce la formarea de săruri fără hidrogen:

Dacă se folosesc soluții apoase de alcaline, se formează săruri complexe de hidroxo:

În cazul aluminiului, sub acțiunea unui exces de alcali concentrat, în loc de sare de Na, se formează sare de Na3:

Interacțiunea bazelor cu sărurile

Orice bază reacţionează cu orice sare numai dacă sunt îndeplinite două condiţii simultan:

1) solubilitatea compuşilor de pornire;

2) prezența precipitatului sau a gazului printre produșii de reacție

De exemplu:

Stabilitatea termică a substraturilor

Toate alcaliile, cu excepția Ca(OH)2, sunt rezistente la căldură și se topesc fără descompunere.

Toate bazele insolubile, precum și Ca(OH)2 ușor solubil, se descompun atunci când sunt încălzite. Cea mai mare temperatură de descompunere a hidroxidului de calciu este de aproximativ 1000 o C:

Hidroxizii insolubili au temperaturi de descompunere mult mai scăzute. De exemplu, hidroxidul de cupru (II) se descompune deja la temperaturi peste 70 o C:

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu acizi

Hidroxizii amfoteri reacţionează cu acizii tari:

Hidroxizi metalici amfoteri în starea de oxidare +3, adică tip Me(OH) 3, nu reacţionează cu acizi precum H 2 S, H 2 SO 3 şi H 2 CO 3 datorită faptului că sărurile care s-ar putea forma în urma unor astfel de reacţii sunt supuse hidrolizei ireversibile la hidroxidul amfoter original și acidul corespunzător:

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu oxizii acizi

Hidroxizii amfoteri reacţionează cu oxizi superiori, care corespund acizilor stabili (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Hidroxizi metalici amfoteri în starea de oxidare +3, adică tip Me(OH) 3, nu reacţionează cu oxizii acizi SO 2 şi CO 2.

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu baze

Dintre baze, hidroxizii amfoteri reacţionează numai cu alcalii. În acest caz, dacă se utilizează o soluție apoasă de alcali, se formează săruri complexe de hidroxo:

Și când hidroxizii amfoteri sunt topați cu alcalii solide, se obțin analogii lor anhidri:

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu oxizii bazici

Hidroxizii amfoteri reacționează atunci când sunt topiți cu oxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase:

Descompunerea termică a hidroxizilor amfoteri

Toți hidroxizii amfoteri sunt insolubili în apă și, ca orice hidroxizi insolubili, se descompun atunci când sunt încălziți în oxidul corespunzător și apă.

Baze (hidroxizi)– substanţe complexe ale căror molecule conţin una sau mai multe grupări hidroxi OH. Cel mai adesea, bazele constau dintr-un atom de metal și o grupare OH. De exemplu, NaOH este hidroxid de sodiu, Ca(OH)2 este hidroxid de calciu etc.

Există o bază - hidroxid de amoniu, în care gruparea hidroxi este atașată nu de metal, ci de ionul NH 4 + (cation de amoniu). Hidroxidul de amoniu se formează atunci când amoniacul este dizolvat în apă (reacția de adăugare a apei la amoniac):

NH3 + H2O = NH4OH (hidroxid de amoniu).

Valența grupării hidroxi este 1. Numărul de grupări hidroxil din molecula de bază depinde de valența metalului și este egal cu acesta. De exemplu, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 etc.

Toate motivele - solide care au culori diferite. Unele baze sunt foarte solubile în apă (NaOH, KOH etc.). Cu toate acestea, majoritatea nu sunt solubile în apă.

Bazele solubile în apă se numesc alcaline. Soluțiile alcaline sunt „săpunoase”, alunecoase la atingere și destul de caustice. Alcaliile includ hidroxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 etc.). Restul sunt insolubile.

Baze insolubile- sunt hidroxizi amfoteri, care acționează ca baze atunci când interacționează cu acizii și se comportă ca acizii cu alcalii.

Baze diferite au abilități diferite de a elimina grupările hidroxi, deci sunt împărțite în baze puternice și slabe.

Bazele tari din soluții apoase renunță cu ușurință la grupările lor hidroxi, dar bazele slabe nu.

Proprietățile chimice ale bazelor

Proprietățile chimice ale bazelor se caracterizează prin relația lor cu acizi, anhidride acide și săruri.

1. Acționați asupra indicatorilor. Indicatorii își schimbă culoarea în funcție de interacțiunea cu diferite substanțe chimice. În soluțiile neutre au o culoare, în soluțiile acide au altă culoare. Când interacționează cu bazele, acestea își schimbă culoarea: indicatorul de metil portocaliu devine galben, indicatorul de turnesol devine albastru, iar fenolftaleina devine fucsia.

2. Interacționează cu oxizii acizi cu formarea de sare si apa:

2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

3. Reacționează cu acizii, formând sare și apă. Reacția unei baze cu un acid se numește reacție de neutralizare, deoarece după terminarea ei mediul devine neutru:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reactioneaza cu sarurile formând o sare și o bază nouă:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Când sunt încălzite, se pot descompune în apă și oxidul principal:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Mai ai întrebări? Vrei să afli mai multe despre fundații?
Pentru a obține ajutor de la un tutor, înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!

site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.

Baza insolubila: hidroxid de cupru

Motive- se numesc electroliti, in solutii in care nu exista anioni, cu exceptia ionilor de hidroxid (anionii sunt ioni care au sarcina negativa, in acest caz sunt ioni OH -). Titluri motive constă din trei părți: cuvinte hidroxid , la care se adaugă numele metalului (în cazul genitiv). De exemplu, hidroxid de cupru(Cu(OH)2). Pentru unii motive Pot fi folosite nume vechi, de exemplu hidroxid de sodiu(NaOH)- leșie de sodiu.

Hidroxid de sodiu, hidroxid de sodiu, leșie de sodiu, sodă caustică- toate acestea sunt aceeași substanță, a cărei formulă chimică este NaOH. Anhidru hidroxid de sodiu este o substanță cristalină albă. Soluția este un lichid limpede care nu pare să se distingă de apă. Aveți grijă când utilizați! Soda caustică arde grav pielea!

Clasificarea bazelor se bazează pe capacitatea lor de a se dizolva în apă. Unele proprietăți ale bazelor depind de solubilitatea în apă. Asa de, temeiuri solubile în apă se numesc alcaline. Acestea includ hidroxid de sodiu(NaOH), hidroxid de potasiu(KOH), litiu (LiOH), uneori adaugă și ele hidroxid de calciu(Ca(OH) 2)), deși de fapt este o substanță albă ușor solubilă (var stins).

Obținerea de terenuri

Obținerea de terenuriȘi alcalii poate fi produs în diferite moduri. Pentru obtinerea alcalii Puteți utiliza interacțiunea chimică a metalului cu apa. Astfel de reacții au loc cu o degajare foarte mare de căldură, până la aprindere (aprinderea are loc datorită eliberării hidrogenului în timpul reacției).

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Var neted - CaO

CaO + H2O → Ca(OH)2

Dar în industrie, aceste metode nu și-au găsit semnificație practică, desigur, cu excepția producerii de hidroxid de calciu Ca(OH) 2. Chitanță hidroxid de sodiuȘi hidroxid de potasiu asociat cu utilizarea curentului electric. În timpul electrolizei unei soluții apoase de clorură de sodiu sau de potasiu, hidrogenul este eliberat la catod, iar clorul la anod, în timp ce soluția în care are loc electroliza se acumulează. alcaline!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (aceasta reacție are loc atunci când un curent electric este trecut prin soluție).

Baze insolubile asediat alcalii din soluţii ale sărurilor corespunzătoare.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

Proprietățile bazelor

Alcaline Rezistent la caldura. Hidroxid de sodiu Puteți să-l topiți și să aduceți topitura la fierbere, dar nu se va descompune. Alcaline reacționează ușor cu acizii, rezultând formarea de sare și apă. Această reacție se mai numește și reacție de neutralizare.

KOH + HCl → KCl + H2O

Alcaline interacționează cu oxizii acizi, rezultând formarea de sare și apă.

2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O

Baze insolubile, spre deosebire de alcalii, sunt substanțe instabile termic. Unii dintre ei, de exemplu, hidroxid de cupru, se descompun la încălzire,

Cu(OH)2 + CuO → H2O
altele - chiar și la temperatura camerei (de exemplu, hidroxid de argint - AgOH).

Baze insolubile interacționează cu acizii, reacția are loc numai dacă sarea care se formează în timpul reacției se dizolvă în apă.

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

Dizolvarea unui metal alcalin în apă cu culoarea indicatorului schimbându-se în roșu aprins

Metalele alcaline sunt metale care, atunci când interacționează cu apa, se formează alcaline. Un reprezentant tipic al metalelor alcaline este Na de sodiu. Sodiul este mai ușor decât apa, așa că reacția sa chimică cu apa are loc la suprafața sa. Dizolvându-se activ în apă, sodiul înlocuiește hidrogenul din acesta, formând astfel alcalii de sodiu (sau hidroxid de sodiu) - sodă caustică NaOH. Reacția se desfășoară după cum urmează:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Toate metalele alcaline se comportă în mod similar. Dacă, înainte de începerea reacției, indicatorul fenolftaleină este adăugat în apă și apoi o bucată de sodiu este picurată în apă, sodiul va aluneca prin apă, lăsând în urmă o urmă roz strălucitor a alcalii rezultate (alcaliul se întoarce roz fenolftaleină)

Hidroxid de fier

Hidroxid de fier este baza. Fierul, în funcție de gradul de oxidare al său, formează două baze diferite: hidroxidul de fier, unde fierul poate avea valențe (II) - Fe(OH) 2 și (III) - Fe(OH) 3. La fel ca bazele formate de majoritatea metalelor, ambele baze de fier sunt insolubile în apă.

Hidroxid de fier(II) - o substanță gelatinoasă albă (precipitat în soluție), care are proprietăți reducătoare puternice. In afara de asta, hidroxid de fier(II) foarte instabil. Dacă la soluție hidroxid de fier(II) se adaugă puțină alcali, se va forma un precipitat verde, care se închide rapid și se transformă într-un precipitat maro de fier (III).

Hidroxid de fier(III) are proprietăți amfotere, dar proprietățile sale acide sunt mult mai puțin pronunțate. obține hidroxid de fier(III) este posibil ca rezultat al unei reacții de schimb chimic între o sare de fier și un alcalin. De exemplu

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

Știința chimică modernă reprezintă multe ramuri diferite și fiecare dintre ele, pe lângă baza sa teoretică, are o mare semnificație aplicată și practică. Orice ai atinge, totul în jurul tău este un produs chimic. Secțiunile principale sunt chimia anorganică și chimia organică. Să luăm în considerare ce clase principale de substanțe sunt clasificate ca anorganice și ce proprietăți au acestea.

Principalele categorii de compuși anorganici

Acestea includ următoarele:

1. Oxizi.
2. Sare.
3. Terenuri.
4. Acizi.

Fiecare dintre clase este reprezentată de o mare varietate de compuși de natură anorganică și este importantă în aproape orice structură a activității economice și industriale umane. Toate proprietățile principale caracteristice acestor compuși, apariția lor în natură și producerea lor sunt studiate într-un curs școlar de chimie fără greșeală, în clasele 8-11.

Există un tabel general de oxizi, săruri, baze, acizi, care prezintă exemple ale fiecărei substanțe și starea lor de agregare și apariție în natură. Sunt prezentate și interacțiunile care descriu proprietățile chimice. Cu toate acestea, vom analiza fiecare dintre clase separat și mai detaliat.

Grup de compuși - oxizi

4. Reacții în urma cărora elementele modifică CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Apa reactivă: formarea de acizi (excepție SiO 2 )

CO + apă = acid

2. Reacții cu baze:

CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O

3. Reacții cu oxizi bazici: formare de sare

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

4. Reacții OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ele prezintă proprietăți duble și interacționează conform principiului metodei acido-bazice (cu acizi, alcalii, oxizi bazici, oxizi acizi). Nu interacționează cu apa.

1. Cu acizi: formare de săruri și apă

AO + acid = sare + H2O

2. Cu baze (alcaline): formarea de complexe hidroxo

Al2O3 + LiOH + apă = Li

3. Reacţii cu oxizi acizi: obţinerea sărurilor

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacții cu OO: formare de săruri, fuziune

MnO + Rb 2 O = sare dublă Rb 2 MnO 2

5. Reacții de fuziune cu alcalii și carbonați de metale alcaline: formarea sărurilor

Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O

Nu formează nici acizi, nici alcalii. Ele prezintă proprietăți foarte specifice.

Fiecare oxid superior, format fie dintr-un metal, fie dintr-un nemetal, atunci când este dizolvat în apă, dă un acid sau alcali puternic.

Acizi organici si anorganici

În sensul clasic (pe baza pozițiilor ED - disociere electrolitică - Svante Arrhenius), acizii sunt compuși care se disociază în mediu apos în cationi H + și anioni ai reziduurilor acide An -. Cu toate acestea, astăzi acizii au fost, de asemenea, studiati pe larg în condiții anhidre, așa că există multe teorii diferite pentru hidroxizi.

Formulele empirice ale oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor constau numai din simboluri, elemente și indici care indică cantitatea lor în substanță. De exemplu, acizii anorganici sunt exprimați prin formula H + rest acid n-. Substantele organice au o reprezentare teoretica diferita. Pe lângă cea empirică, puteți nota o formulă structurală completă și prescurtată pentru ele, care va reflecta nu numai compoziția și cantitatea moleculei, ci și ordinea atomilor, legătura lor între ei și principalul funcțional. grupa pentru acizi carboxilici -COOH.

În substanțele anorganice, toți acizii sunt împărțiți în două grupe:

• fără oxigen - HBr, HCN, HCL și altele;
• conţinând oxigen (oxoacizi) - HClO 3 şi tot ceea ce este oxigen.

Acizii anorganici sunt, de asemenea, clasificați după stabilitate (stabili sau stabili - totul cu excepția carbonicii și sulfuroasei, instabili sau instabili - carbonici și sulfurosi). În ceea ce privește rezistența, acizii pot fi puternici: sulfuric, clorhidric, nitric, percloric și alții, precum și slabi: hidrogen sulfurat, hipocloroși și altele.

Chimia organică nu oferă aceeași varietate. Acizii care sunt de natură organică sunt clasificați ca acizi carboxilici. Caracteristica lor comună este prezența grupei funcționale -COOH. De exemplu, HCOOH (formic), CH 3 COOH (acetic), C 17 H 35 COOH (stearic) și altele.

Există o serie de acizi care sunt subliniați cu atenție atunci când luați în considerare acest subiect într-un curs de chimie școlar.

1. Solyanaya.
2. Azot.
3. Ortofosforic.
4. Bromhidric.
5. Cărbune.
6. Iodură de hidrogen.
7. Sulfuric.
8. Acetic sau etan.
9. Butan sau ulei.
10. Benzoin.

Acești 10 acizi din chimie sunt substanțe fundamentale ale clasei corespunzătoare atât în ​​cursul școlar, cât și în general în industrie și sinteze.

Proprietățile acizilor anorganici

Principalele proprietăți fizice includ, în primul rând, starea diferită de agregare. La urma urmei, există o serie de acizi care au formă de cristale sau pulberi (boric, ortofosforic) în condiții normale. Marea majoritate a acizilor anorganici cunoscuți sunt lichide diferite. Punctele de fierbere și de topire variază, de asemenea.

Acizii pot provoca arsuri severe, deoarece au puterea de a distruge tesuturile organice si pielea. Indicatorii sunt utilizați pentru a detecta acizi:

• metil portocală (în mediu normal - portocaliu, în acizi - roșu),
• turnesol (în neutru - violet, în acizi - roșu) sau altele.

Cele mai importante proprietăți chimice includ capacitatea de a interacționa atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe.

Proprietățile chimice ale acizilor anorganici

Cu ce ​​interacționează ei?	Exemplu de reacție
1. Cu substanțe simple – metale. Condiție obligatorie: metalul trebuie să fie în EHRNM înainte de hidrogen, deoarece metalele care stau după hidrogen nu sunt capabile să-l înlocuiască din compoziția acizilor. Reacția produce întotdeauna hidrogen gazos și sare.
2. Cu motive. Rezultatul reacției este sare și apă. Astfel de reacții ale acizilor puternici cu alcalii se numesc reacții de neutralizare.	Orice acid (puternic) + bază solubilă = sare și apă
3. Cu hidroxizi amfoteri. Concluzia: sare și apă.	2HNO 2 + hidroxid de beriliu = Be(NO 2) 2 (sare medie) + 2H 2 O
4. Cu oxizi bazici. Rezultat: apă, sare.	2HCL + FeO = clorură de fier (II) + H2O
5. Cu oxizi amfoteri. Efectul final: sare si apa.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Cu săruri formate din acizi mai slabi. Efect final: sare și acid slab.	2HBr + MgC03 = bromură de magneziu + H2O + CO2

Când interacționează cu metalele, nu toți acizii reacționează în mod egal. Chimia (clasa a IX-a) la școală implică un studiu foarte superficial al unor astfel de reacții, cu toate acestea, chiar și la acest nivel sunt luate în considerare proprietățile specifice ale acidului azotic și sulfuric concentrat atunci când interacționează cu metalele.

Hidroxizi: baze alcaline, baze amfotere și insolubile

Oxizi, săruri, baze, acizi - toate aceste clase de substanțe au o natură chimică comună, explicată prin structura rețelei cristaline, precum și prin influența reciprocă a atomilor din molecule. Cu toate acestea, dacă a fost posibil să se dea o definiție foarte specifică pentru oxizi, atunci acest lucru este mai dificil de făcut pentru acizi și baze.

La fel ca acizii, bazele, conform teoriei ED, sunt substanțe care se pot descompune într-o soluție apoasă în cationi metalici Me n + și anioni ai grupărilor hidroxil OH - .

• Solubile sau alcaline (baze puternice care schimbă culoarea indicatorilor). Format din metale din grupele I și II. Exemplu: KOH, NaOH, LiOH (adică sunt luate în considerare doar elementele principalelor subgrupe);
• Puțin solubil sau insolubil (rezistență medie, nu schimbați culoarea indicatorilor). Exemplu: hidroxid de magneziu, fier (II), (III) și altele.
• Moleculare (baze slabe, în mediu apos se disociază reversibil în molecule ionice). Exemplu: N2H4, amine, amoniac.
• Hidroxizi amfoteri (prezintă proprietăți duble bazic-acide). Exemplu: beriliu, zinc și așa mai departe.

Fiecare grupă prezentată este studiată în cadrul cursului școlar de chimie din secțiunea „Fundamente”. Chimia în clasele 8-9 implică un studiu detaliat al alcalinelor și compușilor slab solubili.

Principalele proprietăți caracteristice ale bazelor

Toate alcalinele și compușii ușor solubili se găsesc în natură în stare solidă cristalină. În același timp, temperaturile lor de topire sunt de obicei scăzute, iar hidroxizii slab solubili se descompun atunci când sunt încălziți. Culoarea bazelor este diferită. Dacă alcaliile sunt albe, atunci cristalele de baze moleculare și slab solubile pot avea culori foarte diferite. Solubilitatea majorității compușilor din această clasă poate fi găsită în tabel, care prezintă formulele oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor și arată solubilitatea acestora.

Alcaliile pot schimba culoarea indicatorilor după cum urmează: fenolftaleina - purpuriu, metil portocaliu - galben. Acest lucru este asigurat de prezența liberă a grupărilor hidroxo în soluție. De aceea bazele slab solubile nu dau o astfel de reacție.

Proprietățile chimice ale fiecărui grup de baze sunt diferite.

Proprietăți chimice
Alcaline	Baze usor solubile	Hidroxizi amfoteri
I. Interacționează cu CO (rezultat - sare și apă): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + apă II. Interacționează cu acizi (sare și apă): reacții obișnuite de neutralizare (vezi acizi) III. Ele interacționează cu AO pentru a forma un complex hidroxo de sare și apă: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O sau Na 2 IV. Ele interacționează cu hidroxizii amfoteri pentru a forma săruri hidroxo complexe: La fel ca si cu AO, doar fara apa V. Reacționează cu sărurile solubile pentru a forma hidroxizi și săruri insolubile: 3CsOH + clorură de fier (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reacționează cu zinc și aluminiu într-o soluție apoasă pentru a forma săruri și hidrogen: 2RbOH + 2Al + apă = complex cu ion hidroxid 2Rb + 3H 2	I. Când sunt încălzite, se pot descompune: hidroxid insolubil = oxid + apă II. Reacții cu acizi (rezultat: sare și apă): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + apă III. Interacționează cu KO: Me +n (OH) n + KO = sare + H2O	I. Reacționează cu acizii pentru a forma sare și apă: (II) + 2HBr = CuBr 2 + apă II. Reacționează cu alcalii: rezultat - sare și apă (condiție: fuziune) Zn(OH)2 + 2CsOH = sare + 2H2O III. Reacționează cu hidroxizi puternici: rezultă săruri dacă reacția are loc într-o soluție apoasă: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Acestea sunt majoritatea proprietăților chimice pe care le prezintă bazele. Chimia bazelor este destul de simplă și urmează legile generale ale tuturor compușilor anorganici.

Clasa de săruri anorganice. Clasificare, proprietăți fizice

Pe baza prevederilor ED, sărurile pot fi numite compuși anorganici care se disociază într-o soluție apoasă în cationi metalici Me +n și anioni ai reziduurilor acide An n-. Așa vă puteți imagina sărurile. Chimia oferă mai mult de o definiție, dar aceasta este cea mai exactă.

În plus, în funcție de natura lor chimică, toate sărurile sunt împărțite în:

• Acid (care conține un cation de hidrogen). Exemplu: NaHSO 4.
• Bazic (conținând o grupare hidroxo). Exemplu: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Mediu (constă numai dintr-un cation metalic și un reziduu acid). Exemplu: NaCL, CaSO4.
• Dublu (include doi cationi metalici diferiți). Exemplu: NaAl(SO4)3.
• Complex (complexe hidroxo, complexe acvatice și altele). Exemplu: K 2.

Formulele sărurilor reflectă natura lor chimică și indică, de asemenea, compoziția calitativă și cantitativă a moleculei.

Oxizii, sărurile, bazele, acizii au proprietăți de solubilitate diferite, care pot fi vizualizate în tabelul corespunzător.

Dacă vorbim despre starea de agregare a sărurilor, atunci trebuie să observăm uniformitatea acestora. Ele există numai în stări solide, cristaline sau pulverulente. Gama de culori este destul de variată. Soluțiile de săruri complexe, de regulă, au culori strălucitoare, saturate.

Interacțiuni chimice pentru clasa sărurilor medii

Au proprietăți chimice similare cu bazele, acizii și sărurile. Oxizii, așa cum am examinat deja, sunt oarecum diferiți de ei în acest factor.

În total, se pot distinge 4 tipuri principale de interacțiuni pentru sărurile medii.

I. Interacțiunea cu acizii (numai puternici din punctul de vedere al DE) cu formarea unei alte săruri și a unui acid slab:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacții cu hidroxizi solubili producând săruri și baze insolubile:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sare solubilă + Cu(OH) 2 bază insolubilă

III. Reacția cu o altă sare solubilă pentru a forma o sare insolubilă și una solubilă:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reacții cu metale situate în EHRNM în stânga celui care formează sarea. În acest caz, metalul care reacționează nu ar trebui să interacționeze cu apa în condiții normale:

Mg + 2AgCL = MgCl2 + 2Ag

Acestea sunt principalele tipuri de interacțiuni care sunt caracteristice sărurilor medii. Formulele sărurilor complexe, bazice, duble și acide vorbesc de la sine despre specificul proprietăților chimice expuse.

Formulele de oxizi, baze, acizi, săruri reflectă esența chimică a tuturor reprezentanților acestor clase de compuși anorganici și, în plus, oferă o idee despre numele substanței și proprietățile sale fizice. Prin urmare, ar trebui să acordați atenție scrisului lor Atentie speciala. O mare varietate de compuși ne este oferită de știința în general uimitoare a chimiei. Oxizi, baze, acizi, săruri - aceasta este doar o parte din imensa diversitate.

Proprietățile generale ale bazelor sunt determinate de prezența ionului OH - în soluțiile lor, care creează un mediu alcalin în soluție (fenolftaleina devine purpurie, metil portocaliu devine galben, turnesolul devine albastru).

1. Proprietățile chimice ale alcalinelor:

1) interacțiunea cu oxizii acizi:

2KOH+C02®K2C03 +H20;

2) reacție cu acizi (reacție de neutralizare):

2NaOH+ H2S04®Na2S04 +2H20;

3) interacțiune cu sărurile solubile (doar dacă, atunci când un alcali acționează asupra unei săruri solubile, se formează un precipitat sau se eliberează un gaz):

2NaOH+ CuSO4 ®Cu(OH)2 ¯+Na2SO4,

Ba(OH)2+Na2SO4®BaS04 ¯+2NaOH, KOH(conc.)+NH4CI(cristalin)®NH3+KCI+H2O.

2. Proprietățile chimice ale bazelor insolubile:

1) interacțiunea bazelor cu acizii:

Fe(OH)2 +H2S04®FeS04 +2H20;

2) descompunerea la încălzire. Când sunt încălzite, bazele insolubile se descompun în oxid de bază și apă:

Cu(OH)2®CuO+H20

Sfârșitul lucrării -

Acest subiect aparține secțiunii:

Studii moleculare atomice în chimie. Atom. Moleculă. Element chimic. Mol. Substanțe simple complexe. Exemple

Învățături moleculare atomice în chimie atom moleculă element chimic mole exemple simple de substanțe complexe.. baza teoretică a chimiei moderne este moleculara atomică.. atomii sunt cele mai mici particule chimice care sunt limita chimiei..

Dacă aveți nevoie de material suplimentar pe această temă, sau nu ați găsit ceea ce căutați, vă recomandăm să utilizați căutarea în baza noastră de date de lucrări:

Ce vom face cu materialul primit:

Dacă acest material ți-a fost util, îl poți salva pe pagina ta de pe rețelele sociale:

Tweet

Toate subiectele din această secțiune:

Obținerea de terenuri
1. Prepararea alcalinelor: 1) interacțiunea metalelor alcaline sau alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apa: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nomenclatura acizilor
Denumirile acizilor sunt derivate din elementul din care se formează acidul. În același timp, denumirile acizilor fără oxigen au de obicei terminația -hidrogen: HCl - clorhidric, HBr - bromhidric

Proprietățile chimice ale acizilor
Proprietățile generale ale acizilor în soluții apoase sunt determinate de prezența ionilor de H+ formați în timpul disocierii moleculelor de acid, astfel, acizii sunt donatori de protoni: HxAn«xH+

Obținerea acizilor
1) interacțiunea oxizilor acizi cu apa: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Proprietățile chimice ale sărurilor acide
1) sărurile acide conțin atomi de hidrogen care pot lua parte la reacția de neutralizare, astfel încât pot reacționa cu alcalii, transformându-se în săruri medii sau alte acide - cu un număr mai mic

Obținerea sărurilor acide
Sarea acidă se poate obține: 1) prin reacția de neutralizare incompletă a unui acid polibazic cu o bază: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Săruri de bază.
Bazice (sărurile hidroxo) sunt săruri care se formează ca urmare a înlocuirii incomplete a ionilor de hidroxid ai bazei cu anioni acizi. Baze unice acide, de exemplu NaOH, KOH,

Proprietățile chimice ale sărurilor bazice
1) sărurile bazice conțin grupări hidroxo care pot lua parte la reacția de neutralizare, astfel încât acestea pot reacționa cu acizii, transformându-se în săruri intermediare sau săruri bazice cu mai puține

Prepararea sărurilor bazice
Sarea principală poate fi obținută: 1) prin reacția de neutralizare incompletă a bazei cu un acid: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Săruri medii.
Sărurile medii sunt produsele înlocuirii complete a ionilor H+ ai unui acid cu ioni metalici; ele pot fi considerate şi ca produse de înlocuire completă a ionilor OH ai anionului de bază

Nomenclatura sărurilor medii
În nomenclatura rusă (utilizată în practica tehnologică) există următoarea ordine de denumire a sărurilor medii: cuvântul este adăugat la rădăcina numelui unui acid care conține oxigen.

Proprietățile chimice ale sărurilor medii
1) Aproape toate sărurile sunt compuși ionici, prin urmare, într-o topitură și într-o soluție apoasă, ele se disociază în ioni (când trece curentul prin soluții sau săruri topite, are loc procesul de electroliză).

Prepararea sărurilor medii
Majoritatea metodelor de obținere a sărurilor se bazează pe interacțiunea unor substanțe de natură opusă - metale cu nemetale, oxizi acizi cu cei bazici, baze cu acizi (vezi Tabelul 2).

Structura atomului.
Un atom este o particulă neutră din punct de vedere electric, constând dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ. Numărul atomic al unui element din Tabelul Periodic al Elementelor este egal cu sarcina nucleului

Compoziția nucleelor ​​atomice
Nucleul este format din protoni și neutroni. Numărul de protoni este egal cu numărul atomic al elementului. Numărul de neutroni din nucleu este egal cu diferența dintre numărul de masă al izotopului și

Electron
Electronii se rotesc în jurul nucleului pe anumite orbite staționare. Mișcându-se de-a lungul orbitei sale, un electron nu emite și nu absoarbe energie electromagnetică. Are loc emisia sau absorbția de energie

Regula pentru umplerea nivelurilor electronice și a subnivelurilor elementelor
Numărul de electroni care pot fi la un nivel de energie este determinat de formula 2n2, unde n este numărul nivelului. Umplerea maximă a primelor patru niveluri de energie: pentru primul

Energia de ionizare, afinitatea electronică, electronegativitatea.
Energia de ionizare a unui atom. Energia necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom neexcitat se numește prima energie de ionizare (potențial) I: E + I = E+ + e- Energia de ionizare

Legătură covalentă
În cele mai multe cazuri, atunci când se formează o legătură, electronii atomilor legați sunt împărțiți. Acest tip de legătură chimică se numește legătură covalentă (prefixul „co-” în latină

Conexiuni Sigma și pi.
Legături Sigma (σ)-, pi (π) - o descriere aproximativă a tipurilor de legături covalente în moleculele diferiților compuși, legătura σ este caracterizată prin faptul că densitatea norului de electroni este maximă

Formarea unei legături covalente printr-un mecanism donor-acceptor.
Pe lângă mecanismul omogen de formare a legăturilor covalente prezentat în secțiunea anterioară, există un mecanism eterogen - interacțiunea ionilor încărcați opus - protonul H+ și

Legături chimice și geometrie moleculară. BI3, PI3
Figura 3.1 Adăugarea elementelor dipol în moleculele NH3 și NF3

Legături polare și nepolare
O legătură covalentă se formează ca urmare a partajării electronilor (pentru a forma perechi de electroni comune), care are loc în timpul suprapunerii norilor de electroni. In educatie

Legătură ionică
O legătură ionică este o legătură chimică care are loc prin interacțiunea electrostatică a ionilor încărcați opus. Astfel, procesul de educaţie şi

Starea de oxidare
Valența 1. Valența este capacitatea atomilor elementelor chimice de a forma un anumit număr de legături chimice. 2. Valorile valenței variază de la I la VII (rar VIII). Valens

Legătură de hidrogen
Pe lângă diferitele legături heteropolare și homeopolare, există un alt tip special de legătură care a atras atenția din ce în ce mai mult din partea chimiștilor în ultimele două decenii. Acesta este așa-numitul hidrogen

Grile de cristal
Deci, structura cristalină este caracterizată de aranjarea corectă (regulată) a particulelor în locuri strict definite din cristal. Când conectați mental aceste puncte cu linii, obțineți spații.

Soluții
Dacă într-un vas cu apă se pun cristale de sare de masă, zahăr sau permanganat de potasiu (permanganat de potasiu), atunci putem observa cum scade treptat cantitatea de substanță solidă. În același timp, apă

Disocierea electrolitică
Soluțiile tuturor substanțelor pot fi împărțite în două grupe: electroliții conduc curentul electric, neelectroliții nu conduc electricitatea. Această împărțire este condiționată, pentru că totul

Mecanismul de disociere.
Moleculele de apă sunt dipol, adică. un capăt al moleculei este încărcat negativ, celălalt este încărcat pozitiv. Molecula are un pol negativ care se apropie de ionul de sodiu, iar un pol pozitiv se apropie de ionul de clor; surround io

Produs ionic al apei
Indicele de hidrogen (pH) este o valoare care caracterizează activitatea sau concentrația ionilor de hidrogen în soluții. Indicatorul de hidrogen este desemnat pH. Indicele de hidrogen este numeric

Reactie chimica
O reacție chimică este transformarea unei substanțe în alta. Cu toate acestea, o astfel de definiție necesită o adăugare semnificativă. Într-un reactor nuclear sau un accelerator, unele substanțe sunt, de asemenea, transformate

Metode de aranjare a coeficienților în OVR
Metoda echilibrului electronic 1). Scriem ecuația reacției chimice KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Găsirea atomilor

Hidroliză
Hidroliza este un proces de interacțiune de schimb între ioni de sare și apă, care duce la formarea unor substanțe ușor disociate și însoțite de o modificare a reacției (pH) a mediului. Esenta

Viteza reacțiilor chimice
Viteza de reacție este determinată de o modificare a concentrației molare a unuia dintre reactanți: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t

Factori care afectează viteza reacțiilor chimice
1. Natura substanţelor care reacţionează. Natura legăturilor chimice și structura moleculelor de reactiv joacă un rol important. Reacțiile se desfășoară în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu

Energie activatoare
Ciocnirea particulelor chimice duce la o interacțiune chimică numai dacă particulele care se ciocnesc au o energie care depășește o anumită valoare. Să ne luăm în considerare

Catalizator de cataliză
Multe reactii pot fi accelerate sau incetinite prin introducerea anumitor substante. Substanțele adăugate nu participă la reacție și nu sunt consumate în timpul cursului acesteia, dar au un efect semnificativ asupra

Echilibru chimic
Reacțiile chimice care se desfășoară la viteze comparabile în ambele direcții se numesc reversibile. În astfel de reacții, se formează amestecuri de echilibru de reactivi și produse, a căror compoziție

Principiul lui Le Chatelier
Principiul lui Le Chatelier spune că, pentru a deplasa echilibrul la dreapta, trebuie mai întâi să crești presiunea. Într-adevăr, pe măsură ce presiunea crește, sistemul va „rezista” creșterii con

Factorii care influențează viteza unei reacții chimice
Factori care influențează viteza unei reacții chimice Creșterea vitezei Reducerea vitezei Prezența reactivilor activi chimic

legea lui Hess
Utilizarea valorilor din tabel

Efect termic
În timpul reacției, legăturile din substanțele inițiale sunt rupte și se formează noi legături în produșii de reacție. Deoarece formarea unei legături are loc odată cu eliberarea, iar ruperea ei are loc odată cu absorbția energiei, atunci x