2.5 Savak, bázisok és sók tulajdonságai elméleti szempontból elektrolitikus disszociáció

Tekintsük az elektrolitikus disszociáció elméletének fényében azoknak az anyagoknak a tulajdonságait, amelyek vizes oldatok elektrolit tulajdonságait mutatják.

Savak. A savak a következő általános tulajdonságokkal rendelkeznek:

a bázisokkal való kölcsönhatás képessége sókat képezve;

bizonyos fémekkel való kölcsönhatás képessége hidrogén felszabadulásával;

a jelzőfények színének megváltoztatásának képessége, különösen a lakmusz pirossá válásához;

savanyú íz.

Ha bármely sav disszociál, hidrogénionok képződnek. Ezért a savak vizes oldataira jellemző összes tulajdonságot a hidratált hidrogénionok jelenlétével kell magyaráznunk. A lakmusz kivörösödését okozzák, savanyú ízt adnak stb. A hidrogénionok eliminálásával például a semlegesítés során a savas tulajdonságok. Ezért az elektrolitikus disszociáció elmélete a savakat elektrolitként határozza meg, amelyek oldatban disszociálva hidrogénionokat képeznek.

Az erős savakban, amelyek teljesen disszociálnak, a savak tulajdonságai nagyobb mértékben, a gyengékben - kisebb mértékben - nyilvánulnak meg. Minél jobban disszociál a sav, azaz. minél nagyobb a disszociációs állandója, annál erősebb.

A savas disszociációs állandók értékei nagyon széles tartományban változnak. Különösen a hidrogén-cianid disszociációs állandója sokkal kisebb, mint az ecetsavé. És bár mindkét sav gyenge, az ecetsav még mindig sokkal erősebb, mint a hidrogén-cianid. A kénsav első és második disszociációs állandójának értékei azt mutatják, hogy a disszociáció első szakaszához képest a H 2 SO 4 erős sav, a másodikhoz képest gyenge. Azokat a savakat, amelyek disszociációs állandója a 10 -4 - 10 -2 tartományba esik, néha közepes erősségű savaknak nevezik. Ide tartoznak különösen az ortofoszforsav és a kénsav (a disszociációval kapcsolatban az első lépésben).

Indoklás. A bázisok vizes oldatai a következők: általános tulajdonságok:

a savakkal való kölcsönhatás képessége sókat képezve;

az indikátorok színének másképpen megváltoztatásának képessége, mint a savak (például a lakmusz kék színűvé válik);

Különös „szappanos” íz.

Mivel minden bázis oldatban közös a hidroxidionok jelenléte, egyértelmű, hogy a bázikus tulajdonságok hordozója a hidroxidion. Ezért az elektrolitikus disszociáció elmélete szempontjából a bázisok olyan elektrolitok, amelyek oldatban a hidroxidionok eliminálásával disszociálnak.

A bázisok erőssége, akárcsak a savaké, a disszociációs állandó értékétől függ. Minél nagyobb egy adott bázis disszociációs állandója, annál erősebb.

Vannak olyan hidroxidok, amelyek nem csak savakkal, hanem bázisokkal is kölcsönhatásba léphetnek és sókat képezhetnek. Ezek a hidroxidok közé tartozik a cink-hidroxid. Amikor például sósavval reagál, cink-kloridot kapunk:

Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O

és nátrium-hidroxiddal - nátrium-cinkáttal kölcsönhatásba lépve:

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

Az ilyen tulajdonságokkal rendelkező hidroxidokat amfoter hidroxidoknak vagy amfoter elektrolitoknak nevezzük. Az ilyen hidroxidok a cink-hidroxidon kívül alumínium-, króm- és néhány más hidroxidot is tartalmaznak.

Az amfoteritás jelenségét az magyarázza, hogy az amfoter elektrolitok molekuláiban a fém és az oxigén közötti kötéserősség kismértékben eltér az oxigén és a hidrogén közötti kötéserősségtől. Az ilyen molekulák disszociációja ezért mindkét kötés helyén lehetséges. Ha egy amfoter elektrolitot a ROH képlettel jelölünk, akkor disszociációja a diagrammal kifejezhető

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

Így az amfoter elektrolit oldatban komplex egyensúly áll fenn, amelyben mind a savas, mind a bázis típusú disszociációs termékek részt vesznek.

Egyeseknél megfigyelhető az amfoteritás jelensége is szerves vegyületek. Fontos szerepet játszik a biológiai kémiában; például a fehérjék amfoter elektrolitok.

Só. A sók olyan elektrolitokként határozhatók meg, amelyek vízben oldva disszociálnak, és a hidrogénionoktól eltérő pozitív ionokat és a hidroxidionoktól eltérő negatív ionokat szabadítanak fel. Nincsenek olyan ionok, amelyek az összes só vizes oldatában közösek; Ezért a sók nem rendelkeznek általános tulajdonságokkal. A sók általában jól disszociálnak, és minél kisebb a sót alkotó ionok töltése, annál jobb.

Ha a savas sókat oldatban oldjuk, fémkationok, a savas maradék komplex anionjai, valamint ionok képződnek, amelyek ennek a komplex savas maradéknak a disszociációjának termékei, beleértve a H + ionokat is. Például, amikor a nátrium-hidrogén-karbonátot feloldjuk, a disszociáció a következő egyenletek szerint megy végbe:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

A bázikus sók disszociációja során savas anionok és fém- és hidroxilcsoportokból álló komplex kationok képződnek. Ezek a komplex kationok disszociációra is képesek. Ezért a bázikus sóoldatban OH - ionok vannak jelen. Például, amikor a hidroxomagnézium-kloridot feloldjuk, a disszociáció a következő egyenletek szerint megy végbe:

MgOHCl = MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH -

Így az elektrolitikus disszociáció elmélete a savak általános tulajdonságait az oldatokban lévő hidrogénionok jelenlétével, a bázisok általános tulajdonságait pedig a hidroxidionok oldatukban való jelenlétével magyarázza. Ez a magyarázat azonban nem általános. Ismert kémiai reakciók, savak és bázisok részvételével történik, amelyre az elektrolitikus disszociáció elmélete nem alkalmazható: Különösen a savak és a bázisok reagálhatnak egymással anélkül, hogy ionokká disszociálnának. Így a vízmentes hidrogén-klorid, amely csak molekulákból áll, könnyen reagál vízmentes bázisokkal. Ezen kívül ismertek olyan anyagok, amelyek nem tartalmaznak hidroxocsoportokat, de bázis tulajdonságait mutatják. Például az ammónia savakkal reagál és sókat (ammóniumsókat) képez, bár nem tartalmaz OH-csoportokat. Így hidrogén-kloriddal képződik tipikus só- ammónium-klorid:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Az ilyen típusú reakciók, valamint a nem vizes közegben végbemenő reakciók tanulmányozása további általános elképzelések savakról és bázisokról. A legfontosabbhoz modern elméletek A savak és bázisok az 1923-ban előadott protonelmélethez tartoznak.

A protonelmélet szerint a sav protondonor, azaz. olyan részecske (molekula vagy ion), amely hidrogéniont - protont, és bázist - proton akceptort, azaz proton akceptort képes adni. protont befogadni képes részecske (molekula vagy ion). A sav és a bázis közötti kapcsolatot a következő séma határozza meg:

Bázis + Proton - Sav

Az ezzel a kapcsolattal összekapcsolt bázist és savat konjugátumnak nevezzük. Például a HSO 4 - ion a H 2 SO 4 sav konjugált bázisa.

A sav és a bázis közötti reakciót a protonelmélet a következőképpen ábrázolja:

(sav) 1 + (bázis) 2 = (sav) 2 + (bázis) 1

Például a reakcióban

HC1 + NH 3 = NH 3 + + Cl -

A Cl ion a HC1 sav konjugált bázisa, az NH 3 + ion pedig az NH 3 bázis konjugált sava.

A protonelmélet lényege, hogy egy anyag savként vagy bázisként nyilvánul meg, attól függően, hogy milyen másik anyaggal reagál. A legfontosabb tényező ebben az esetben az anyag kötési energiája a protonnal. Így az NH 3 - H 2 O - HF sorozatban ez az energia az NH 3 esetében a maximális, a HF esetében a minimális. Ezért NH 3-mal keverve a víz savként, HF-vel keverve pedig bázisként működik:

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

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

Pufferoldatok

Pufferoldatok

Pufferoldatok

Az erős savak és bázisok kellően nagy koncentrációjú oldatai is pufferelnek. A konjugált rendszerek ebben az esetben a H3O+/H2O - erős savakhoz és OH-/H2O - az erős bázisokhoz...

Ón-tetraalkinilidok kölcsönhatása savkloridokkal karbonsavak

Az ón-tetraalkinilidek és a karbonsav-kloridok kölcsönhatása autokatalitikus, és miután elérte bizonyos koncentrációkón-klorid a reakcióelegyben a folyamat 20-30 percet vesz igénybe...

Ha egy sót gyenge sav és erős bázis képez, akkor a hidrolízis reakciója sematikusan a következőképpen ábrázolható: M+ + A - + H2O HA + M+ + OH-...

Sók hidrolízise. A talajhidrolízis jellemzői

Egy erős sav és egy gyenge bázis alkotta só hidrolízisének reakciója vázlatosan a következőképpen ábrázolható: M + + A - + H2O MOH + H + + A - , (16) és a hidrolízis állandó Kg = . (17) Az oldat savas reakciójú (СН+СН-)...

Sók hidrolízise. A talajhidrolízis jellemzői

A gyenge sav és egy gyenge bázis által képződött sók hidrolízise különösen mélyen megy végbe. Hidrolízis reakció: M+ + A - + H2O MOH + HA. (22) A hidrolízistermékek továbbra is ugyanazok, bár gyengén, de ionokra disszociálva...

Sók hidrolízise. A talajhidrolízis jellemzői

Tekintsük most egy gyenge többbázisú sav vagy egy többértékű fém gyenge bázisa által képzett sók hidrolízisét. Az ilyen sók hidrolízise szakaszosan megy végbe. Így...

osztályok szervetlen anyagok. Elektrolit oldatok. Atomméretek és hidrogén kötés

Elektrolitok. Ismeretes, hogy az elektromos áram vezetőkön való áthaladásának két fő oka van: vagy az elektronok elektromos térben való mozgása, vagy az ionok mozgása miatt. Az elektronikus vezetőképesség elsősorban...

Okok

A lúgok (nátrium-, kálium-, lítium-hidroxidok) kemény, fehér, nagyon higroszkópos kristályokat képeznek. Olvadáspontja 322 °C, KOH 405 °C és 473 °C. Kristályrácsok A kálium-hidroxid köbös típusú, mint a NaCl...

Okok

Az előző alfejezetből látható, hogy a legtöbb hidroxid normál körülmények között vízben oldhatatlan. És csak a második csoport, a fő alcsoport lúgjai és hidroxidok, periódusos táblázat kémiai elemek D. I. Mengyelejev...

A csíracsepp kialakulásának és növekedésének folyamata

Mivel jó oldószer, a természetben lévő víz mindig tartalmaz szennyeződéseket. Szóval, be tengervíz 1 literenként legfeljebb 40 g sót oldva, kútban és tavasszal - legfeljebb 1 g, esővíz és hó általában 7-10 mg-ot tartalmaz. sók 1 literenként. víz...

Fejlesztés további osztályok az iskolában a "kémia" témában különféle módokon főzés"

(Probléma-integrált lecke) „A végtelen megértéséhez először szét kell választani, majd összekapcsolni...

Kémia összetett vegyületek a króm alcsoport elemei

Között kémiai vegyületek, beleértve az összetetteket is, különbséget tesznek paramágneses és diamágneses között, amelyek eltérően lépnek kölcsönhatásba a külső mágneses térrel...

Elektrolitok, tulajdonságaik és alkalmazásaik

Svante Arrhenius felhívta a figyelmet a sók, savak és bázisok oldatainak vezetőképessége közötti szoros kapcsolatra. elektromosságés ezen anyagok oldatainak eltérései Van't Hoff és Raoult törvényeitől. Megmutatta...

A cikk elolvasása után képes lesz az anyagokat sókra, savakra és bázisokra szétválasztani. A cikk leírja, hogy mi az oldat pH-ja, és milyen általános tulajdonságaik vannak a savaknak és bázisoknak.

A fémekhez és a nemfémekhez hasonlóan a savak és a bázisok is az anyagok hasonló tulajdonságokon alapuló felosztását jelentik. A savak és bázisok első elmélete Arrhenius svéd tudósé volt. Arrhenius szerint a sav olyan anyagok osztálya, amelyek vízzel reagálva disszociálnak (bomlanak), és a H + hidrogénkationt képezik. Az Arrhenius-bázisok vizes oldatban OH-anionokat képeznek. A következő elméletet 1923-ban Bronsted és Lowry tudósok javasolták. A Brønsted-Lowry elmélet a savakat olyan anyagokként határozza meg, amelyek képesek protont adni a reakcióban (a hidrogénkationt a reakciókban protonnak nevezik). A bázisok ennek megfelelően olyan anyagok, amelyek reakcióban protont tudnak fogadni. Aktuális be Ebben a pillanatban elmélet - Lewis elmélet. A Lewis-elmélet a savakat olyan molekulákként vagy ionokként határozza meg, amelyek képesek elektronpárokat fogadni, ezáltal Lewis-adduktokat képeznek (az addukt egy vegyület, amely két reaktáns kombinálásával keletkezik melléktermékek képződése nélkül).

BAN BEN szervetlen kémia, sav alatt általában egy Brønsted-Lowry-savat értünk, vagyis olyan anyagokat, amelyek képesek protont adni. Ha ezek a Lewis-sav definícióját jelentik, akkor a szövegben az ilyen savat Lewis-savnak nevezik. Ezek a szabályok savakra és bázisokra vonatkoznak.

Disszociáció

A disszociáció az a folyamat, amikor egy anyag oldatban vagy olvadékban ionokra bomlik. Például a sósav disszociációja a HCl H + és Cl - bomlása.

Savak és bázisok tulajdonságai

A bázisok általában szappanos tapintásúak, míg a savak általában savanyú ízűek.

Ha egy bázis sok kationnal reagál, csapadék képződik. Amikor egy sav reagál anionokkal, általában gáz szabadul fel.

Általánosan használt savak:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Általánosan használt alapok:
OH - , H 2 O , CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Erős és gyenge savak és bázisok

Erős savak

Olyan savak, amelyek vízben teljesen disszociálnak, H + hidrogénkationokat és anionokat termelve. Az erős savra példa az sósav HCl:

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

Példák erős savakra: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Erős savak listája

• HCl - sósav
• HBr - hidrogén-bromid
• HI - hidrogén-jodid
• HNO 3 - salétromsav
• HClO 4 - perklórsav
• H 2 SO 4 - kénsav

Gyenge savak

Vízben csak részben oldva, például HF:

HF (oldat) + H2O (l) → H3O + (oldat) + F - (oldat) - ilyen reakcióban a sav több mint 90%-a nem disszociál:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Az erős és gyenge savakat az oldatok vezetőképességének mérésével lehet megkülönböztetni: a vezetőképesség az ionok számától függ, minél erősebb a sav, annál disszociáltabb, ezért minél erősebb a sav, annál nagyobb a vezetőképesség.

A gyenge savak listája

• HF hidrogén-fluorid
• H 3 PO 4 foszforsav
• H 2 SO 3 kénes
• H 2 S hidrogén-szulfid
• H 2 CO 3 szén
• H 2 SiO 3 szilícium

Erős alapok

Az erős bázisok teljesen disszociálnak a vízben:

NaOH (oldat) + H 2 O ↔ NH 4

Az erős bázisok közé tartoznak az első (alkáli, alkálifém) és második (alkalinoterének, alkáliföldfémek) fém-hidroxidjai.

Az erős bázisok listája

• NaOH nátrium-hidroxid (marónátron)
• KOH-kálium-hidroxid (kálium-kálium)
• LiOH lítium-hidroxid
• Ba(OH)2 bárium-hidroxid
• Ca(OH)2 kalcium-hidroxid (oltott mész)

Gyenge alapok

BAN BEN reverzibilis reakció víz jelenlétében OH-ionokat képez:

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

A legtöbb gyenge bázis anion:

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

A gyenge bázisok listája

• Mg(OH) 2 magnézium-hidroxid
• Fe(OH) 2 vas(II)-hidroxid
• Zn(OH) 2 cink-hidroxid
• NH 4 OH ammónium-hidroxid
• Fe(OH) 3 vas(III)-hidroxid

Savak és bázisok reakciói

Erős sav és erős bázis

Ezt a reakciót közömbösítésnek nevezik: ha a reagensek mennyisége elegendő a sav és a bázis teljes disszociációjához, a kapott oldat semleges lesz.

Példa:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Gyenge bázis és gyenge sav

Általános forma reakciók:
Gyenge bázis (oldat) + H 2 O ↔ Gyenge sav (oldat) + OH - (oldat)

Erős bázis és gyenge sav

A bázis teljesen disszociál, a sav részben disszociál, a keletkező oldat gyenge bázis tulajdonságokkal rendelkezik:

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

Erős sav és gyenge bázis

A sav teljesen disszociál, a bázis nem disszociál teljesen:

A víz disszociációja

A disszociáció az anyag lebomlása alkotóelemei molekuláira. A sav vagy bázis tulajdonságai a vízben lévő egyensúlytól függenek:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (oldat) + OH - (oldat)
K c = / 2
A víz egyensúlyi állandója t=25°-on: K c = 1,83⋅10 -6, a következő egyenlőség is fennáll: = 10 -14, amit a víz disszociációs állandójának nevezünk. Tiszta víz esetén = = 10 -7, tehát -lg = 7,0.

Ezt az értéket (-lg) pH - hidrogénpotenciálnak nevezzük. Ha a pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, akkor az anyag alapvető tulajdonságokkal rendelkezik.

A pH meghatározásának módszerei

Instrumentális módszer

Egy speciális eszköz, a pH-mérő olyan eszköz, amely az oldatban lévő protonok koncentrációját elektromos jellé alakítja.

Mutatók

Olyan anyag, amely egy bizonyos pH-tartományban megváltoztatja a színét attól függően az oldat savassága Számos mutató használatával meglehetősen pontos eredményeket érhet el.

Só

A só egy ionos vegyület, amelyet a H+-tól eltérő kation és egy O2-tól eltérő anion alkot. Gyenge vizes oldatban a sók teljesen disszociálnak.

Sóoldat sav-bázis tulajdonságainak meghatározása, meg kell határozni, hogy mely ionok vannak jelen az oldatban, és figyelembe kell venni azok tulajdonságait: az erős savakból és bázisokból képződött semleges ionok nem befolyásolják a pH-t: nem szabadítanak fel sem H +, sem OH - ionokat a vízben. Például Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

A gyenge savakból képződött anionok lúgos tulajdonságokat mutatnak (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), a kationok lúgos tulajdonságok nem létezik.

Az első és második csoportba tartozó fémek kivételével minden kation savas tulajdonságokkal rendelkezik.

Pufferelési megoldás

Azok az oldatok, amelyek kis mennyiségű erős sav vagy erős bázis hozzáadásával megtartják pH-értéküket, főként a következőkből állnak:

• Egy gyenge sav, a megfelelő só és egy gyenge bázis keveréke
• Gyenge bázis, megfelelő só és erős sav

Egy bizonyos savasságú pufferoldat elkészítéséhez gyenge savat vagy bázist kell összekeverni a megfelelő sóval, figyelembe véve:

• pH-tartomány, amelyben a pufferoldat hatásos lesz
• Oldatkapacitás - az az erős sav vagy erős bázis mennyisége, amely hozzáadható az oldat pH-értékének befolyásolása nélkül
• Nem lehetnek olyan nem kívánt reakciók, amelyek megváltoztathatják az oldat összetételét

Teszt:

MEGHATÁROZÁS

Okok elektrolitoknak nevezzük, amelyek disszociációja során negatív ionokból csak OH-ionok keletkeznek:

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH - ;

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

Minden szervetlen bázis vízben oldható (lúg) - NaOH, KOH és vízben oldhatatlan (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2) kategóriába sorolható. A mutatott kémiai tulajdonságoktól függően a bázisok között megkülönböztetünk amfoter hidroxidot.

A bázisok kémiai tulajdonságai

Amikor az indikátorok szervetlen bázisok oldataira hatnak, azok színe megváltozik, így amikor egy bázis oldatba kerül, a lakmusz kék, a metilnarancs sárgává, a fenolftalein pedig bíborvörössé válik.

A szervetlen bázisok savakkal reagálva sót és vizet képeznek, a vízben oldhatatlan bázisok pedig csak vízoldható savakkal:

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

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.

A vízben oldhatatlan bázisok termikusan instabilak, pl. hevítéskor bomláson mennek keresztül oxidokká:

2Fe(OH)3 = Fe 2O 3 + 3 H2O;

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

A lúgok (vízoldható bázisok) reakcióba lépnek savas oxidok sók képződésével:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

A lúgok kölcsönhatási reakciókba (ORR) is képesek lépni néhány nemfémmel:

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2.

Egyes bázisok cserereakcióba lépnek sóval:

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

Az amfoter hidroxidok (bázisok) szintén gyenge savak tulajdonságait mutatják, és reagálnak lúgokkal:

Al(OH)3 + NaOH = Na.

Az amfoter bázisok közé tartoznak az alumínium- és cink-hidroxidok. króm (III) stb.

A bázisok fizikai tulajdonságai

A legtöbb bázis szilárd anyag, amelynek vízoldhatósága változó. A lúgok vízben oldódó bázisok, leggyakrabban szilárd anyagok. fehér. A vízben oldhatatlan bázisok különböző színűek lehetnek, például a vas(III)-hidroxid barna, az alumínium-hidroxid fehér, a réz(II)-hidroxid pedig kék szilárd anyag.

Indoklás

A bázisokat különböző módon állítják elő, például a reakcióval:

- csere

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

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

— aktív fémek vagy oxidjaik kölcsönhatása vízzel

2Li + 2H2O→2LiOH +H2;

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 ↓;

— vizes sóoldatok elektrolízise

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

Példák problémamegoldásra

1. PÉLDA

Gyakorlat	Számítsa ki az alumínium-oxid gyakorlati tömegét (a céltermék hozama 92%) a 23,4 g tömegű alumínium-hidroxid bomlási reakciójából!
Megoldás	Írjuk fel a reakcióegyenletet: 2Al(OH)3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Az alumínium-hidroxid moláris tömege, a kémiai elemek táblázata alapján számított D.I. Mengyelejev – 78 g/mol. Határozzuk meg az alumínium-hidroxid mennyiségét: v(Al(OH)3) = m(Al(OH)3)/M(Al(OH)3); v(Al(OH)3) = 23,4/78 = 0,3 mol. A v(Al(OH) 3) reakcióegyenlet szerint: v(Al 2 O 3) = 2:1, tehát az alumínium-oxid anyag mennyisége: v(Al203) = 0,5 × v(Al(OH)3); v(Al 2O 3) = 0,5 × 0,3 = 0,15 mol. Az alumínium-oxid moláris tömege, a kémiai elemek táblázata alapján számított D.I. Mengyelejev – 102 g/mol. Nézzük meg az alumínium-oxid elméleti tömegét: m(Al 2 O 3) th = 0,15 × 102 = 15,3 g. Ekkor az alumínium-oxid gyakorlati tömege: m(Al 2O 3) pr = m(Al 2O 3) th × 92/100; m(Al 2O 3) pr = 15,3 × 0,92 = 14 g.
Válasz	Az alumínium-oxid súlya - 14 g.

2. PÉLDA

Gyakorlat

Hajtson végre egy sor átalakítást: Fe → FeCl 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → Fe(NO 3) 3

Mielőtt a bázisok és az amfoter hidroxidok kémiai tulajdonságairól beszélnénk, világosan határozzuk meg, mik ezek?

1) A bázisok vagy bázikus hidroxidok közé tartoznak a +1 vagy +2 oxidációs állapotú fém-hidroxidok, azaz. amelyek képlete MeOH vagy Me(OH) 2 lehet. Vannak azonban kivételek. Így a Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 hidroxidok nem bázisok.

2) Az amfoter hidroxidok közé tartoznak a +3, +4 oxidációs állapotú fém-hidroxidok, valamint kivételként a Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 hidroxidok. Fém-hidroxidok oxidációs állapotban +4, in Egységes államvizsga-feladatok nem fordulnak elő, ezért nem veszik figyelembe.

A bázisok kémiai tulajdonságai

Minden alap a következőkre oszlik:

Ne feledjük, hogy a berillium és a magnézium nem alkáliföldfémek.

Amellett, hogy a lúgok vízben oldódnak, vizes oldatokban is nagyon jól disszociálnak, míg oldhatatlan bázisok alacsony a disszociáció mértéke.

A lúgok és az oldhatatlan hidroxidok közötti oldhatóság és disszociációs képesség különbsége viszont észrevehető különbségekhez vezet kémiai tulajdonságaikban. Így különösen a lúgok kémiailag aktívabb vegyületek, és gyakran képesek olyan reakciókba lépni, amelyeket az oldhatatlan bázisok nem.

Bázisok kölcsönhatása savakkal

A lúgok abszolút minden savval reagálnak, még a nagyon gyengékkel és az oldhatatlanokkal is. Például:

Az oldhatatlan bázisok szinte minden oldható savval reagálnak, de nem reagálnak az oldhatatlan kovasavval:

Meg kell jegyezni, hogy mind az erős, mind a gyenge bázisok általános képlet A Me(OH)2 típusú savhiány esetén bázikus sókat képezhet, például:

Kölcsönhatás savas oxidokkal

A lúgok reagálnak minden savas oxiddal, sókat és gyakran vizet képezve:

Az oldhatatlan bázisok képesek reagálni a stabil savaknak megfelelő összes magasabb sav-oxiddal, például P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, közepes sókat képezve:

A Me(OH) 2 formájú oldhatatlan bázisok víz jelenlétében reagálnak a szén-dioxid kizárólag bázikus sók képződésével. Például:

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

Kivételes tehetetlensége miatt csak a legerősebb bázisok, lúgok lépnek reakcióba a szilícium-dioxiddal. Ebben az esetben normál sók képződnek. A reakció nem megy végbe oldhatatlan bázisokkal. Például:

Bázisok kölcsönhatása amfoter oxidokkal és hidroxidokkal

Minden lúg reagál amfoter oxidokkal és hidroxidokkal. Ha a reakciót amfoter oxid vagy hidroxid szilárd lúggal való olvasztásával hajtjuk végre, ez a reakció hidrogénmentes sók képződéséhez vezet:

Ha lúgok vizes oldatait használjuk, akkor hidroxo-komplex sók képződnek:

Alumínium esetében tömény lúg feleslegének hatására Na-só helyett Na3-só képződik:

Bázisok kölcsönhatása sókkal

Bármely bázis csak akkor lép reakcióba bármely sóval, ha két feltétel egyidejűleg teljesül:

1) a kiindulási vegyületek oldhatósága;

2) csapadék vagy gáz jelenléte a reakciótermékek között

Például:

Aljzatok hőstabilitása

A Ca(OH) 2 kivételével minden lúg ellenáll a hőnek és az olvadásnak, bomlás nélkül.

Az összes oldhatatlan bázis, valamint a gyengén oldódó Ca(OH) 2 hevítés hatására bomlik. A kalcium-hidroxid legmagasabb bomlási hőmérséklete körülbelül 1000 o C:

Az oldhatatlan hidroxidok sokkal többet tartalmaznak alacsony hőmérsékletek bomlás. Például a réz(II)-hidroxid már 70 o C feletti hőmérsékleten lebomlik:

Az amfoter hidroxidok kémiai tulajdonságai

Amfoter hidroxidok kölcsönhatása savakkal

Az amfoter hidroxidok erős savakkal reagálnak:

Amfoter fém-hidroxidok oxidációs állapotban +3, azaz. típusú Me(OH) 3, nem reagál olyan savakkal, mint a H 2 S, H 2 SO 3 és H 2 CO 3, mivel az ilyen reakciók eredményeként képződő sók visszafordíthatatlan hidrolízisnek vannak kitéve. az eredeti amfoter hidroxid és a megfelelő sav:

Amfoter hidroxidok kölcsönhatása savas oxidokkal

Az amfoter hidroxidok nagyobb oxidokkal reagálnak, amelyek stabil savaknak felelnek meg (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoter fém-hidroxidok oxidációs állapotban +3, azaz. típusú Me(OH) 3, nem lép reakcióba savas SO 2 és CO 2 oxidokkal.

Amfoter hidroxidok kölcsönhatása bázisokkal

A bázisok közül az amfoter hidroxidok csak lúgokkal lépnek reakcióba. Ebben az esetben, ha lúg vizes oldatát használjuk, akkor hidroxo-komplex sók képződnek:

És amikor az amfoter hidroxidokat szilárd lúgokkal olvasztják össze, vízmentes analógjaikat kapják:

Amfoter hidroxidok kölcsönhatása bázikus oxidokkal

Az amfoter hidroxidok reakcióba lépnek, ha alkáli- és alkáliföldfém-oxidokkal olvadnak össze:

Amfoter hidroxidok termikus bomlása

Minden amfoter hidroxid nem oldódik vízben, és mint minden oldhatatlan hidroxid, hevítéskor a megfelelő oxiddá és vízzé bomlik.

Bázisok (hidroxidok) – összetett anyagok, amelynek molekulái egy vagy több hidroxi-OH csoportot tartalmaznak. A bázisok leggyakrabban fématomból és OH-csoportból állnak. Például a NaOH nátrium-hidroxid, a Ca(OH) 2 kalcium-hidroxid stb.

Van egy bázis - ammónium-hidroxid, amelyben a hidroxicsoport nem a fémhez, hanem az NH 4 + -ionhoz (ammóniumkation) kapcsolódik. Ammónium-hidroxid képződik, amikor az ammóniát vízben oldják (a víz ammóniához való hozzáadásának reakciója):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammónium-hidroxid).

A hidroxilcsoport vegyértéke 1. Az alapmolekulában lévő hidroxilcsoportok száma a fém vegyértékétől függ, és ezzel egyenlő. Például NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 stb.

Minden ok - szilárd anyagok, amelyek különböző színűek. Egyes bázisok jól oldódnak vízben (NaOH, KOH stb.). A legtöbbjük azonban nem oldódik vízben.

A vízben oldódó bázisokat lúgoknak nevezzük. A lúgos oldatok „szappanosak”, csúszósak és meglehetősen maró hatásúak. A lúgok közé tartoznak az alkáli- és alkáliföldfémek hidroxidjai (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 stb.). A többi oldhatatlan.

Oldhatatlan bázisok- ezek amfoter hidroxidok, amelyek savakkal kölcsönhatásba lépve bázisként működnek, és úgy viselkednek, mint a savak lúgokkal.

A különböző bázisok eltérő képességekkel rendelkeznek a hidroxicsoportok eltávolítására, ezért erős és gyenge bázisokra osztják őket.

Az erős bázisok vizes oldatokban könnyen feladják hidroxilcsoportjaikat, de a gyenge bázisok nem.

Kémiai tulajdonságok okokból

A bázisok kémiai tulajdonságait a savakkal, savanhidridekkel és sókkal való kapcsolatuk jellemzi.

1. A mutatókra vonatkozó törvény. Az indikátorok színe megváltozik, attól függően, hogy kölcsönhatásba lépnek a különböző vegyszerek. Semleges oldatokban egy, savas oldatban más színük van. A bázisokkal való kölcsönhatás során megváltoztatják a színüket: a metilnarancssárga indikátor elfordul sárga, lakmuszjelző - be Kék szín, és a fenolftaleinből fukszia lesz.

2. Kölcsönhatásba lép a savas oxidokkal só és víz képződése:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagálni savakkal, sót és vizet képezve. A bázis reakcióját savval közömbösítési reakciónak nevezzük, mivel ennek befejeződése után a közeg semlegessé válik:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reagál sókkalúj só és bázis kialakítása:

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

5. Melegítéskor vízre és fő oxidra bomlhatnak:

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

Van még kérdése? Szeretne többet megtudni az alapozókról?
Segítséget kérni egy oktatótól -.
Az első óra ingyenes!

blog.site, az anyag teljes vagy részleges másolásakor az eredeti forrásra mutató hivatkozás szükséges.