2.5 Svojstva kiselina, baza i soli s teorijskog stajališta elektrolitička disocijacija

Razmotrimo, u svjetlu teorije elektrolitičke disocijacije, svojstva tvari koje vodene otopine pokazuju svojstva elektrolita.

kiseline. Kiseline imaju sljedeća opća svojstva:

sposobnost interakcije s bazama radi stvaranja soli;

sposobnost interakcije s određenim metalima uz oslobađanje vodika;

sposobnost mijenjanja boja indikatora, posebno da lakmus postane crven;

kiseli okus.

Kad bilo koja kiselina disocira, nastaju ioni vodika. Stoga sva svojstva koja su zajednička vodenim otopinama kiselina moramo objasniti prisutnošću hidratiziranih vodikovih iona. Oni uzrokuju crvenilo lakmusa, daju kiselinama kiselkasti okus itd. Uz eliminaciju vodikovih iona, na primjer tijekom neutralizacije, svojstva kiselina. Stoga teorija elektrolitičke disocijacije definira kiseline kao elektrolite koji disociraju u otopinama i tvore vodikove ione.

U jakim kiselinama, koje potpuno disociraju, svojstva kiselina se očituju u većoj mjeri, u slabim - u manjoj mjeri. Što kiselina bolje disocira, t.j. što je veća njegova konstanta disocijacije, to je jači.

Vrijednosti konstanti kiselinske disocijacije variraju u vrlo širokom rasponu. Konkretno, konstanta disocijacije cijanovodika mnogo je manja od konstante octene kiseline. I premda su obje ove kiseline slabe, octena kiselina je ipak mnogo jača od cijanovodika. Vrijednosti prve i druge konstante disocijacije sumporne kiseline pokazuju da je H 2 SO 4 u odnosu na prvi stupanj disocijacije jaka kiselina, a u odnosu na drugi slaba. Kiseline čije konstante disocijacije leže u području 10 -4 - 10 -2 ponekad se nazivaju kiselinama srednje jakosti. To posebno uključuje ortofosfornu i sumpornu kiselinu (u odnosu na disocijaciju u prvom koraku).

Temelji. Vodene otopine baza imaju sljedeće opća svojstva:

sposobnost interakcije s kiselinama radi stvaranja soli;

sposobnost mijenjanja boja indikatora drugačije nego što ih mijenjaju kiseline (na primjer, uzrokuju da lakmus postane plavi);

Osobit "sapunast" okus.

Budući da je svim otopinama baza zajednička prisutnost hidroksidnih iona u njima, jasno je da je nositelj osnovnih svojstava hidroksidni ion. Prema tome, sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, baze su elektroliti koji disociraju u otopinama uz eliminaciju hidroksidnih iona.

Jakost baza, kao i jakost kiselina, ovisi o vrijednosti konstante disocijacije. Što je veća konstanta disocijacije dane baze, to je ona jača.

Postoje hidroksidi koji mogu djelovati i tvoriti soli ne samo s kiselinama, već i s bazama. Ovi hidroksidi uključuju cinkov hidroksid. Kada reagira, na primjer, s klorovodičnom kiselinom, dobiva se cink klorid:

Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnSl 2 + 2H 2 O

i u interakciji s natrijevim hidroksidom - natrijevim cinkatom:

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

Hidroksidi koji imaju to svojstvo nazivaju se amfoterni hidroksidi ili amfoterni elektroliti. Takvi hidroksidi, osim cinkovog hidroksida, uključuju hidrokside aluminija, kroma i neke druge.

Fenomen amfoternosti objašnjava se činjenicom da se u molekulama amfoternih elektrolita čvrstoća veze između metala i kisika malo razlikuje od čvrstoće veze između kisika i vodika. Disocijacija takvih molekula je stoga moguća na mjestima obje ove veze. Ako amfoterni elektrolit označimo formulom ROH, onda se njegova disocijacija može izraziti dijagramom

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

Dakle, u amfoternoj otopini elektrolita postoji složena ravnoteža u kojoj sudjeluju produkti disocijacije kiselog i baznog tipa.

Kod nekih se uočava i fenomen amfoternosti organski spojevi. Ima važnu ulogu u biološkoj kemiji; npr. proteini su amfoterni elektroliti.

Sol. Soli se mogu definirati kao elektroliti koji, kada se otope u vodi, disociraju, oslobađajući pozitivne ione osim vodikovih iona i negativne ione osim hidroksidnih iona. Ne postoje ioni koji su zajednički vodenim otopinama svih soli; Stoga soli nemaju opća svojstva. U pravilu, soli dobro disociraju, a što su manji naboji iona koji tvore sol, to bolje.

Kada se kiselinske soli otope u otopini, nastaju metalni kationi, kompleksni anioni kiselinskog ostatka, kao i ioni koji su proizvodi disocijacije ovog složenog kiselinskog ostatka, uključujući H + ione. Na primjer, kada se natrijev bikarbonat otopi, disocijacija se odvija prema sljedećim jednadžbama:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Kada bazične soli disociraju, nastaju kiselinski anioni i kompleksni kationi koji se sastoje od metalnih i hidroksilnih skupina. Ovi složeni kationi također su sposobni za disocijaciju. Stoga su OH - ioni prisutni u bazičnoj otopini soli. Na primjer, kada se hidroksomagnezijev klorid otopi, disocijacija se odvija prema jednadžbama:

MgOHCl = MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH -

Dakle, teorija elektrolitičke disocijacije objašnjava opća svojstva kiselina prisutnošću vodikovih iona u njihovim otopinama, a opća svojstva baza prisutnošću hidroksidnih iona u njihovim otopinama. Ovo objašnjenje, međutim, nije općenito. Znan kemijske reakcije, koji se javlja uz sudjelovanje kiselina i baza, na koje teorija elektrolitičke disocijacije nije primjenjiva: Konkretno, kiseline i baze mogu reagirati jedna s drugom bez disociranja na ione. Dakle, bezvodni klorovodik, koji se sastoji samo od molekula, lako reagira s bezvodnim bazama. Osim toga, poznate su tvari koje ne sadrže hidrokso skupine, ali pokazuju svojstva baza. Na primjer, amonijak reagira s kiselinama i stvara soli (amonijeve soli), iako ne sadrži OH skupine. Tako s klorovodikom nastaje tipična sol- amonijev klorid:

NH3 + HC1 = NH4C1

Proučavanje reakcija ove vrste, kao i reakcija koje se odvijaju u nevodenim medijima, dovelo je do stvaranja više opće ideje o kiselinama i bazama. Onome najvažnijem moderne teorije kiseline i baze pripada protonskoj teoriji, postavljenoj 1923.

Prema protonskoj teoriji, kiselina je donor protona, tj. čestica (molekula ili ion) koja je sposobna predati vodikov ion - proton, i bazu - akceptor protona, tj. čestica (molekula ili ion) sposobna prihvatiti proton. Odnos kiseline i baze određen je shemom:

Baza + proton - kiselina

Baza i kiselina povezane ovim odnosom nazivaju se konjugati. Na primjer, HSO 4 - ion je konjugirana baza kiseline H 2 SO 4.

Reakcija između kiseline i baze predstavljena je protonskom teorijom na sljedeći način:

(Kiselina) 1 + (Baza) 2 = (Kiselina) 2 + (Baza) 1

Na primjer, u reakciji

HC1 + NH 3 = NH 3 + + Cl -

Cl ion je konjugirana baza kiseline HC1, a NH 3 + ion je konjugirana kiselina NH 3 baze.

Bitna točka protonske teorije je da se tvar manifestira kao kiselina ili baza, ovisno o tome s kojom drugom tvari reagira. Najvažniji faktor u ovom slučaju je energija vezanja tvari s protonom. Dakle, u nizu NH 3 - H 2 O - HF, ova energija je maksimalna za NH 3 i minimalna za HF. Stoga, kada se pomiješa s NH 3, voda djeluje kao kiselina, a kada se pomiješa s HF, djeluje kao baza:

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

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

Puferske otopine

Puferske otopine

Puferske otopine

Puferski učinak imaju i otopine jakih kiselina i baza u dovoljno visokim koncentracijama. Konjugirani sustavi u ovom slučaju su H3O+/H2O - za jake kiseline i OH-/H2O - za jake baze...

Interakcija kositrenih tetraalkinilida s kiselinskim kloridima karboksilne kiseline

Interakcija kositrenih tetraalkinilida s kloridima karboksilnih kiselina je autokatalitička i nakon postizanja određene koncentracije kositrenog klorida u reakcijskoj smjesi proces traje 20-30 minuta...

Ako sol nastaje od slabe kiseline i jake baze, tada se reakcija hidrolize može shematski prikazati na sljedeći način: M+ + A - + H2O HA + M+ + OH-...

Hidroliza soli. Značajke hidrolize tla

Reakcija hidrolize soli koju čine jaka kiselina i slaba baza može se shematski prikazati na sljedeći način: M + + A - + H2O MOH + H + + A - , (16) i konstanta hidrolize Kg = . (17) Otopina ima kiselu reakciju (SN+SN-)...

Hidroliza soli. Značajke hidrolize tla

Hidroliza soli formiranih slabom kiselinom i slabom bazom događa se posebno duboko. Reakcija hidrolize: M+ + A - + H2O MOH + HA. (22) Produkti hidrolize su još uvijek isti, iako slabo, disocirani na ione...

Hidroliza soli. Značajke hidrolize tla

Razmotrimo sada hidrolizu soli koju stvara slaba polibazna kiselina ili slaba baza polivalentnog metala. Hidroliza takvih soli odvija se u fazama. Tako...

Nastava anorganske tvari. Otopine elektrolita. Atomske veličine i vodikova veza

elektroliti. Poznato je da postoje dva glavna razloga za prolazak električne struje kroz vodiče: ili zbog gibanja elektrona u električnom polju, ili zbog gibanja iona. Elektronska vodljivost svojstvena je prvenstveno...

Razlozi

Alkalije (natrijev, kalijev, litijev hidroksid) stvaraju tvrde, bijele, vrlo higroskopne kristale. Talište je 322°C, KOH je 405°C, a 473°C. Kristalne rešetke Kalijev hidroksid je kubičnog tipa, poput NaCl...

Razlozi

Iz prethodnog pododjeljka možete vidjeti da je većina hidroksida netopljiva u vodi pod normalnim uvjetima. I samo lužine i hidroksidi druge skupine, glavne podskupine, periodni sustav elemenata kemijski elementi D. I. Mendeljejev...

Proces nastanka i rasta klicinog klica

Budući da je dobro otapalo, voda u prirodi uvijek ima nečistoća. Dakle, u morska voda otopljeno do 40 g soli po 1 litri, u bunaru i izvoru - do 1 g, kišnica i snijeg obično sadrže 7 - 10 mg. soli na 1l. voda...

Razvoj dodatna nastava u školi na temu "kemija" na razne načine kuhanje"

(Problemski integrirana lekcija) “Da biste shvatili beskonačno, prvo morate razdvojiti, a zatim povezati...

Kemija kompleksni spojevi elementi podskupine kroma

Među kemijski spojevi, uključujući i one složene, razlikuju se paramagnetici i dijamagnetici, koji različito djeluju na vanjsko magnetsko polje...

Elektroliti, njihova svojstva i primjena

Svante Arrhenius skrenuo je pozornost na blisku vezu između sposobnosti otopina soli, kiselina i baza da provode struja te odstupanja otopina tih tvari od zakona Van't Hoffa i Raoulta. Pokazao je...

Nakon čitanja članka moći ćete rastaviti tvari na soli, kiseline i baze. U članku se opisuje što je pH otopine i koja opća svojstva imaju kiseline i baze.

Poput metala i nemetala, kiseline i baze su podjela tvari na temelju sličnih svojstava. Prva teorija o kiselinama i bazama pripadala je švedskom znanstveniku Arrheniusu. Prema Arrheniusu, kiselina je klasa tvari koje, kada reagiraju s vodom, disociraju (raspadaju se), tvoreći vodikov kation H +. Arrheniusove baze u vodenoj otopini tvore OH – anione. Sljedeću teoriju predložili su 1923. znanstvenici Bronsted i Lowry. Brønsted-Lowryjeva teorija definira kiseline kao tvari koje mogu donirati proton u reakciji (vodikov kation se u reakcijama naziva proton). Baze su, prema tome, tvari koje mogu prihvatiti proton u reakciji. Struja uključena ovaj trenutak teorija - Lewisova teorija. Lewisova teorija definira kiseline kao molekule ili ione sposobne prihvatiti elektronske parove, tvoreći tako Lewisove adukte (adukt je spoj nastao spajanjem dvaju reaktanata bez stvaranja nusproizvoda).

U anorganska kemija, u pravilu, pod kiselinom podrazumijevaju Brønsted-Lowryjevu kiselinu, odnosno tvari koje mogu donirati proton. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina. Ova pravila vrijede za kiseline i baze.

Disocijacija

Disocijacija je proces razgradnje tvari na ione u otopinama ili talinama. Na primjer, disocijacija klorovodične kiseline je razgradnja HCl na H + i Cl -.

Svojstva kiselina i baza

Baze su na dodir sapunaste, dok su kiseline općenito kiselkastog okusa.

Kada baza reagira s mnogo kationa, nastaje talog. Kada kiselina reagira s anionima, obično se oslobađa plin.

Često korištene kiseline:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Često korištene baze:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Jake i slabe kiseline i baze

Jake kiseline

Takve kiseline koje potpuno disociraju u vodi, proizvodeći vodikove katione H+ i anione. Primjer jake kiseline je klorovodična kiselina HCl:

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

Primjeri jakih kiselina: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Popis jakih kiselina

• HCl - klorovodična kiselina
• HBr - bromovodik
• HI - jodovodik
• HNO 3 - dušična kiselina
• HClO 4 - perklorna kiselina
• H 2 SO 4 - sumporna kiselina

Slabe kiseline

Samo djelomično otopljen u vodi, na primjer, HF:

HF (otopina) + H2O (l) → H3O + (otopina) + F - (otopina) - u takvoj reakciji više od 90% kiseline ne disocira:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Jake i slabe kiseline mogu se razlikovati mjerenjem vodljivosti otopina: vodljivost ovisi o broju iona, što je kiselina jača, to je više disocirana, dakle, što je kiselina jača, to je vodljivost veća.

Popis slabih kiselina

• HF hidrogen fluorid
• H 3 PO 4 fosforna
• H 2 SO 3 sumporast
• H 2 S sumporovodik
• H 2 CO 3 ugljen
• H 2 SiO 3 silicij

Jaki temelji

Jake baze potpuno disociraju u vodi:

NaOH (otopina) + H 2 O ↔ NH 4

U jake baze ubrajaju se metalni hidroksidi prve (alkalije, alkalni metali) i druge (alkalinotereni, zemnoalkalijski metali) skupine.

Popis jakih baza

• NaOH natrijev hidroksid (kaustična soda)
• KOH kalijev hidroksid (kaustična potaša)
• LiOH litij hidroksid
• Ba(OH) 2 barijev hidroksid
• Ca(OH) 2 kalcijev hidroksid (gašeno vapno)

Slabi temelji

U reverzibilna reakcija u prisutnosti vode stvara OH - ione:

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

Većina slabih baza su anioni:

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

Popis slabih baza

• Mg(OH) 2 magnezijev hidroksid
• Fe(OH) 2 željezov(II) hidroksid
• Zn(OH) 2 cink hidroksid
• NH 4 OH amonijev hidroksid
• Fe(OH) 3 željezov(III) hidroksid

Reakcije kiselina i baza

Jaka kiselina i jaka baza

Ova reakcija se naziva neutralizacija: kada je količina reagensa dovoljna da potpuno razdvoji kiselinu i bazu, dobivena otopina će biti neutralna.

Primjer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Slaba baza i slaba kiselina

Opći obrazac reakcije:
Slaba baza (otopina) + H 2 O ↔ Slaba kiselina (otopina) + OH - (otopina)

Jaka baza i slaba kiselina

Baza potpuno disocira, kiselina djelomično disocira, dobivena otopina ima slaba svojstva baze:

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

Jaka kiselina i slaba baza

Kiselina potpuno disocira, baza ne disocira potpuno:

Disocijacija vode

Disocijacija je razgradnja tvari na sastavne molekule. Svojstva kiseline ili baze ovise o ravnoteži koja je prisutna u vodi:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (otopina) + OH - (otopina)
K c = / 2
Konstanta ravnoteže vode pri t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, vrijedi i jednakost: = 10 -14 koja se naziva konstanta disocijacije vode. Za čistu vodu = = 10 -7, dakle -lg = 7,0.

Ta se vrijednost (-lg) naziva pH – vodikov potencijal. Ako je pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, tada tvar ima osnovna svojstva.

Metode određivanja pH

Instrumentalna metoda

Poseban uređaj, pH metar, je uređaj koji pretvara koncentraciju protona u otopini u električni signal.

Indikatori

Tvar koja mijenja boju u određenom pH rasponu ovisno o kiselost otopine Pomoću nekoliko pokazatelja možete postići prilično točne rezultate.

Sol

Sol je ionski spoj formiran od kationa koji nije H+ i aniona koji nije O2-. U slaboj vodenoj otopini soli potpuno disociraju.

Odrediti kiselinsko-bazna svojstva otopine soli, potrebno je utvrditi koji su ioni prisutni u otopini i razmotriti njihova svojstva: neutralni ioni nastali od jakih kiselina i baza ne utječu na pH: oni ne oslobađaju niti H + niti OH - ione u vodi. Na primjer, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Anioni nastali iz slabih kiselina pokazuju alkalna svojstva (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), kationi s alkalna svojstva ne postoji.

Svi kationi osim metala prve i druge skupine imaju kisela svojstva.

Puferska otopina

Otopine koje održavaju svoju pH razinu kada se doda mala količina jake kiseline ili jake baze uglavnom se sastoje od:

• Mješavina slabe kiseline, njezine odgovarajuće soli i slabe baze
• Slaba baza, odgovarajuća sol i jaka kiselina

Za pripremu puferske otopine određene kiselosti potrebno je pomiješati slabu kiselinu ili bazu s odgovarajućom soli, vodeći računa o:

• pH raspon u kojem će puferska otopina biti učinkovita
• Kapacitet otopine - količina jake kiseline ili jake baze koja se može dodati bez utjecaja na pH otopine
• Ne bi trebalo biti neželjenih reakcija koje bi mogle promijeniti sastav otopine

Test:

DEFINICIJA

Razlozi nazivaju se elektroliti, čijom disocijacijom iz negativnih iona nastaju samo OH - ioni:

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH - ;

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

Sve anorganske baze dijele se na topive u vodi (lužine) - NaOH, KOH i netopljive u vodi (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2). Ovisno o ispoljenim kemijskim svojstvima među bazama razlikuju se amfoterni hidroksidi.

Kemijska svojstva baza

Djelovanjem indikatora na otopine anorganskih baza mijenja se njihova boja, pa kada baza dospije u otopinu, lakmus postaje plav, metiloranž postaje žut, a fenolftalein postaje grimizan.

Anorganske baze mogu reagirati s kiselinama u sol i vodu, a baze netopljive u vodi reagiraju samo s kiselinama topivim u vodi:

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

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Baze koje su netopljive u vodi termički su nestabilne, tj. kada se zagrijavaju, podvrgavaju se razgradnji i stvaraju okside:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3 H20;

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

Alkalije (baze topljive u vodi) reagiraju sa kiseli oksidi uz stvaranje soli:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

Alkalije također mogu stupiti u interakcijske reakcije (ORR) s nekim nemetalima:

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2.

Neke baze stupaju u reakcije izmjene sa solima:

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

Amfoterni hidroksidi (baze) također pokazuju svojstva slabih kiselina i reagiraju s alkalijama:

Al(OH) 3 + NaOH = Na.

Amfoterne baze uključuju aluminijeve i cinkove hidrokside. krom (III), itd.

Fizikalna svojstva baza

Većina baza su krute tvari koje imaju različitu topljivost u vodi. Alkalije su baze topljive u vodi, najčešće krutine. bijela. Baze netopljive u vodi mogu imati različite boje, na primjer, željezov (III) hidroksid je smeđa krutina, aluminijev hidroksid je bijela krutina, a bakrov (II) hidroksid je plava krutina.

Dobivanje terena

Baze se pripremaju na različite načine, na primjer reakcijom:

- razmjena

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

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

— interakcije aktivnih metala ili njihovih oksida s vodom

2Li + 2H2O→ 2LiOH +H2;

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 ↓;

— elektroliza vodenih otopina soli

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte	Izračunajte praktičnu masu aluminijevog oksida (prinos ciljnog produkta je 92%) iz reakcije razgradnje aluminijevog hidroksida mase 23,4 g.
Riješenje	Napišimo jednadžbu reakcije: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Molarna masa aluminijevog hidroksida, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 78 g/mol. Nađimo količinu aluminijevog hidroksida: v(Al(OH)3) = m(Al(OH)3)/M(Al(OH)3); v(Al(OH)3) = 23,4/78 = 0,3 mol. Prema jednadžbi reakcije v(Al(OH) 3): v(Al 2 O 3) = 2:1, dakle, količina tvari aluminijevog oksida bit će: v(Al2O3) = 0,5 × v(Al(OH)3); v(Al 2 O 3) = 0,5 × 0,3 = 0,15 mol. Molarna masa aluminijevog oksida, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 102 g/mol. Nađimo teoretsku masu aluminijevog oksida: m(Al 2 O 3) th = 0,15×102 = 15,3 g. Tada je praktična masa aluminijevog oksida: 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.
Odgovor	Težina aluminijevog oksida - 14 g.

PRIMJER 2

Vježbajte

Provedite niz transformacija: Fe→ FeCl 2 → Fe(OH) 2 →Fe(OH) 3 →Fe(NO 3) 3

Prije rasprave o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, jasno definirajmo što su oni?

1) Baze ili bazični hidroksidi uključuju metalne hidrokside u oksidacijskom stanju +1 ili +2, tj. čije se formule pišu kao MeOH ili Me(OH) 2. Međutim, postoje iznimke. Dakle, hidroksidi Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 nisu baze.

2) U amfoterne hidrokside ubrajaju se metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, +4, kao i iznimno hidroksidi Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +4, in Zadaci Jedinstvenog državnog ispita ne pojavljuju, pa se neće razmatrati.

Kemijska svojstva baza

Sve osnove dijele se na:

Podsjetimo se da berilij i magnezij nisu zemnoalkalijski metali.

Osim što su lužine topljive u vodi, one također vrlo dobro disociraju u vodenim otopinama, dok netopljive baze imaju nizak stupanj disocijacije.

Ova razlika u topljivosti i sposobnosti disocijacije između alkalija i netopljivih hidroksida dovodi, pak, do primjetnih razlika u njihovim kemijskim svojstvima. Tako su, posebice, lužine kemijski aktivniji spojevi i često mogu ulaziti u reakcije u kojima netopljive baze ne.

Međudjelovanje baza s kiselinama

Alkalije reagiraju s apsolutno svim kiselinama, čak i vrlo slabim i netopljivim. Na primjer:

Netopljive baze reagiraju s gotovo svim topivim kiselinama, ali ne reagiraju s netopivom silicijskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze sa opća formula tipa Me(OH) 2 mogu tvoriti bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija s kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima, tvoreći soli i često vodu:

Netopljive baze sposobne su reagirati sa svim oksidima viših kiselina koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, kako bi se formirale srednje soli:

Netopljive baze oblika Me(OH) 2 reagiraju u prisutnosti vode sa ugljični dioksid isključivo uz stvaranje bazičnih soli. Na primjer:

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

Zbog njegove iznimne inertnosti, samo najjače baze, lužine, reagiraju sa silicijevim dioksidom. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne događa s netopljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve lužine reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija provodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s čvrstom alkalijom, ova reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine lužina, nastaju hidroksomleksne soli:

U slučaju aluminija, pod djelovanjem viška koncentrirane lužine, umjesto Na soli nastaje Na3 sol:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reagira s bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uvjeta:

1) topljivost polaznih spojeva;

2) prisutnost taloga ili plina među produktima reakcije

Na primjer:

Toplinska stabilnost podloga

Sve lužine, osim Ca(OH) 2, otporne su na toplinu i tale se bez raspadanja.

Sve netopljive baze, kao i slabo topljivi Ca(OH) 2, zagrijavanjem se raspadaju. Najviša temperatura razgradnje kalcijevog hidroksida je oko 1000 o C:

Netopljivih hidroksida ima mnogo više niske temperature raspad. Na primjer, bakrov (II) hidroksid se raspada već na temperaturama iznad 70 o C:

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselinama

Amfoterni hidroksidi reagiraju s jakim kiselinama:

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, t.j. tipa Me(OH) 3, ne reagiraju s kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da su soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podložne ireverzibilnoj hidrolizi na izvorni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s kiselinskim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju s višim oksidima, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +3, t.j. tipa Me(OH) 3, ne reagiraju s kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reagiraju samo s alkalijama. U ovom slučaju, ako se koristi vodena otopina lužine, tada nastaju hidroksokompleksne soli:

A kada se amfoterni hidroksidi stope s krutim alkalijama, dobivaju se njihovi bezvodni analozi:

Međudjelovanje amfoternih hidroksida s bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju kada se spoje s oksidima alkalijskih i zemnoalkalijskih metala:

Toplinska razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su netopljivi u vodi i, kao i svi netopivi hidroksidi, zagrijavanjem se razlažu na odgovarajući oksid i vodu.

Baze (hidroksidi) – složene tvari, čije molekule sadrže jednu ili više hidroksi OH skupina. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH skupine. Na primjer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca(OH) 2 je kalcijev hidroksid, itd.

Postoji baza - amonijev hidroksid, u kojem je hidroksi skupina vezana ne na metal, već na NH 4 + ion (amonijev kation). Amonijev hidroksid nastaje kada se amonijak otopi u vodi (reakcija dodavanja vode amonijaku):

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

Valencija hidroksilne skupine je 1. Broj hidroksilnih skupina u molekuli baze ovisi o valenciji metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.

Svi razlozi - čvrste tvari, koji imaju različite boje. Neke baze su dobro topljive u vodi (NaOH, KOH itd.). Međutim, većina ih nije topiva u vodi.

Baze topljive u vodi nazivaju se lužine. Alkalne otopine su "sapunaste", skliske na dodir i prilično jetke. U lužine spadaju hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.). Ostali su netopivi.

Netopljive baze- to su amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze, a s alkalijama se ponašaju kao kiseline.

Različite baze imaju različite sposobnosti uklanjanja hidroksi skupina, pa se dijele na jake i slabe baze.

Jake baze u vodenim otopinama lako odustaju od svojih hidroksi skupina, ali slabe baze ne.

Kemijska svojstva razloga

Kemijska svojstva baza karakterizirana su njihovim odnosom prema kiselinama, kiselinskim anhidridima i solima.

1. Djelujte prema pokazateljima. Indikatori mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalije. U neutralnim otopinama imaju jednu boju, u kiselim otopinama drugu boju. U interakciji s bazama mijenjaju boju: indikator metil narančaste se okreće žuta boja, lakmus indikator - in Plava boja, a fenolftalein postaje fuksija.

2. Interakcija s kiselim oksidima sa stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagirati s kiselinama, stvarajući sol i vodu. Reakcija baze s kiselinom naziva se reakcija neutralizacije, jer nakon njezina završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagira sa solima stvaranje nove soli i baze:

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

5. Kada se zagrijavaju, mogu se razgraditi u vodu i glavni oksid:

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

Još uvijek imate pitanja? Želite li znati više o zakladama?
Dobiti pomoć od učitelja -.
Prvi sat je besplatan!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvorni izvor je obavezna.