Hidroxizii acizi sunt compuși anorganici ai grupării hidroxil -OH și un metal sau nemetal cu o stare de oxidare de +5, +6. Un alt nume este acizii anorganici care conțin oxigen. Caracteristica lor este eliminarea unui proton în timpul disocierii.

Clasificarea hidroxizilor

Hidroxizii sunt numiți și hidroxizi și hidrați. Aproape toată lumea le are elemente chimice, unii au utilizare largăîn natură, de exemplu, mineralele hidrargilita și brucitul sunt hidroxizi de aluminiu și, respectiv, de magneziu.

Se disting următoarele tipuri de hidroxizi:

• de bază;
• amfoter;
• acid.

Clasificarea se bazează pe dacă oxidul care formează hidroxidul este bazic, acid sau amfoter.

Proprietăți generale

De cel mai mare interes sunt proprietățile acido-bazice ale oxizilor și hidroxizilor, deoarece de acestea depinde posibilitatea reacțiilor. Dacă hidroxidul va prezenta proprietăți acide, bazice sau amfotere depinde de puterea legăturii dintre oxigen, hidrogen și element.

Rezistența este afectată de potențialul ionic, cu o creștere în care proprietățile de bază ale hidroxizilor slăbesc și proprietățile acide ale hidroxizilor cresc.

Hidroxizi mai mari

Hidroxizii superiori sunt compuși în care elementul de formare se află în cea mai mare stare de oxidare. Acestea sunt printre toate tipurile din clasă. Un exemplu de bază este hidroxidul de magneziu. Hidroxidul de aluminiu este amfoter, în timp ce acidul percloric poate fi clasificat ca un hidroxid acid.

Modificarea caracteristicilor acestor substanțe în funcție de elementul de formare poate fi urmărită după sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev. Proprietățile acide ale hidroxizilor superiori cresc de la stânga la dreapta, în timp ce proprietățile metalice, respectiv, slăbesc în această direcție.

Hidroxizi bazici

Într-un sens restrâns, acest tip se numește bază, deoarece anionul OH este separat în timpul disocierii sale. Cei mai faimoși dintre acești compuși sunt alcalii, de exemplu:

• Var stins Ca(OH) 2 folosit la varuit, tăbăcirea pieilor, prepararea lichidelor antifungice, mortare și beton, dedurizarea apei, producerea zahărului, înălbitori și îngrășăminte, causificarea carbonaților de sodiu și potasiu, neutralizarea soluțiilor acide, detectarea dioxidului de carbon, dezinfecția, reducerea rezistivitate sol, ca aditiv alimentar.
• Potasa caustică KOH utilizată în fotografie, rafinarea petrolului, producția alimentară, hârtie și metalurgică, precum și o baterie alcalină, un neutralizator de acid, un catalizator, un agent de curățare a gazelor, un regulator de pH, un electrolit, o componentă a detergenților, fluide de foraj, coloranți, îngrășăminte, substanțe organice și anorganice de potasiu, pesticide, preparate farmaceutice pentru tratarea negilor, săpunuri, cauciuc sintetic.
• NaOH, necesar pentru industria celulozei și hârtiei, saponificarea grăsimilor în producția de detergenți, neutralizarea acizilor, fabricarea combustibilului biodiesel, dizolvarea blocajelor, degazarea substanțelor toxice, prelucrarea bumbacului și lânii, spălarea matrițelor, producția de alimente, cosmetologie, fotografie .

Hidroxizii bazici se formează ca urmare a interacțiunii cu apa a oxizilor metalici corespunzători, în marea majoritate a cazurilor cu o stare de oxidare de +1 sau +2. Acestea includ elemente alcaline, alcalino-pământoase și de tranziție.

În plus, bazele pot fi obținute în următoarele moduri:

• interacțiunea alcaline cu o sare a unui metal slab activ;
• o reacție între un element alcalin sau alcalino-pământos și apă;
• electroliza unei soluții apoase de sare.

Hidroxizii acizi și bazici interacționează între ei pentru a forma sare și apă. Această reacție se numește neutralizare și are mare importanță pentru analiza titrimetrică. În plus, este folosit în viața de zi cu zi. Când acidul este vărsat, un reactiv periculos poate fi neutralizat cu sifon, iar oțetul este folosit pentru alcalii.

În plus, hidroxizii bazici modifică echilibrul ionic în timpul disocierii în soluție, care se manifestă printr-o schimbare a culorilor indicatorilor și intră în reacții de schimb.

Când sunt încălziți, compușii insolubili se descompun în oxid și apă, iar alcaliile se topesc. iar un oxid acid formează o sare.

Hidroxizi amfoteri

Unele elemente, în funcție de condiții, prezintă proprietăți fie bazice, fie acide. Hidroxizii pe baza acestora se numesc amfoteri. Sunt ușor de identificat după metalul inclus în compoziție, care are o stare de oxidare de +3, +4. De exemplu, o substanță gelatinoasă albă - hidroxid de aluminiu Al (OH) 3, utilizată în purificarea apei datorită capacității sale mari de adsorbție, la fabricarea vaccinurilor ca substanță care sporește răspunsul imunitar, în medicină pentru tratamentul acizilor dependenti. boli ale tractului gastrointestinal. De asemenea, este adesea inclus în materialele plastice ignifuge și acționează ca un purtător pentru catalizatori.

Dar există excepții când valoarea stării de oxidare a elementului este +2. Acest lucru este tipic pentru beriliu, staniu, plumb și zinc. Hidroxidul ultimului metal Zn(OH) 2 este utilizat pe scară largă în industriile chimice, în primul rând pentru sinteza diferiților compuși.

Hidroxidul amfoter poate fi obținut prin reacția unei soluții de sare de metal de tranziție cu alcalii diluate.

Hidroxidul amfoter și oxidul acid, alcalin sau acid formează o sare atunci când interacționează. Încălzirea hidroxidului duce la descompunerea acestuia în apă și metahidroxid, care, la încălzirea ulterioară, este transformat într-un oxid.

Hidroxizii amfoteri și acizi se comportă similar într-un mediu alcalin. Atunci când interacționează cu acizii, hidroxidii amfoteri acționează ca baze.

Hidroxizi acizi

Acest tip se caracterizează prin prezența în compoziția elementului în starea de oxidare de la +4 la +7. În soluție, ei sunt capabili să doneze un cation de hidrogen sau să accepte o pereche de electroni și să se formeze legătură covalentă. Cel mai adesea au starea de agregare lichide, dar există și solide printre ele.

Formează un hidroxid de oxid acid capabil să formeze sare și care conține un nemetal sau un metal de tranziție. Oxidul este obținut ca urmare a oxidării unui nemetal, a descompunerii unui acid sau a unei săruri.

Cele acide se manifestă prin capacitatea lor de a colora indicatorii, de a dizolva metalele active cu eliberarea de hidrogen și de a reacționa cu baze și oxizi bazici. Caracteristica lor distinctivă este participarea la reacțiile redox. Pe parcursul proces chimic se atașează încărcate negativ particule elementare. Capacitatea de a acționa ca acceptor de electroni slăbește la diluare și conversie în săruri.

Astfel, se pot distinge nu numai proprietățile acido-bazice ale hidroxizilor, ci și pe cele oxidante.

Acid azotic

HNO 3 este considerat un acid monobazic puternic. Este foarte otrăvitoare, lasă ulcere pe piele cu colorare galbenă a tegumentului, iar vaporii săi irită instantaneu mucoasa respiratorie. Numele învechit este vodcă puternică. Aparține hidroxizilor acizi; în soluții apoase se disociază complet în ioni. În exterior, arată ca un lichid incolor care fumează în aer. O soluție apoasă este considerată concentrată, care include 60 - 70% din substanță, iar dacă conținutul depășește 95%, se numește acid azotic fuming.

Cu cât concentrația este mai mare, cu atât lichidul apare mai întunecat. Poate avea chiar și o culoare maro din cauza descompunerii în oxid, oxigen și apă la lumină sau cu o ușoară încălzire, așa că trebuie păstrat într-un recipient de sticlă închis la culoare, la loc răcoros.

Proprietățile chimice ale hidroxidului acid sunt de așa natură încât poate fi distilat fără descompunere numai sub presiune redusă. Toate metalele reacționează cu acesta, cu excepția aurului, a unor reprezentanți ai grupului de platină și a tantalului, dar produsul final depinde de concentrația acidului.

De exemplu, o substanță de 60%, atunci când interacționează cu zincul, dă dioxid de azot ca produs secundar predominant, 30% - monoxid, 20% - oxid de dinazot (gaz de râs). Concentrații chiar mai mici de 10% și 3% dau unei substanțe simple azot sub formă de gaz și, respectiv, nitrat de amoniu. Astfel, din acid pot fi obținuți diverși compuși nitro. După cum se poate observa din exemplu, cu cât concentrația este mai mică, cu atât reducerea azotului este mai profundă. De asemenea, afectează activitatea metalului.

O substanță poate dizolva aurul sau platina numai în compoziția de aqua regia - un amestec de trei părți de acid clorhidric și unul azotic. Sticla și politetrafluoretilena sunt rezistente la aceasta.

Pe lângă metale, substanța reacționează cu oxizi bazici și amfoteri, baze și acizi slabi. În toate cazurile, rezultă săruri, cu nemetale - acizi. Nu toate reacțiile apar în siguranță, de exemplu, aminele și terebentina se aprind spontan atunci când sunt în contact cu hidroxidul în stare concentrată.

Sărurile se numesc nitrați. Când sunt încălzite, se descompun sau prezintă proprietăți oxidante. În practică, ele sunt folosite ca îngrășăminte. Ele practic nu apar în natură datorită solubilității lor ridicate, prin urmare, toate sărurile, cu excepția potasiului și a sodiului, sunt obținute artificial.

Acidul în sine este obținut din amoniac sintetizat și, dacă este necesar, concentrat în mai multe moduri:

• deplasarea echilibrului prin creșterea presiunii;
• încălzire în prezența acidului sulfuric;
• distilare.

În plus, este utilizat în producția de îngrășăminte minerale, coloranți și medicamente, industria militară, grafică de șevalet, bijuterii și sinteza organică. Ocazional, acidul diluat este folosit în fotografie pentru a acidifica soluțiile de colorare.

Acid sulfuric

H2SO4 este un acid dibazic puternic. Arată ca un lichid uleios greu incolor, inodor. Denumirea învechită este vitriol (soluție apoasă) sau ulei de vitriol (amestec cu dioxid de sulf). Acest nume a fost dat datorită faptului că începutul XIX Timp de secole, sulful a fost produs în plantele de vitriol. În omagiu adus tradiției, hidrații de sulfat sunt încă numiți vitriol și astăzi.

Producția de acid este stabilită în scara industrialași este de aproximativ 200 de milioane de tone pe an. Se obține prin oxidarea dioxidului de sulf cu oxigen sau dioxid de azot în prezența apei, sau prin reacția hidrogenului sulfurat cu sulfat de cupru, argint, plumb sau mercur. Substanța concentrată rezultată este un agent oxidant puternic: înlocuiește halogenii din acizii corespunzători, transformă carbonul și sulful în oxizi acizi. Hidroxidul este apoi redus la dioxid de sulf, hidrogen sulfurat sau sulf. Un acid diluat de obicei nu prezintă proprietăți oxidante și formează săruri sau esteri medii și acide.

Substanța poate fi detectată și identificată prin reacția cu săruri de bariu solubile, în urma căreia precipită un precipitat alb de sulfat.

În plus, acidul este utilizat în prelucrarea minereurilor, producția de îngrășăminte minerale, fibre chimice, coloranți, formarea de fum și explozivi, diverse industrii, sinteza organica, ca electrolit, pentru obtinerea de saruri minerale.

Dar utilizarea este asociată cu anumite pericole. Substanța corozivă provoacă arsuri chimice la contactul cu pielea sau mucoasele. Când este inhalat, apare mai întâi o tuse și, ulterior - boli inflamatorii ale laringelui, traheei și bronhiilor. Depășirea concentrației maxime admise de 1 mg pe metru cub este mortală.

Puteți întâlni vapori de acid sulfuric nu numai în industriile specializate, ci și în atmosfera orașului. Acest lucru se întâmplă atunci când fabricile chimice și metalurgice emit oxizi de sulf, care apoi cad sub formă de ploaie acide.

Toate aceste pericole au dus la faptul că circulația a peste 45% concentrație de masă în Rusia este limitată.

acid sulfuros

H2SO3 este un acid mai slab decât acidul sulfuric. Formula sa diferă doar cu un atom de oxigen, dar acest lucru îl face instabil. Nu a fost izolat în stare liberă; există doar în soluții apoase diluate. Ele pot fi identificate printr-un miros înțepător specific, care amintește de un chibrit ars. Și pentru a confirma prezența unui ion sulfit - prin reacție cu permanganat de potasiu, în urma căreia soluția roșu-violet devine incoloră.

O substanță în diferite condiții poate acționa ca agent reducător și agent oxidant, formând săruri acide și medii. Se foloseste pentru conservarea alimentelor, obtinerea de celuloza din lemn, precum si pentru albirea delicata a lânii, matasei si a altor materiale.

Acid ortofosforic

H 3 RO 4 este un acid de rezistență medie, care arată ca niște cristale incolore. Acidul ortofosforic este numit și o soluție de 85% a acestor cristale în apă. Apare ca un lichid inodor, siropos, predispus la hipotermie. Încălzirea peste 210 grade Celsius duce la transformarea acestuia în acid pirofosforic.

Acidul ortofosforic se dizolvă bine în apă, este neutralizat de alcalii și hidrat de amoniac, reacționează cu metalele și formează compuși polimerici.

Puteți obține substanța în diferite moduri:

• dizolvarea fosforului roșu în apă sub presiune, la o temperatură de 700-900 de grade, folosind platină, cupru, titan sau zirconiu;
• fierbere fosfor roșu în acid azotic concentrat;
• adăugarea de acid azotic concentrat fierbinte la fosfină;
• oxidarea fosfinei de oxigen la 150 de grade;
• expunerea la tetrafosfor decaozidă cu o temperatură de 0 grade, apoi creșterea sa treptată la 20 de grade și o tranziție lină la fierbere (apă este necesară în toate etapele);
• prin dizolvarea pentaclorurii sau triclorurii de oxid de fosfor în apă.

Aplicarea produsului rezultat este largă. Ajută la reducerea tensiune de suprafatași îndepărtați oxizii de pe suprafețele pregătite pentru lipire, curățați metalele de rugină și creați o peliculă protectoare pe suprafața lor care previne coroziunea ulterioară. În plus, acidul ortofosforic este utilizat în congelatoarele industriale și pentru cercetarea în biologie moleculară.

De asemenea, compusul face parte din fluidele hidraulice de aviație, aditivii alimentari și regulatorii de aciditate. Se folosește în creșterea blănurilor pentru prevenirea urolitiazelor la nurci și în stomatologie pentru manipulări înainte de umplere.

acid pirofosforic

H 4 P 2 O 7 este un acid caracterizat ca fiind puternic în prima etapă și slab în rest. Se topește fără descompunere, deoarece acest proces necesită încălzire în vid sau prezența acizilor puternici. Este neutralizat de alcalii și reacționează cu peroxidul de hidrogen. Obțineți-l într-unul dintre următoarele moduri:

• descompunerea decaoxidului de tetrafosfor în apă la temperatură zero și apoi încălzirea acestuia la 20 de grade;
• încălzirea acidului ortofosforic la 150 de grade;
• interacțiunea acidului fosforic concentrat cu decaoxidul de tetrafosfor la 80-100 de grade.

Produsul este utilizat în principal pentru producerea de îngrășăminte.

Pe lângă acestea, există mulți alți reprezentanți ai hidroxizilor acizi. Fiecare dintre ele are propriile caracteristici și caracteristici, dar, în general, proprietățile acide ale oxizilor și hidroxizilor constă în capacitatea lor de a desprinde hidrogenul, de a se descompune, de a interacționa cu alcalii, sărurile și metalele.

Hidroxizi- acesta este un electrolit în timpul disocierii căruia în soluții apoase se formează un cation metalic și un anion hidroxid încărcat negativ.

Hidroxizii, cu excepția: bazele metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și hidroxizii amfoteri, sunt practic insolubili în apă.

Hidroxizi bazici (baze) - numai hidroxizi metalici cu o stare de oxidare de +1, +2

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

Hidroxizi amfoteri- sunt hidroxizi care, atunci când sunt disociați în soluții apoase, pot forma atât H + cât și OH -

Hidroxizi amfoteri, hidroxizi ai metalelor cu o stare de oxidare de +3, +4 și mai multe metale cu o stare de oxidare de +2

Proprietăți:

1. Hidroxizii amfoteri reacţionează cu alcalii.

2. Hidroxizii amfoteri reacţionează cu acizii.

ACID E. HIDROOXID.

Hidroxizi acizi- hidroxizi care prezintă proprietățile acizilor - HNO3, H3PO4

Proprietăți:

Proprietățile hidroxizilor acizi sunt, respectiv, opuse celor ale hidroxizilor alcalini.

Întrebarea 18

Întrebarea 19 (vezi întrebarea 11!!)

Întrebarea 20

Conceptul de funcție de stat. Exemple.

Funcția de stare a sistemului − o funcție analitică care depinde de parametrii termodinamici ai sistemului într-o stare dată. Valoarea nu depinde de istoricul sistemului, iar la trecerea de la o stare la alta, nu depinde de calea procesului. Este determinată doar de starea inițială și finală a sistemului.

∆U 1,2 \u003d U 2 -U 1

Întrebarea 21

Sare. Clasificare. Formule structurale. Chitanță.

Săruri:

Acru 2) Mediu 3) De bază

Sare medie- acesta este un electrolit în timpul disocierii căruia într-o soluție apoasă se formează un cation metalic și un anion al unui reziduu acid

Condiții pentru obținerea sării medii

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

Sare medie se formează atunci când reacția se desfășoară în rapoarte strict stoichiometrice

Sare acidă- acesta este un element în timpul disocierii căruia se formează un cation metalic, un cation de hidrogen și un anion al unui reziduu acid

Conditii de obtinere a sarurilor acide

H2CO3 + NaOH \u003d NaHCO3 + H2O

Săruri acide obtinut cu un exces de oxigen.

Săruri de bază- acesta este un electrolit în timpul disocierii căruia se formează un cation metalic anion hidroxid și un anion al unui reziduu acid

Chitanță:

Acid + bază

Acid + oxid bazic
acid + sare
sare + sare

Baza + oxid acid
leșie + sare
oxid bazic + oxid acid
metal + nemetal
metal + acid
metal + sare

Întrebarea 22

Entalpia și entropia de formare a substanțelor chimice.

Entropie- o funcție a stării sistemului care arată direcția proceselor în natură. O măsură a haosului și a dezordinei unui sistem.

Entalpie este o măsură a energiei acumulate de o substanță în timpul formării acesteia

Când entropia este maximă, entalpia este minimă și invers.

Întrebarea 23

Tipuri de chimie. conexiuni.

Electronegativitatea - capacitatea atomilor de a trage densitatea de electroni asupra lor.

Legătură covalentă - legătură diatomică, 2 atomi și 2 electroni necesari. (conexiune puternică, localizată)

Legătură ionică - cazul limitativ al unei legături polare covalente; interacțiune electrostatică care are loc între cationi și anioni.

Conexiune universală - van der Waals intermolecular

Specific

1) Metal. Toți electronii formează un gaz de electroni

2) Legătura de hidrogen. Pe baza proprietății atomilor de H legați de un element extrem de electronegativ.

Întrebarea 24.

Fundații – substanțe complexe, constând dintr-un atom de metal și una sau mai multe grupări hidroxil. Formula generală a bazelor Eu (OH) n . Bazele (din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice) sunt electroliți care se disociază la dizolvare în apă pentru a forma cationi metalici și ioni hidroxid OH -.

Clasificare. Pe baza solubilității lor în apă, bazele se împart în alcalii(baze solubile în apă) și baze insolubile în apă . Alcalii formează metale alcaline și alcalino-pământoase, precum și alte elemente metalice. În funcție de aciditate (numărul de ioni OH - formați în timpul disocierii complete sau numărul de etape de disociere), bazele sunt împărțite în un singur acid (cu disociere completă se obține un ion OH; o etapă de disociere) și poliacid (cu disociere completă, se obține mai mult de un ion OH; mai mult de o etapă de disociere). Printre bazele poliacide, există biacizi(de exemplu, Sn(OH)2), triacid(Fe (OH) 3) și patru-acizi (Th(OH)4). Un acid este, de exemplu, baza KOH.

Alocați un grup de hidroxizi care prezintă dualitate chimică. Ele interacționează atât cu bazele, cât și cu acizii. aceasta hidroxizi amfoteri ( cm. tabelul 1).

Tabelul 1 - Hidroxizi amfoteri

proprietăți fizice. Bazele sunt solide de diferite culori și solubilitate variabilă în apă.

Proprietățile chimice ale bazelor

1) Disociere: KOH + n H2OK + × m H20 + OH - × d H2O sau prescurtat: KOH K + + OH -.

Bazele poliacide se disociază în mai multe etape (mai ales disocierea are loc în prima etapă). De exemplu, baza cu doi acizi Fe (OH) 2 se disociază în două etape:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 treaptă);

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

2) Interacțiunea cu indicatorii(alcalinele devin violete în albastru turnesol, galben de metil portocaliu și zmeură cu fenolftaleină):

indicator + OH - ( alcaline) compus colorat.

3 ) Descompunere cu formarea de oxid și apă (vezi. masa 2). Hidroxizi metalele alcaline sunt rezistente la căldură (se topesc fără descompunere). Hidroxizii alcalino-pământos și ai metalelor grele se descompun de obicei ușor. Excepția este Ba(OH) 2, în care t diferența este suficient de mare (aproximativ 1000° C).

Zn(OH)2ZnO + H2O.

Tabelul 2 - Temperaturi de descompunere pentru unii hidroxizi metalici

4 ) Interacțiunea alcaline cu unele metale(de exemplu, Al și Zn):

În soluție: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH-+ 6H2O®2-+3H2.

Când este fuzionat: 2Al + 2NaOH + 2H2O2NaAlO2 + 3H2.

5 ) Interacțiunea alcaline cu nemetale:

6 NaOH + 3Cl2 5Na CI + NaClO3 + 3H2O.

6) Interacțiunea alcaline cu oxizii acizi și amfoteri:

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

În soluție: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Când este fuzionat cu oxid amfoter: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reacția bazelor cu acizii:

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

H2S04 + Zn (OH)2® ZnS04 + 2H2O2H + + Zn (OH)2® Zn2+ + 2H2O.

8) Interacțiunea alcaline cu hidroxizi amfoteri(cm. tabelul 1):

În soluție: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Când fuzionat: 2NaOH + Zn(OH)2Na2ZnO2 + 2H2O.

9 ) Interacțiunea alcaline cu sărurile. Sărurile reacţionează cu o bază insolubilă în apă. :

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

Chitanță. Baze insolubile în apă obţinut prin reacţia sării corespunzătoare cu alcalii:

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

Alcaliile primesc:

1) Interacțiunea oxidului de metal cu apa:

Na2O + H2O® 2NaOH CaO + H2O® Ca (OH)2.

2) Interacțiunea metalelor alcaline și alcalino-pământoase cu apa:

2Na + H2O® 2NaOH + H2Ca + 2H2O® Ca (OH)2 + H2.

3) Electroliza soluțiilor sărate:

2NaCI + 2H20H2 + 2NaOH + CI2.

4 ) Interacțiunea de schimb a hidroxizilor metalelor alcalino-pământoase cu unele săruri. În cursul reacției, trebuie neapărat să se obțină o sare insolubilă. .

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

LA. Yakovishin

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

Există o bază - hidroxid de amoniu, în care gruparea hidroxi este atașată nu de metal, ci de ionul NH 4 + (cation de amoniu). Hidroxidul de amoniu se formează prin dizolvarea amoniacului în apă (reacții de adăugare a apei la amoniac):

NH3 + H2O = NH4OH (hidroxid de amoniu).

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

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

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

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

Diferitele baze diferă în capacitatea lor de a despărți grupările hidroxi, deci sunt împărțite în baze puternice și slabe în funcție de caracteristică.

Bazele puternice își donează cu ușurință grupările hidroxil în soluții apoase, dar bazele slabe nu.

Proprietățile chimice ale bazelor

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

1. Acționați asupra indicatorilor. Indicatorii își schimbă culoarea în funcție de interacțiunea cu diferite chimicale. În soluții neutre - au o culoare, în soluții acide - alta. Când interacționează cu bazele, acestea își schimbă culoarea: indicatorul metil portocaliu se transformă în galben, indicatorul de turnesol devine albastru, iar fenolftaleina devine fucsia.

2. a interactiona cu oxizi acizi Cu formarea de sare si apa:

2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

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

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reacționează cu sărurile formând o sare și o bază nouă:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Capabil să se descompună în apă și oxid bazic atunci când este încălzit:

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

Aveti vreo intrebare? Vrei să afli mai multe despre fundații?
Pentru a obține ajutorul unui tutor - înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!

site-ul, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesară un link către sursă.

Înainte de a discuta despre proprietățile chimice ale bazelor și hidroxizilor amfoteri, să definim clar ce este?

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

2) Hidroxizii amfoteri includ hidroxizii metalici în starea de oxidare +3, +4 și, ca excepții, hidroxizii Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hidroxizi metalici în stare de oxidare +4, in USE sarcini nu se întâlnesc, prin urmare nu vor fi luate în considerare.

Proprietățile chimice ale bazelor

Toate bazele sunt împărțite în:

Amintiți-vă că beriliul și magneziul nu sunt metale alcalino-pământoase.

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

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

Reacția bazelor cu acizii

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

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

Trebuie remarcat faptul că atât bazele puternice, cât și cele slabe cu formula generala specia Me (OH) 2 poate forma săruri bazice cu lipsă de acid, de exemplu:

Interacțiunea cu oxizii acizi

Alcaliile reacționează cu toți oxizii acizi pentru a forma săruri și adesea apă:

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

Bazele insolubile de forma Me (OH) 2 reacţionează în prezenţa apei cu dioxid de carbon exclusiv cu formarea de săruri bazice. De exemplu:

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

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

Interacțiunea bazelor cu oxizii și hidroxizii amfoteri

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

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

În cazul aluminiului, sub acțiunea unui exces de alcali concentrat, în locul sării Na, se formează sarea Na3:

Interacțiunea bazelor cu sărurile

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

1) solubilitatea compuşilor iniţiali;

2) prezența unui precipitat sau a unui gaz printre produșii de reacție

De exemplu:

Stabilitatea termică a bazelor

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

Toate bazele insolubile, precum și Ca (OH) 2 ușor solubil, se descompun atunci când sunt încălzite. Cel mai căldură descompunerea hidroxidului de calciu - aproximativ 1000 o C:

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

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu acizi

Hidroxizii amfoteri reacţionează cu acizii tari:

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

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu oxizii acizi

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

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

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu baze

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

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

Interacțiunea hidroxizilor amfoteri cu oxizii bazici

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

Descompunerea termică a hidroxizilor amfoteri

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