2.5 Eigenschaften von Säuren, Basen und Salzen aus theoretischer Sicht elektrolytische Dissoziation

Betrachten wir im Lichte der Theorie der elektrolytischen Dissoziation die Eigenschaften von Substanzen, die wässrige Lösungen weisen Eigenschaften von Elektrolyten auf.

Säuren. Säuren haben die folgenden allgemeinen Eigenschaften:

die Fähigkeit, mit Basen unter Bildung von Salzen zu interagieren;

die Fähigkeit, mit bestimmten Metallen unter Freisetzung von Wasserstoff zu interagieren;

die Fähigkeit, die Farben von Indikatoren zu ändern, insbesondere um Lackmus rot werden zu lassen;

saurer Geschmack.

Bei der Dissoziation einer Säure entstehen Wasserstoffionen. Daher müssen wir alle Eigenschaften, die wässrigen Säurelösungen gemeinsam sind, durch das Vorhandensein hydratisierter Wasserstoffionen erklären. Sie führen dazu, dass sich Lackmus rot verfärbt, Säuren einen sauren Geschmack verleihen usw. Mit der Abspaltung von Wasserstoffionen, beispielsweise bei der Neutralisation, wird die saure Eigenschaften. Daher definiert die Theorie der elektrolytischen Dissoziation Säuren als Elektrolyte, die in Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziieren.

Bei starken Säuren, die vollständig dissoziieren, kommen die Eigenschaften von Säuren stärker zum Ausdruck, bei schwachen – in geringerem Maße. Je besser die Säure dissoziiert, d.h. Je größer seine Dissoziationskonstante, desto stärker ist es.

Die Werte der Säuredissoziationskonstanten variieren in einem sehr weiten Bereich. Insbesondere ist die Dissoziationskonstante von Cyanwasserstoff viel geringer als die von Essigsäure. Und obwohl beide Säuren schwach sind, ist Essigsäure immer noch viel stärker als Blausäure. Die Werte der ersten und zweiten Dissoziationskonstanten von Schwefelsäure zeigen, dass H 2 SO 4 im Verhältnis zur ersten Dissoziationsstufe eine starke Säure und im Verhältnis zur zweiten schwach ist. Säuren, deren Dissoziationskonstanten im Bereich von 10 -4 - 10 -2 liegen, werden manchmal als mittelstarke Säuren bezeichnet. Hierzu zählen insbesondere Orthophosphorsäure und Schwefelige Säure (bezogen auf die Dissoziation im ersten Schritt).

Gründe. Wässrige Basenlösungen haben Folgendes allgemeine Eigenschaften:

die Fähigkeit, mit Säuren unter Bildung von Salzen zu interagieren;

die Fähigkeit, die Farben von Indikatoren anders zu verändern als Säuren (z. B. bewirken sie, dass Lackmus blau wird);

Ein eigenartiger „seifiger“ Geschmack.

Da allen Basenlösungen gemeinsam ist, dass in ihnen Hydroxidionen vorhanden sind, ist klar, dass der Träger der basischen Eigenschaften das Hydroxidion ist. Basen sind daher aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation Elektrolyte, die in Lösungen unter Abspaltung von Hydroxidionen dissoziieren.

Die Stärke von Basen hängt ebenso wie die Stärke von Säuren vom Wert der Dissoziationskonstante ab. Je größer die Dissoziationskonstante einer bestimmten Base ist, desto stärker ist sie.

Es gibt Hydroxide, die nicht nur mit Säuren, sondern auch mit Basen interagieren und Salze bilden können. Zu diesen Hydroxiden gehört Zinkhydroxid. Bei der Reaktion beispielsweise mit Salzsäure entsteht Zinkchlorid:

Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O

und bei Wechselwirkung mit Natriumhydroxid – Natriumzinkat:

Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hydroxide mit dieser Eigenschaft werden amphotere Hydroxide oder amphotere Elektrolyte genannt. Zu diesen Hydroxiden gehören neben Zinkhydroxid auch Hydroxide von Aluminium, Chrom und einigen anderen.

Das Phänomen der Amphoterizität wird dadurch erklärt, dass in den Molekülen amphoterer Elektrolyte die Bindungsstärke zwischen Metall und Sauerstoff geringfügig von der Bindungsstärke zwischen Sauerstoff und Wasserstoff abweicht. Daher ist eine Dissoziation solcher Moleküle an den Stellen dieser beiden Bindungen möglich. Wenn wir einen amphoteren Elektrolyten mit der Formel ROH bezeichnen, kann seine Dissoziation durch das Diagramm ausgedrückt werden

H + + RO - - ROH-R + + OH -

Somit herrscht in einer amphoteren Elektrolytlösung ein komplexes Gleichgewicht, an dem Dissoziationsprodukte sowohl saurer als auch basischer Art beteiligt sind.

Bei einigen wird auch das Phänomen der Amphoterizität beobachtet organische Verbindungen. Es spielt eine wichtige Rolle in der biologischen Chemie; Proteine ​​sind beispielsweise amphotere Elektrolyte.

Salz. Salze können als Elektrolyte definiert werden, die beim Auflösen in Wasser dissoziieren und dabei andere positive Ionen als Wasserstoffionen und negative Ionen außer Hydroxidionen freisetzen. Es gibt keine Ionen, die wässrigen Lösungen aller Salze gemeinsam sind; Daher haben Salze keine allgemeinen Eigenschaften. Salze dissoziieren in der Regel gut, und je geringer die Ladungen der das Salz bildenden Ionen, desto besser.

Wenn saure Salze in einer Lösung gelöst werden, entstehen Metallkationen, komplexe Anionen des sauren Rests sowie Ionen, die Produkte der Dissoziation dieses komplexen sauren Rests sind, einschließlich H + -Ionen. Wenn beispielsweise Natriumbicarbonat gelöst wird, verläuft die Dissoziation nach den folgenden Gleichungen:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Bei der Dissoziation basischer Salze entstehen Säureanionen und komplexe Kationen bestehend aus Metall- und Hydroxylgruppen. Diese komplexen Kationen sind auch zur Dissoziation fähig. Daher sind in der basischen Salzlösung OH-Ionen vorhanden. Wenn beispielsweise Hydroxomagnesiumchlorid gelöst wird, verläuft die Dissoziation gemäß den Gleichungen:

MgOHCl = MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH -

So erklärt die Theorie der elektrolytischen Dissoziation die allgemeinen Eigenschaften von Säuren durch das Vorhandensein von Wasserstoffionen in ihren Lösungen und die allgemeinen Eigenschaften von Basen durch das Vorhandensein von Hydroxidionen in ihren Lösungen. Diese Erklärung ist jedoch nicht allgemeingültig. Bekannt chemische Reaktionen, die unter Beteiligung von Säuren und Basen auftreten und auf die die Theorie der elektrolytischen Dissoziation nicht anwendbar ist: Insbesondere können Säuren und Basen miteinander reagieren, ohne in Ionen zu dissoziieren. So reagiert wasserfreier Chlorwasserstoff, der nur aus Molekülen besteht, leicht mit wasserfreien Basen. Darüber hinaus sind Stoffe bekannt, die keine Hydroxogruppen enthalten, aber die Eigenschaften von Basen aufweisen. Ammoniak reagiert beispielsweise mit Säuren und bildet Salze (Ammoniumsalze), obwohl es keine OH-Gruppen enthält. So bildet es sich mit Chlorwasserstoff typisches Salz- Ammoniumchlorid:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Die Untersuchung von Reaktionen dieser Art sowie von Reaktionen, die in nichtwässrigen Medien ablaufen, hat zur Schaffung weiterer Reaktionen geführt allgemeine Ideenüber Säuren und Basen. Zum Wichtigsten moderne Theorien Säuren und Basen gehören zur Protonentheorie, die 1923 aufgestellt wurde.

Nach der Protonentheorie ist eine Säure ein Protonenspender, d.h. ein Teilchen (Molekül oder Ion), das in der Lage ist, ein Wasserstoffion – ein Proton – und eine Base – einen Protonenakzeptor – abzugeben, d. h. ein Teilchen (Molekül oder Ion), das ein Proton aufnehmen kann. Das Verhältnis zwischen Säure und Base wird durch das Schema bestimmt:

Base + Proton – Säure

Eine Base und eine Säure, die durch diese Beziehung verbunden sind, werden Konjugat genannt. Beispielsweise ist das HSO 4 --Ion die konjugierte Base der Säure H 2 SO 4.

Die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base wird durch die Protonentheorie wie folgt dargestellt:

(Säure) 1 + (Base) 2 = (Säure) 2 + (Base) 1

Zum Beispiel bei der Reaktion

HC1 + NH 3 = NH 3 + + Cl -

Das Cl-Ion ist die konjugierte Base der Säure HC1 und das NH 3 + -Ion ist die konjugierte Säure der NH 3-Base.

Der wesentliche Punkt der Protonentheorie besteht darin, dass sich ein Stoff als Säure oder Base manifestiert, je nachdem, mit welchem ​​anderen Stoff er reagiert. Der wichtigste Faktor ist dabei die Bindungsenergie der Substanz mit dem Proton. Somit ist diese Energie in der Reihe NH 3 – H 2 O – HF für NH 3 maximal und für HF minimal. Daher fungiert Wasser beim Mischen mit NH 3 als Säure und beim Mischen mit HF als Base:

NH 3 + H 2 O = NH 4 + + OH -

HF + H 2 O = F - + H 3 O +

Pufferlösungen

Pufferlösungen

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Nach der Lektüre des Artikels sind Sie in der Lage, Stoffe in Salze, Säuren und Basen zu trennen. Der Artikel beschreibt den pH-Wert einer Lösung und welche allgemeinen Eigenschaften Säuren und Basen haben.

Säuren und Basen sind wie Metalle und Nichtmetalle die Unterteilung von Stoffen, die auf ähnlichen Eigenschaften basieren. Die erste Theorie der Säuren und Basen stammte vom schwedischen Wissenschaftler Arrhenius. Eine Säure ist nach Arrhenius eine Stoffklasse, die bei Reaktion mit Wasser dissoziiert (zerfällt) und das Wasserstoffkation H+ bildet. Arrhenius-Basen bilden in wässriger Lösung OH-Anionen. Die nächste Theorie wurde 1923 von den Wissenschaftlern Bronsted und Lowry vorgeschlagen. Die Brønsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Substanzen, die in der Lage sind, bei einer Reaktion ein Proton abzugeben (ein Wasserstoffkation wird bei Reaktionen als Proton bezeichnet). Basen sind demnach Stoffe, die bei einer Reaktion ein Proton aufnehmen können. Strom an dieser Moment Theorie - Lewis-Theorie. Die Lewis-Theorie definiert Säuren als Moleküle oder Ionen, die in der Lage sind, Elektronenpaare aufzunehmen und dadurch Lewis-Addukte zu bilden (ein Addukt ist eine Verbindung, die durch die Kombination zweier Reaktanten ohne Bildung von Nebenprodukten entsteht).

IN Anorganische Chemie Unter Säure versteht man in der Regel eine Brønsted-Lowry-Säure, also Stoffe, die ein Proton abgeben können. Wenn damit die Definition einer Lewis-Säure gemeint ist, dann wird eine solche Säure im Text als Lewis-Säure bezeichnet. Diese Regeln gelten für Säuren und Basen.

Dissoziation

Dissoziation ist der Prozess der Zersetzung einer Substanz in Ionen in Lösungen oder Schmelzen. Beispielsweise ist die Dissoziation von Salzsäure die Zersetzung von HCl in H + und Cl –.

Eigenschaften von Säuren und Basen

Basen neigen dazu, sich bei Berührung seifig anzufühlen, während Säuren im Allgemeinen sauer schmecken.

Wenn eine Base mit vielen Kationen reagiert, entsteht ein Niederschlag. Wenn eine Säure mit Anionen reagiert, wird normalerweise ein Gas freigesetzt.

Häufig verwendete Säuren:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Häufig verwendete Basen:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Starke und schwache Säuren und Basen

Starke Säuren

Solche Säuren dissoziieren vollständig in Wasser und erzeugen Wasserstoffkationen H + und Anionen. Ein Beispiel für eine starke Säure ist Salzsäure HCl:

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

Beispiele für starke Säuren: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste starker Säuren

• HCl - Salzsäure
• HBr – Bromwasserstoff
• HI – Jodwasserstoff
• HNO 3 - Salpetersäure
• HClO 4 - Perchlorsäure
• H 2 SO 4 - Schwefelsäure

Schwache Säuren

Nur teilweise in Wasser gelöst, zum Beispiel HF:

HF (Lösung) + H2O (l) → H3O + (Lösung) + F – (Lösung) – bei einer solchen Reaktion dissoziieren mehr als 90 % der Säure nicht:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Starke und schwache Säuren können durch Messung der Leitfähigkeit von Lösungen unterschieden werden: Die Leitfähigkeit hängt von der Anzahl der Ionen ab. Je stärker die Säure, desto stärker dissoziiert sie. Je stärker die Säure, desto höher die Leitfähigkeit.

Liste schwacher Säuren

• HF-Fluorid
• H 3 PO 4 Phosphorsäure
• H 2 SO 3 schwefelhaltig
• H 2 S Schwefelwasserstoff
• H 2 CO 3 Kohle
• H 2 SiO 3 Silizium

Starke Gründe

Starke Basen dissoziieren vollständig in Wasser:

NaOH (Lösung) + H 2 O ↔ NH 4

Zu den starken Basen zählen Metallhydroxide der ersten (Alkalien, Alkalimetalle) und zweiten (Alkalinotherrene, Erdalkalimetalle) Gruppe.

Liste der starken Basen

• NaOH Natriumhydroxid (Natronlauge)
• KOH Kaliumhydroxid (Kalilauge)
• LiOH Lithiumhydroxid
• Ba(OH) 2 Bariumhydroxid
• Ca(OH) 2 Calciumhydroxid (gelöschter Kalk)

Schwache Fundamente

IN reversible Reaktion bildet in Gegenwart von Wasser OH-Ionen:

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

Die schwächsten Basen sind Anionen:

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

Liste der schwachen Basen

• Mg(OH) 2 Magnesiumhydroxid
• Fe(OH) 2 Eisen(II)-hydroxid
• Zn(OH) 2 Zinkhydroxid
• NH 4 OH Ammoniumhydroxid
• Fe(OH) 3 Eisen(III)-hydroxid

Reaktionen von Säuren und Basen

Starke Säure und starke Base

Diese Reaktion wird Neutralisation genannt: Wenn die Menge an Reagenzien ausreicht, um Säure und Base vollständig zu dissoziieren, ist die resultierende Lösung neutral.

Beispiel:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Schwache Base und schwache Säure

Generelle Form Reaktionen:
Schwache Base (Lösung) + H 2 O ↔ Schwache Säure (Lösung) + OH - (Lösung)

Starke Base und schwache Säure

Die Base dissoziiert vollständig, die Säure dissoziiert teilweise, die resultierende Lösung weist schwache Eigenschaften einer Base auf:

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

Starke Säure und schwache Base

Die Säure dissoziiert vollständig, die Base dissoziiert nicht vollständig:

Dissoziation von Wasser

Unter Dissoziation versteht man die Zerlegung einer Substanz in ihre Molekülbestandteile. Die Eigenschaften einer Säure oder Base hängen vom Gleichgewicht ab, das im Wasser herrscht:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (Lösung) + OH - (Lösung)
K c = / 2
Die Gleichgewichtskonstante von Wasser bei t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, es gilt auch die folgende Gleichung: = 10 -14, die Dissoziationskonstante von Wasser genannt wird. Für reines Wasser = = 10 -7, also -lg = 7,0.

Dieser Wert (-lg) wird pH-Wert – Wasserstoffpotential genannt. Wenn pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, dann hat der Stoff grundlegende Eigenschaften.

Methoden zur Bestimmung des pH-Wertes

Instrumentelle Methode

Ein spezielles Gerät, ein pH-Meter, ist ein Gerät, das die Protonenkonzentration in einer Lösung in ein elektrisches Signal umwandelt.

Indikatoren

Eine Substanz, die je nach pH-Wert innerhalb eines bestimmten pH-Bereichs ihre Farbe ändert Säuregehalt der Lösung Mit mehreren Indikatoren können Sie ziemlich genaue Ergebnisse erzielen.

Salz

Ein Salz ist eine ionische Verbindung, die aus einem anderen Kation als H+ und einem anderen Anion als O2- gebildet wird. In einer schwachen wässrigen Lösung dissoziieren die Salze vollständig.

Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer Salzlösung, ist es notwendig, zu bestimmen, welche Ionen in der Lösung vorhanden sind, und ihre Eigenschaften zu berücksichtigen: Neutrale Ionen, die aus starken Säuren und Basen gebildet werden, haben keinen Einfluss auf den pH-Wert: Sie setzen weder H + noch OH – Ionen in Wasser frei. Zum Beispiel Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Aus schwachen Säuren gebildete Anionen weisen alkalische Eigenschaften auf (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), Kationen mit alkalische Eigenschaften existiert nicht.

Alle Kationen außer Metallen der ersten und zweiten Gruppe haben saure Eigenschaften.

Pufferlösung

Lösungen, die ihren pH-Wert beibehalten, wenn eine kleine Menge einer starken Säure oder einer starken Base hinzugefügt wird, bestehen hauptsächlich aus:

• Eine Mischung aus einer schwachen Säure, dem entsprechenden Salz und einer schwachen Base
• Schwache Base, entsprechendes Salz und starke Säure

Um eine Pufferlösung mit einem bestimmten Säuregehalt herzustellen, ist es notwendig, eine schwache Säure oder Base mit dem entsprechenden Salz zu mischen, wobei Folgendes zu berücksichtigen ist:

• pH-Bereich, in dem die Pufferlösung wirksam ist
• Lösungskapazität – die Menge an starker Säure oder starker Base, die hinzugefügt werden kann, ohne den pH-Wert der Lösung zu beeinflussen
• Es dürfen keine unerwünschten Reaktionen auftreten, die die Zusammensetzung der Lösung verändern könnten

Prüfen:

DEFINITION

Gründe dafür werden Elektrolyte genannt, bei deren Dissoziation aus negativen Ionen nur OH-Ionen entstehen:

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH - ;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH - .

Alle anorganischen Basen werden in wasserlösliche (Alkalien) – NaOH, KOH und wasserunlösliche (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2) eingeteilt. Abhängig von den gezeigten chemischen Eigenschaften werden amphotere Hydroxide unter den Basen unterschieden.

Chemische Eigenschaften von Basen

Wenn Indikatoren auf Lösungen anorganischer Basen einwirken, ändert sich ihre Farbe. Wenn also eine Base in eine Lösung gelangt, wird Lackmus blau, Methylorange wird gelb und Phenolphthalein wird purpurrot.

Anorganische Basen können mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser reagieren, wasserunlösliche Basen reagieren nur mit wasserlöslichen Säuren:

Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 = CuSO 4 +2H 2 O;

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.

In Wasser unlösliche Basen sind thermisch instabil, d. h. Beim Erhitzen zersetzen sie sich und bilden Oxide:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O;

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O.

Alkalien (wasserlösliche Basen) reagieren mit Säureoxide unter Bildung von Salzen:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

Alkalien sind auch in der Lage, mit einigen Nichtmetallen Wechselwirkungsreaktionen (ORR) einzugehen:

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2.

Einige Basen gehen mit Salzen Austauschreaktionen ein:

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

Amphotere Hydroxide (Basen) weisen ebenfalls die Eigenschaften schwacher Säuren auf und reagieren mit Alkalien:

Al(OH) 3 + NaOH = Na.

Zu den amphoteren Basen gehören Aluminium- und Zinkhydroxide. Chrom (III) usw.

Physikalische Eigenschaften von Basen

Bei den meisten Basen handelt es sich um Feststoffe mit unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser. Alkalien sind wasserlösliche Basen, meist Feststoffe. Weiß. Wasserunlösliche Basen können unterschiedliche Farben haben, zum Beispiel ist Eisen(III)-hydroxid ein brauner Feststoff, Aluminiumhydroxid ein weißer Feststoff und Kupfer(II)-hydroxid ein blauer Feststoff.

Gründe bekommen

Basen werden auf unterschiedliche Weise hergestellt, beispielsweise durch die Reaktion:

- Austausch

CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ;

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;

— Wechselwirkungen aktiver Metalle oder ihrer Oxide mit Wasser

2Li + 2H 2 O→ 2LiOH +H 2;

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 ↓;

— Elektrolyse wässriger Salzlösungen

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung	Berechnen Sie die praktische Masse an Aluminiumoxid (die Ausbeute des Zielprodukts beträgt 92 %) aus der Zersetzungsreaktion von Aluminiumhydroxid mit einem Gewicht von 23,4 g.
Lösung	Schreiben wir die Reaktionsgleichung: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Molmasse von Aluminiumhydroxid, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew – 78 g/mol. Lassen Sie uns die Menge an Aluminiumhydroxid ermitteln: v(Al(OH) 3) = m(Al(OH) 3)/M(Al(OH) 3); v(Al(OH) 3) = 23,4/78 = 0,3 mol. Gemäß der Reaktionsgleichung v(Al(OH) 3):v(Al 2 O 3) = 2:1 beträgt die Menge an Aluminiumoxid-Substanz also: v(Al 2 O 3) = 0,5 × v(Al(OH) 3); v(Al 2 O 3) = 0,5 × 0,3 = 0,15 mol. Molmasse von Aluminiumoxid, berechnet anhand der Tabelle der chemischen Elemente von D.I. Mendelejew – 102 g/mol. Lassen Sie uns die theoretische Masse von Aluminiumoxid ermitteln: m(Al 2 O 3) th = 0,15×102 = 15,3 g. Dann ist die praktische Masse von Aluminiumoxid: m(Al 2 O 3) pr = m(Al 2 O 3) th × 92/100; m(Al 2 O 3) pr = 15,3 × 0,92 = 14 g.
Antwort	Gewicht von Aluminiumoxid - 14 g.

BEISPIEL 2

Übung

Führen Sie eine Reihe von Transformationen durch: Fe→ FeCl 2 → Fe(OH) 2 →Fe(OH) 3 →Fe(NO 3) 3

Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden besprechen, wollen wir klar definieren, was sie sind.

1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder Me(OH) 2 geschrieben sind. Es gibt jedoch Ausnahmen. Somit sind die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 keine Basen.

2) Zu den amphoteren Hydroxiden zählen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, +4 sowie als Ausnahmen die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhydroxide im Oxidationszustand +4, in Aufgaben zum Einheitlichen Staatsexamen treten nicht auf und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Gründe sind unterteilt in:

Denken wir daran, dass Beryllium und Magnesium keine Erdalkalimetalle sind.

Neben der Tatsache, dass Alkalien in Wasser löslich sind, dissoziieren sie auch sehr gut in wässrigen Lösungen unlösliche Basen haben einen geringen Dissoziationsgrad.

Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu deutlichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemisch aktivere Verbindungen und können häufig Reaktionen eingehen, zu denen unlösliche Basen nicht in der Lage sind.

Wechselwirkung von Basen mit Säuren

Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:

Unlösliche Basen reagieren mit fast allen löslichen Säuren, nicht jedoch mit unlöslicher Kieselsäure:

Es ist zu beachten, dass sowohl starke als auch schwache Basen mit allgemeine Formel Typ Me(OH) 2 kann bei Säuremangel basische Salze bilden, zum Beispiel:

Wechselwirkung mit Säureoxiden

Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden unter Bildung von Salzen und oft auch Wasser:

Unlösliche Basen können mit allen höheren Säureoxiden, die stabilen Säuren entsprechen, beispielsweise P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, zu mittleren Salzen reagieren:

Unlösliche Basen der Form Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich unter Bildung basischer Salze. Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Inertheit reagieren nur die stärksten Basen, Alkalien, mit Siliziumdioxid. Dabei entstehen normale Salze. Bei unlöslichen Basen findet die Reaktion nicht statt. Zum Beispiel:

Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden

Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Erfolgt die Reaktion durch Verschmelzen eines amphoteren Oxids oder Hydroxids mit einem festen Alkali, führt diese Reaktion zur Bildung wasserstofffreier Salze:

Werden wässrige Lösungen von Alkalien verwendet, so entstehen Hydroxokomplexsalze:

Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle von Na-Salz Na 3 -Salz:

Wechselwirkung von Basen mit Salzen

Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:

1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;

2) das Vorhandensein von Niederschlag oder Gas unter den Reaktionsprodukten

Zum Beispiel:

Thermische Stabilität von Substraten

Alle Alkalien außer Ca(OH) 2 sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.

Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca(OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Die höchste Zersetzungstemperatur von Calciumhydroxid liegt bei etwa 1000 °C:

Unlösliche Hydroxide haben viel mehr niedrige Temperaturen Zersetzung. Beispielsweise zersetzt sich Kupfer(II)-hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säuren

Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3, da die Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen entstehen könnten, einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen das ursprüngliche amphotere Hydroxid und die entsprechende Säure:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säureoxiden

Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) entsprechen:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit sauren Oxiden SO 2 und CO 2.

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Basen

Unter den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. In diesem Fall werden bei Verwendung einer wässrigen Alkalilösung Hydroxokomplexsalze gebildet:

Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, erhält man ihre wasserfreien Analoga:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Thermische Zersetzung amphoterer Hydroxide

Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zerfallen wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.

Basen (Hydroxide) – komplexe Substanzen, deren Moleküle eine oder mehrere Hydroxy-OH-Gruppen enthalten. Am häufigsten bestehen Basen aus einem Metallatom und einer OH-Gruppe. NaOH ist beispielsweise Natriumhydroxid, Ca(OH) 2 ist Calciumhydroxid usw.

Es gibt eine Base – Ammoniumhydroxid, bei dem die Hydroxygruppe nicht an das Metall, sondern an das NH 4 + -Ion (Ammoniumkation) gebunden ist. Ammoniumhydroxid entsteht, wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird (die Reaktion der Zugabe von Wasser zu Ammoniak):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (Ammoniumhydroxid).

Die Wertigkeit der Hydroxygruppe beträgt 1. Die Anzahl der Hydroxylgruppen im Grundmolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und ist dieser gleich. Zum Beispiel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 usw.

Alle Gründe - Feststoffe, die unterschiedliche Farben haben. Einige Basen sind in Wasser gut löslich (NaOH, KOH usw.). Die meisten von ihnen sind jedoch nicht wasserlöslich.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Alkalilösungen sind „seifig“, fühlen sich rutschig an und sind ziemlich ätzend. Zu den Alkalien gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 usw.). Der Rest ist unlöslich.

Unlösliche Basen- Dies sind amphotere Hydroxide, die bei Wechselwirkung mit Säuren als Basen wirken und sich mit Alkali wie Säuren verhalten.

Verschiedene Basen haben unterschiedliche Fähigkeiten, Hydroxygruppen zu entfernen, daher werden sie in starke und schwache Basen unterteilt.

Starke Basen geben in wässrigen Lösungen leicht ihre Hydroxygruppen ab, schwache Basen jedoch nicht.

Chemische Eigenschaften Gründe dafür

Die chemischen Eigenschaften von Basen werden durch ihre Beziehung zu Säuren, Säureanhydriden und Salzen charakterisiert.

1. Handeln Sie anhand von Indikatoren. Die Farbe der Indikatoren ändert sich je nach Interaktion mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in sauren Lösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit Basen verändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator verfärbt sich Gelb, Lackmusindikator - in blaue Farbe, und Phenolphthalein wird fuchsiafarben.

2. Wechselwirken mit Säureoxiden mit Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Mit Säuren reagieren, Bildung von Salz und Wasser. Die Reaktion einer Base mit einer Säure wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da das Medium nach ihrer Beendigung neutral wird:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagiert mit Salzen Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

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

5. Beim Erhitzen können sie sich in Wasser und das Grundoxid zersetzen:

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

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