Kiseli hidroksidi su neorganska jedinjenja hidroksilne grupe -OH i metala ili nemetala sa oksidacionim stanjem +5, +6. Drugi naziv su anorganske kiseline koje sadrže kiseonik. Njihova karakteristika je eliminacija protona tokom disocijacije.

Klasifikacija hidroksida

Hidroksidi se još nazivaju hidroksidi i hidrati. Gotovo svi ih imaju hemijski elementi, neki imaju široku upotrebu u prirodi, na primjer, minerali hidrargilit i brucit su hidroksidi aluminija, odnosno magnezija.

Razlikuju se sljedeće vrste hidroksida:

• osnovni;
• amfoterično;
• kiselina.

Klasifikacija se zasniva na tome da li je oksid koji formira hidroksid bazni, kiseli ili amfoterni.

Opća svojstva

Najveći interes su kiselinsko-bazna svojstva oksida i hidroksida, jer o njima ovisi mogućnost reakcija. Da li će hidroksid pokazati kisela, bazična ili amfoterna svojstva ovisi o jačini veze između kisika, vodika i elementa.

Na jačinu utječe jonski potencijal, s povećanjem u kojem slabe osnovna svojstva hidroksida, a rastu kisela svojstva hidroksida.

Viši hidroksidi

Viši hidroksidi su jedinjenja u kojima je formirajući element u najvišem oksidacionom stanju. Ovo su među svim vrstama u klasi. Primjer baze je magnezijum hidroksid. Aluminijum hidroksid je amfoteran, dok se perhlorna kiselina može klasifikovati kao kiseli hidroksid.

Promjena karakteristika ovih supstanci u zavisnosti od formirajućeg elementa može se pratiti prema periodičnom sistemu D. I. Mendeljejeva. Kisela svojstva viših hidroksida rastu s lijeva na desno, dok metalna svojstva, respektivno, slabe u tom smjeru.

Bazični hidroksidi

U užem smislu, ovaj tip se naziva baza, jer se OH anjon odcijepi tokom svoje disocijacije. Najpoznatija od ovih jedinjenja su alkalije, na primer:

• Gašeno vapno Ca(OH) 2 koji se koristi u sobama za krečenje, štavljenje kože, priprema antifungalnih tečnosti, maltera i betona, omekšavanje vode, proizvodnja šećera, izbeljivača i đubriva, kaustifikacija natrijevih i kalijevih karbonata, neutralizacija kiselih rastvora, detekcija ugljen-dioksida, redukcija, dezinfekcija otpornost zemlja, kao dodatak hrani.
• Kaustična potaša KOH koja se koristi u fotografiji, preradi nafte, prehrambenoj, papirnoj i metalurškoj proizvodnji, kao i alkalna baterija, neutralizator kiseline, katalizator, čistač plina, pH regulator, elektrolit, komponenta deterdženata, tekućine za bušenje, boje, gnojiva, organski kalijum i anorganske supstance, pesticidi, farmaceutski preparati za lečenje bradavica, sapuni, sintetička guma.
• NaOH, neophodan za industriju celuloze i papira, saponifikaciju masti u proizvodnji deterdženata, neutralizaciju kiselina, proizvodnju biodizel goriva, rastvaranje blokada, otplinjavanje toksičnih materija, preradu pamuka i vune, pranje kalupi, proizvodnja hrane, kozmetologija, fotografija.

Osnovni hidroksidi nastaju kao rezultat interakcije s vodom odgovarajućih metalnih oksida, u velikoj većini slučajeva sa oksidacijskim stanjem +1 ili +2. To uključuje alkalne, zemnoalkalne i prelazne elemente.

Osim toga, baze se mogu dobiti na sljedeće načine:

• interakcija alkalija sa soli nisko aktivnog metala;
• reakcija između alkalnog ili zemnoalkalnog elementa i vode;
• elektroliza vodenog rastvora soli.

Kiseli i bazični hidroksidi međusobno djeluju kako bi formirali sol i vodu. Ova reakcija se naziva neutralizacija i ima veliki značaj za titrimetrijsku analizu. Osim toga, koristi se u svakodnevnom životu. Kada se prolije kiselina, opasan reagens se može neutralizirati sodom, a ocat se koristi za lužinu.

Osim toga, bazični hidroksidi pomjeraju ionsku ravnotežu tokom disocijacije u rastvoru, što se manifestuje promjenom boja indikatora, te ulaze u reakcije izmjene.

Kada se zagriju, nerastvorljiva jedinjenja se razlažu na oksid i vodu, a lužine se tope. a kiseli oksid formiraju sol.

Amfoterni hidroksidi

Neki elementi, u zavisnosti od uslova, pokazuju ili bazična ili kisela svojstva. Hidroksidi na njihovoj osnovi nazivaju se amfoternim. Lako ih je prepoznati po metalu uključenom u sastav, koji ima oksidacijsko stanje +3, +4. Na primjer, bijela želatinasta supstanca - aluminij hidroksid Al (OH) 3, koja se koristi u prečišćavanju vode zbog svog visokog adsorbirajućeg kapaciteta, u proizvodnji cjepiva kao supstanca koja pojačava imunološki odgovor, u medicini za liječenje bolesti zavisnih od kiseline. bolesti gastrointestinalnog trakta. Također je često uključen u plastiku koja usporava plamen i djeluje kao nosač za katalizatore.

Ali postoje izuzeci kada je vrijednost oksidacijskog stanja elementa +2. Ovo je tipično za berilijum, kalaj, olovo i cink. Hidroksid posljednjeg metala Zn(OH) 2 ima široku primjenu u kemijskoj industriji, prvenstveno za sintezu različitih spojeva.

Amfoterni hidroksid se može dobiti reakcijom rastvora soli prelaznog metala sa razblaženom alkalijom.

Amfoterni hidroksid i kiseli oksid, alkalija ili kiselina tvore sol prilikom interakcije. Zagrijavanjem hidroksida dolazi do njegovog razlaganja na vodu i metahidroksid, koji se daljnjim zagrijavanjem pretvara u oksid.

Amfoterni i kiseli hidroksidi se ponašaju slično u alkalnom mediju. U interakciji s kiselinama, amfoterni hidroksidi djeluju kao baze.

Kiseli hidroksidi

Ovaj tip karakterizira prisustvo u sastavu elementa u oksidacijskom stanju od +4 do +7. U rastvoru, oni su u stanju da doniraju vodikov kation ili prihvate elektronski par i formiraju se kovalentna veza. Najčešće jesu stanje agregacije tečnosti, ali među njima ima i čvrstih materija.

Formira hidroksidni kiseli oksid sposoban za stvaranje soli i koji sadrži nemetal ili prijelazni metal. Oksid nastaje kao rezultat oksidacije nemetala, razgradnje kiseline ili soli.

Kiseli se manifestuju u njihovoj sposobnosti da boje indikatore, otapaju aktivne metale uz oslobađanje vodonika i reaguju sa bazama i bazičnim oksidima. Njihova karakteristična karakteristika je učešće u redoks reakcijama. Tokom hemijski proces vezuju negativno naelektrisane elementarne čestice. Sposobnost da djeluje kao akceptor elektrona slabi nakon razrjeđivanja i pretvaranja u soli.

Tako je moguće razlikovati ne samo kiselinsko-bazna svojstva hidroksida, već i oksidirajuća.

Azotna kiselina

HNO 3 se smatra jakom jednobaznom kiselinom. Veoma je otrovan, ostavlja čireve na koži sa žutim mrljama na integumentu, a njegove pare trenutno nadražuju respiratornu sluznicu. Zastarjeli naziv je jaka votka. Spada u kisele hidrokside, u vodenim otopinama potpuno se disocira na ione. Spolja izgleda kao bezbojna tečnost koja dimi u vazduhu. Vodena otopina se smatra koncentriranom, koja uključuje 60 - 70% tvari, a ako sadržaj prelazi 95%, naziva se dimeća dušična kiselina.

Što je veća koncentracija, to je tekućina tamnija. Može imati čak i smeđu boju zbog raspadanja na oksid, kiseonik i vodu na svetlu ili uz blago zagrevanje, pa ga treba čuvati u tamnoj staklenoj posudi na hladnom mestu.

Hemijska svojstva kiselog hidroksida su takva da se može destilirati bez raspadanja samo pod sniženim pritiskom. S njim reagiraju svi metali osim zlata, nekih predstavnika platinske grupe i tantala, ali konačni proizvod ovisi o koncentraciji kiseline.

Na primjer, 60% supstanca, kada je u interakciji sa cinkom, daje dušikov dioksid kao preovlađujući nusproizvod, 30% - monoksid, 20% - dizot oksid (gas za smijeh). Još niže koncentracije od 10% i 3% daju jednostavnu tvar dušik u obliku plina i amonijum nitrata, respektivno. Tako se iz kiseline mogu dobiti različita nitro jedinjenja. Kao što se može vidjeti iz primjera, što je niža koncentracija, to je dublja redukcija dušika. Takođe utiče na aktivnost metala.

Supstanca može otopiti zlato ili platinu samo u sastavu aqua regia - mješavine tri dijela klorovodične i jedne dušične kiseline. Staklo i politetrafluoroetilen su otporni na njega.

Osim metala, tvar reagira s bazičnim i amfoternim oksidima, bazama i slabim kiselinama. U svim slučajevima rezultat su soli, sa nemetalima - kiseline. Ne odvijaju se sve reakcije bezbedno, na primer, amini i terpentin se spontano zapale kada su u kontaktu sa hidroksidom u koncentrisanom stanju.

Soli se nazivaju nitrati. Kada se zagriju, oni se raspadaju ili pokazuju oksidirajuća svojstva. U praksi se koriste kao gnojiva. Praktično se ne pojavljuju u prirodi zbog svoje visoke topljivosti, stoga se sve soli osim kalija i natrija dobivaju umjetno.

Sama kiselina se dobiva iz sintetiziranog amonijaka i po potrebi se koncentrira na nekoliko načina:

• pomeranje ravnoteže povećanjem pritiska;
• zagrijavanje u prisustvu sumporne kiseline;
• destilacija.

Nadalje, koristi se u proizvodnji mineralnih đubriva, boja i lijekova, vojnoj industriji, štafelajnoj grafiki, nakitu i organskoj sintezi. Povremeno se u fotografiji koristi razrijeđena kiselina za zakiseljavanje otopina za nijansiranje.

Sumporna kiselina

H 2 SO 4 je jaka dvobazna kiselina. Izgleda kao bezbojna teška uljasta tečnost, bez mirisa. Zastarjeli naziv je vitriol (vodeni rastvor) ili ulje vitriola (mješavina sa sumpor-dioksidom). Ovaj naziv je dobio zbog činjenice da početkom XIX Vekovima se sumpor proizvodi u biljkama vitriola. Odajući počast tradiciji, sulfatni hidrati se i danas nazivaju vitriol.

Proizvodnja kiseline je uspostavljena u industrijske razmjere i iznosi oko 200 miliona tona godišnje. Dobiva se oksidacijom sumpordioksida kisikom ili dušikovim dioksidom u prisustvu vode, ili reakcijom sumporovodika sa bakarnim, srebrnim, olovnim ili živinim sulfatom. Dobivena koncentrirana tvar je jako oksidacijsko sredstvo: istiskuje halogene iz odgovarajućih kiselina, pretvara ugljik i sumpor u kisele okside. Hidroksid se zatim redukuje u sumpor-dioksid, sumporovodik ili sumpor. Razrijeđena kiselina obično ne pokazuje oksidirajuća svojstva i stvara srednje i kisele soli ili estre.

Supstanca se može otkriti i identificirati reakcijom s rastvorljivim solima barija, zbog čega se taloži bijeli precipitat sulfata.

Nadalje, kiselina se koristi u preradi ruda, proizvodnji mineralnih đubriva, hemijskih vlakana, boja, za stvaranje dima i eksploziva, razne industrije, organska sinteza, kao elektrolit, za dobijanje mineralnih soli.

Ali upotreba je povezana s određenim opasnostima. Korozivna supstanca izaziva hemijske opekotine u kontaktu sa kožom ili sluzokožom. Prilikom udisanja prvo se javlja kašalj, a potom - upalne bolesti larinksa, dušnika i bronha. Prekoračenje maksimalno dozvoljene koncentracije od 1 mg po kubnom metru je smrtonosno.

Pare sumporne kiseline možete sresti ne samo u specijalizovanim industrijama, već iu atmosferi grada. To se dešava kada hemijska i metalurška postrojenja emituju okside sumpora, koji potom padaju kao kisele kiše.

Sve ove opasnosti dovele su do toga da je cirkulacija sa više od 45% masene koncentracije u Rusiji ograničena.

sumporna kiselina

H 2 SO 3 je slabija kiselina od sumporne kiseline. Njegova formula se razlikuje samo po jednom atomu kisika, ali to ga čini nestabilnim. Nije izoliran u slobodnom stanju, postoji samo u razrijeđenim vodenim otopinama. Mogu se prepoznati po specifičnom oštrom mirisu, koji podsjeća na spaljenu šibicu. I potvrditi prisustvo sulfitnog jona - reakcijom s kalijevim permanganatom, zbog čega crveno-ljubičasta otopina postaje bezbojna.

Tvar pod različitim uvjetima može djelovati kao redukcijsko i oksidacijsko sredstvo, formirati kisele i srednje soli. Koristi se za konzerviranje hrane, dobijanje celuloze iz drveta, kao i za delikatno beljenje vune, svile i drugih materijala.

Ortofosforna kiselina

H 3 RO 4 je kiselina srednje jačine, koja izgleda kao bezbojni kristali. Ortofosforna kiselina se naziva i 85% rastvor ovih kristala u vodi. Izgleda kao sirupasta tečnost bez mirisa koja je sklona hipotermiji. Zagrijavanje iznad 210 stepeni Celzijusa dovodi do njegove transformacije u pirofosfornu kiselinu.

Ortofosforna kiselina je visoko rastvorljiva u vodi, neutralisana alkalijama i amonijak hidratom, reaguje sa metalima i formira polimerna jedinjenja.

Supstancu možete dobiti na različite načine:

• rastvaranje crvenog fosfora u vodi pod pritiskom, na temperaturi od 700-900 stepeni, koristeći platinu, bakar, titan ili cirkonijum;
• ključanje crvenog fosfora u koncentrovanoj dušičnoj kiselini;
• dodavanje vruće koncentrirane dušične kiseline fosfinu;
• oksidacija kiseonika fosfina na 150 stepeni;
• izlaganje tetrafosfor dekaozidu sa temperaturom od 0 stepeni, zatim njegovo postepeno povećanje na 20 stepeni i glatki prelazak na ključanje (voda je potrebna u svim fazama);
• otapanjem pentaklorida ili fosfor oksid trihlorida u vodi.

Primjena dobivenog proizvoda je široka. Pomaže u smanjenju površinski napon i uklanjaju okside sa površina koje se pripremaju za lemljenje, čiste metale od rđe i stvaraju zaštitni film na njihovoj površini koji sprečava dalju koroziju. Osim toga, ortofosforna kiselina se koristi u industrijskim zamrzivačima i za istraživanja u molekularnoj biologiji.

Takođe, jedinjenje je deo vazduhoplovnih hidrauličnih tečnosti, aditiva za hranu i regulatora kiselosti. Koristi se u uzgoju krzna za prevenciju urolitijaze kura i u stomatologiji za manipulacije prije punjenja.

pirofosforna kiselina

H 4 P 2 O 7 je kiselina koja se karakteriše kao jaka u prvom koraku i slaba u ostatku. Topi se bez raspadanja, jer ovaj proces zahtijeva zagrijavanje u vakuumu ili prisustvo jakih kiselina. Neutralizira se alkalijama i reagira s vodikovim peroksidom. Nabavite ga na jedan od sljedećih načina:

• raspadanje tetrafosfor dekaoksida u vodi na nultoj temperaturi, a zatim zagrijavanje na 20 stupnjeva;
• zagrijavanje ortofosforne kiseline do 150 stupnjeva;
• interakcija koncentrovane fosforne kiseline sa tetrafosfor dekaoksidom na 80-100 stepeni.

Proizvod se uglavnom koristi za proizvodnju đubriva.

Pored ovih, postoje i mnogi drugi predstavnici kiselih hidroksida. Svaki od njih ima svoje karakteristike i karakteristike, ali općenito, kisela svojstva oksida i hidroksida leže u njihovoj sposobnosti da odvajaju vodonik, razlažu, komuniciraju s alkalijama, solima i metalima.

Hidroksidi- ovo je elektrolit prilikom čije disocijacije u vodenim otopinama nastaju metalni kation i negativno nabijeni hidroksidni anion.

Hidroksidi, osim: baza alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i amfoternih hidroksida, praktično su nerastvorljivi u vodi.

Bazni hidroksidi (baze) - samo hidroksidi metala sa oksidacionim stanjem +1, +2

A M F O T E R N Y E. HY D R O X I D Y.

Amfoterni hidroksidi- to su hidroksidi koji, kada se disociraju u vodenim otopinama, mogu formirati i H + i OH -

Amfoterni hidroksidi, hidroksidi metala sa oksidacionim stanjem +3, +4 i nekoliko metala sa oksidacionim stanjem +2

Svojstva:

1. Amfoterni hidroksidi reaguju sa alkalijama.

2. Amfoterni hidroksidi reaguju sa kiselinama.

KISELA E. HIDRO OKSID.

Kiseli hidroksidi- hidroksidi koji pokazuju svojstva kiselina - HNO 3, H 3 PO 4

Svojstva:

Svojstva kiselih hidroksida su, respektivno, suprotna osobinama alkalnih hidroksida.

Pitanje 18

Pitanje 19 (vidi pitanje 11!!)

Pitanje 20

Koncept funkcije države. Primjeri.

Funkcija stanja sistema − neka analitička funkcija koja zavisi od termodinamičkih parametara sistema u datom stanju. Vrijednost ne zavisi od istorije sistema, a kada se prelazi iz jednog stanja u drugo, ne zavisi od putanje procesa. Ono je određeno samo početnim i konačnim stanjem sistema.

∆U 1,2 \u003d U 2 -U 1

Pitanje 21

Sol. Klasifikacija. Strukturne formule. Potvrda.

soli:

Kiselo 2) Srednje 3) Osnovno

Srednja sol- ovo je elektrolit prilikom čije disocijacije u vodenom rastvoru nastaju metalni kation i anjon kiselinskog ostatka

Uslovi za dobijanje srednje soli

H 2 CO 2 + 2NaOH \u003d 2Na 2 CO 3 + 2H 2 O

Srednja sol nastaje kada se reakcija odvija u striktno stehiometrijskim omjerima

Kisela sol- ovo je element prilikom čije disocijacije nastaju metalni kation, vodikov kation i anjon kiselinskog ostatka

Uslovi za dobijanje kiselih soli

H 2 CO 3 + NaOH \u003d NaHCO 3 + H 2 O

Kiselinske soli dobijene sa viškom kiseonika.

Bazične soli- ovo je elektrolit prilikom čije disocijacije nastaje katjon metala hidroksid anion i anjon kiselinskog ostatka

Potvrda:

Kiselina + baza

Kiselina + bazični oksid
kiselina + so
sol + sol

Baza + kiselinski oksid
lug + sol
bazični oksid + kiseli oksid
metal + nemetal
metal + kiselina
metal + sol

Pitanje 22

Entalpija i entropija stvaranja hemijskih supstanci.

Entropija- funkcija stanja sistema koja pokazuje smjer procesa u prirodi. Mjera haosa i nereda u sistemu.

Entalpija je mjera energije koju akumulira supstanca tokom njenog formiranja

Kada je entropija maksimalna, entalpija je minimalna i obrnuto.

Pitanje 23

Vrste hem. veze.

elektronegativnost - sposobnost atoma da povuku gustinu elektrona na sebe.

kovalentna veza - potrebna je dvoatomska veza, 2 atoma i 2 elektrona. (snažna veza, lokalizirana)

jonska veza - granični slučaj kovalentne polarne veze; elektrostatička interakcija koja se javlja između kationa i anjona.

Univerzalni priključak - van der Waalsova intermolekularna

Specifično

1) Metal. Svi elektroni formiraju elektronski gas

2) Vodikova veza. Zasnovano na svojstvu atoma H vezanih vrlo elektronegativnim elementom.

Pitanje 24.

Temelji – složene supstance, koji se sastoji od atoma metala i jedne ili više hidroksilnih grupa. Opća formula baza ja(OH) n . Baze (sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije) su elektroliti koji se rastvaraju u vodi sa stvaranjem metalnih kationa i hidroksidnih jona OH -.

Klasifikacija. Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, baze se dele na alkalije(baze rastvorljive u vodi) i baze nerastvorljive u vodi . Alkalije formiraju alkalne i zemnoalkalne metale, kao i neke druge metalne elemente. Prema kiselosti (broju OH - jona nastalih tokom potpune disocijacije, odnosno broju koraka disocijacije), baze se dijele na pojedinačna kiselina (sa potpunom disocijacijom dobija se jedan OH ion; jedna faza disocijacije) i polikiselina (sa potpunom disocijacijom, dobija se više od jednog jona OH; više od jednog koraka disocijacije). Među polikiselim bazama postoje dvo-kiselina(na primjer, Sn(OH) 2 ), triacid(Fe (OH) 3) i četiri kiseline (Th(OH)4). Jedna kiselina je, na primjer, baza KOH.

Odredite grupu hidroksida koji pokazuju hemijsku dualnost. U interakciji su i sa bazama i sa kiselinama. to amfoterni hidroksidi ( cm. tabela 1).

Tabela 1 - Amfoterni hidroksidi

fizička svojstva. Baze su čvrste materije različitih boja i različite rastvorljivosti u vodi.

Hemijska svojstva baza

1) Disocijacija: KOH + n H 2 O K + × m H 2 O + OH - × d H 2 O ili skraćeno: KOH K + + OH -.

Polikiselinske baze se disociraju u nekoliko koraka (uglavnom do disocijacije dolazi u prvom koraku). Na primjer, dvokiselinska baza Fe (OH) 2 disocira u dva koraka:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 stepen);

FeOH + Fe 2+ + OH - (faza 2).

2) Interakcija sa indikatorima(alkalije postaju ljubičaste lakmus plave, metilnarandžasto žute, a fenolftalein maline):

indikator + OH - ( alkalija) obojeni spoj.

3 ) Raspadanje sa stvaranjem oksida i vode (vidi. tabela 2). Hidroksidi alkalni metali su otporni na toplotu (topi se bez raspadanja). Hidroksidi zemnoalkalnih i teških metala obično se lako razlažu. Izuzetak je Ba(OH) 2, u kojem t razlika je dovoljno visoka (približno 1000° C).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.

Tabela 2 – Temperature raspadanja nekih metalnih hidroksida

4 ) Interakcija alkalija sa nekim metalima(npr. Al i Zn):

U rastvoru: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.

Kada je fuzionisan: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) Interakcija alkalija sa nemetalima:

6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.

6) Interakcija alkalija sa kiselim i amfoternim oksidima:

2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H 2 O.

U rastvoru: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Kada se spoji sa amfoternim oksidom: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reakcija baza sa kiselinama:

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH - ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn (OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.

8) Interakcija alkalija sa amfoternim hidroksidima(cm. tabela 1):

U rastvoru: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Kada je fuzionisan: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) Interakcija alkalija sa solima. Soli reagiraju s bazom koja je nerastvorljiva u vodi. :

CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.

Potvrda. Baze nerastvorljive u vodi dobijeno reakcijom odgovarajuće soli sa alkalijom:

2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2 ¯.

Alkalije primaju:

1) Interakcija metalnog oksida s vodom:

Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca (OH) 2.

2) Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala sa vodom:

2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2.

3) Elektroliza rastvora soli:

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

4 ) Izmjenska interakcija hidroksida zemnoalkalnih metala sa nekim solima. U toku reakcije nužno se mora dobiti nerastvorljiva so. .

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 - ® BaCO 3 ¯.

L.A. Yakovishin

baze (hidroksidi)- složene supstance čiji molekuli imaju jednu ili više OH hidroksilnih grupa u svom sastavu. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH grupe. Na primjer, NaOH je natrijum hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijum hidroksid, itd.

Postoji baza - amonijum hidroksid, u kojoj je hidroksi grupa vezana ne za metal, već za NH 4 + ion (amonijum kation). Amonijum hidroksid nastaje otapanjem amonijaka u vodi (reakcije dodavanja vode u amonijak):

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

Valencija hidroksilne grupe je 1. Broj hidroksilnih grupa u osnovnoj molekuli zavisi od valencije metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, itd.

Svi tereni - čvrste materije koje imaju različite boje. Neke baze su visoko rastvorljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina ih se ne otapa u vodi.

Baze rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. Alkalne otopine su "sapunaste", klizave na dodir i prilično jetke. Alkalije uključuju hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, itd.). Ostali su nerastvorljivi.

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

Različite baze se razlikuju po sposobnosti odvajanja hidroksi grupa, pa se prema osobinama dijele na jake i slabe baze.

Jake baze lako doniraju svoje hidroksilne grupe u vodenim rastvorima, ali slabe baze ne.

Hemijska svojstva baza

Hemijska svojstva baza karakteriziraju njihove veze s kiselinama, anhidridima kiselina i solima.

1. Djelujte prema indikatorima. Indikatori mijenjaju svoju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalije. U neutralnim otopinama - imaju jednu boju, u kiselim otopinama - drugu. U interakciji s bazama, one mijenjaju svoju boju: indikator metil narandže se pretvara u žuta, lakmus indikator postaje plav, a fenolftalein postaje fuksija.

2. komunicirati sa kiseli oksidi With stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguje sa kiselinama, formiranje soli i vode. Reakcija interakcije baze s kiselinom naziva se reakcija neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reaguje sa solima formiranje nove soli i baze:

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

5. Može se razgraditi na vodu i bazični oksid kada se zagrijava:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

Imate bilo kakvih pitanja? Želite saznati više o fondacijama?
Da dobijete pomoć tutora - registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.

Prije diskusije o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, hajdemo jasno definirati što je to?

1) Baze ili bazni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +1 ili +2, tj. čije su formule napisane ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje izuzeci. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) Amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacionom stanju +3, +4 i, kao izuzetak, hidrokside Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacionom stanju +4, in USE zadatke ne ispunjavaju, stoga se neće uzeti u obzir.

Hemijska svojstva baza

Sve baze su podeljene na:

Podsjetimo da berilij i magnezijum nisu zemnoalkalni metali.

Osim što su rastvorljive u vodi, alkalije se veoma dobro disociraju i u vodenim rastvorima, dok nerastvorljive baze imaju nizak stepen disocijacije.

Ova razlika u rastvorljivosti i sposobnosti disociacije između alkalija i nerastvorljivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do uočljivih razlika u njihovim hemijskim svojstvima. Dakle, posebno su alkalije hemijski aktivnija jedinjenja i često su sposobne da uđu u one reakcije u koje ne ulaze nerastvorljive baze.

Reakcija baza sa kiselinama

Alkalije reaguju sa apsolutno svim kiselinama, čak i sa vrlo slabim i nerastvorljivim. Na primjer:

Nerastvorne baze reaguju sa skoro svim rastvorljivim kiselinama, ne reaguju sa nerastvorljivom silicijumskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze sa opšta formula vrsta Me (OH) 2 može formirati bazične soli uz nedostatak kiseline, na primjer:

Interakcija sa kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima i formiraju soli i često vodu:

Nerastvorljive baze mogu reagirati sa svim višim kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, sa stvaranjem srednjih soli:

Nerastvorljive baze oblika Me (OH) 2 reaguju u prisustvu vode sa ugljen-dioksidom isključivo sa stvaranjem bazičnih soli. Na primjer:

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

Sa silicijum dioksidom, zbog njegove izuzetne inertnosti, reaguju samo najjače baze, alkalije. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s nerastvorljivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve alkalije reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija izvodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida sa čvrstom alkalijom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine alkalija, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:

U slučaju aluminijuma, pod dejstvom viška koncentrovane alkalije, umesto Na soli nastaje Na 3 so:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reaguje sa bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uslova:

1) rastvorljivost polaznih jedinjenja;

2) prisustvo taloga ili gasa među produktima reakcije

Na primjer:

Termička stabilnost baza

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

Sve nerastvorljive baze, kao i slabo rastvorljivi Ca (OH) 2, raspadaju se pri zagrevanju. Većina toplota raspadanje kalcijum hidroksida - oko 1000 o C:

Nerastvorljivi hidroksidi imaju mnogo niže temperature raspadanja. Tako se, na primjer, bakar (II) hidroksid razlaže već na temperaturama iznad 70 o C:

Hemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselinama

Amfoterni hidroksidi reaguju sa jakim kiselinama:

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. 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 soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi na originalni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Interakcija amfoternih hidroksida sa kiselim oksidima

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

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacionom stanju, tj. tipa Me (OH) 3, ne reaguju sa kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reaguju samo sa alkalijama. U ovom slučaju, ako se koristi vodeni rastvor alkalija, tada nastaju soli hidrokso kompleksa:

A kada se amfoterni hidroksidi stapaju sa čvrstim alkalijama, dobijaju se njihovi bezvodni analozi:

Interakcija amfoternih hidroksida sa bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reaguju kada su fuzionisani sa oksidima alkalnih i zemnoalkalnih metala:

Termička razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su nerastvorljivi u vodi i, kao i svi nerastvorljivi hidroksidi, raspadaju se kada se zagreju do odgovarajućeg oksida i vode.