Загальні хімічні властивості основ таблиці. Отримання та властивості основ

Метал у ряді напруги після Н 2

Сульфат металу в max с.

+
+ +

Метал (інші)

+
+ +

HNO 3 концентриро-

Нітрат металу в max с.

Метал (інші; Al, Cr, Fe, Co, Ni при нагріванні)

Нітратметал

ла у max с.о.

+
+

Метал (інші в ярду напруги до Н 2)

NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)

від умов

+

Метал (інші у ряду напруг після Н 2)

Рис.2. ВЗАЄМОДІЯ КИСЛОТ З МЕТАЛАМИ

СОЛІ

Солі –це складні речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням позитивно заряджених іонів (катіонів – основних залишків), за винятком іонів водню, та негативно заряджених іонів (аніонів – кислотних залишків), відмінних від гідрокисид – іонів.

1. Підстави взаємодіють із кислотами, утворюючи сіль та воду:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. З кислотними оксидами, утворюючи сіль та воду:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами, утворюючи сіль та воду:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Луги взаємодіють з розчинними солями, утворюючи або слабку основу, або осад, або газ:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 + 2NaCl

заснування

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 + 2NaOH

5. Луги реагують з деякими металами, яким відповідають амфотерні оксиди:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

6. Дія лугу на індикатор:

OH - + фенолфталеїн ® малиновий колір

OH - + лакмус ® синій колір

7. Розкладання деяких підстав під час нагрівання:

Су(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Амфотерні гідроксиди– хімічні сполуки, що виявляють властивості та основ, і кислот. Амфотерні гідроксиди відповідають амфотерним оксидам (див. п.3.1).

Амфотерні гідроксиди записують, як правило, у формі основи, але їх можна уявити і у вигляді кислоти:

Zn(OH) 2 H 2 ZnO 2

основа до-та

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

1. Амфотерні гідроксиди взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Взаємодіють із лугами та основними оксидами лужних та лужноземельних металів:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

H 3 AlO 3 кислота метаалюмінат натрію

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Усі амфотерні гідроксиди є слабкими електролітами.

Солі

Солі– це складні речовини, що складаються з іонів металу та кислотного залишку. Солі є продуктами повного або часткового заміщення іонів водню іонами металу (або амонію) у кислот. Типи солей: середні (нормальні), кислі та основні.

Середні солі- Це продукти повного заміщення катіонів водню у кислот іонами металу (або амонію) :Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl і т.д.

Хімічні властивості середніх солей

1. Солі взаємодіють з кислотами, лугами та іншими солями, утворюючи або слабкий електроліт, або осад; або газ:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HNO 3

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

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 + K 2 SO 4

заснування

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Солі взаємодіють із більш активними металами. Більш активний метал витісняє менш активний розчин солі (додаток 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Кислі солі- це продукти неповного заміщення катіонів водню у кислот іонами металу (або амонію): NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 , Na 2 HPO 4 і т.д. Кислі солі можуть бути утворені лише багатоосновними кислотами. Практично всі кислі солі добре розчиняються у воді.

Одержання кислих солей та переведення їх у середні

1. Кислі солі одержують при взаємодії надлишку кислоти або кислотного оксиду з основою:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. При взаємодії надлишку кислоти з основним оксидом:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Кислі солі одержують із середніх солей, додаючи кислоту:

· однойменну

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Кислі солі переводять у середні, використовуючи луг:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Основні солі– це продукти неповного заміщення гідроксогруп (ВІН - ) основи кислотним залишком: MgOHCl, AlOHSO 4 і т.д. Основні солі можуть бути утворені лише слабкими основами багатовалентних металів. Ці солі, як правило, важкорозчинні.

Отримання основних солей та переведення їх у середні

1. Основні солі одержують при взаємодії надлишку основи з кислотою або кислотним оксидом:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl + H 2 O

гідроксо-

хлорид магнію

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 + H 2 O

гідроксо-

сульфат заліза (III)

2. Основні солі утворюються із середньої солі при додаванні нестачі лугу:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Основні солі переводять у середні, додаючи кислоту (краще ту, що відповідає солі):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 +MgSO 4 + 2H 2 O

ЕЛЕКТРОЛІТИ

Електроліти- Це речовини, що розпадаються на іони в розчині під впливом полярних молекул розчинника (Н2О). За здатністю до дисоціації (розпаду на іони) електроліти умовно поділяють на сильні та слабкі. Сильні електроліти дисоціюють практично повністю (у розведених розчинах), а слабкі розпадаються на іони лише частково.

До сильних електролітів належать:

· сильні кислоти (див. с. 20);

· сильні основи – луги (див. с. 22);

· Майже всі розчинні солі.

До слабких електролітів належать:

· слабкі кислоти (див. с. 20);

· Підстави - не луги;

Однією з основних характеристик слабкого електроліту є константа дисоціації – До . Наприклад, для одноосновної кислоти,

HA ¢ H + + A - ,

де - рівноважна концентрація іонів H + ;

– рівноважна концентрація аніонів кислоти А - ;

– рівноважна концентрація молекул кислоти,

Або для слабкої основи,

MOH ¢ M + + OH - ,

,

де, - рівноважна концентрація катіонів M +;

- рівноважна концентрація гідроксид іонів ВІН - ;

– рівноважна концентрація молекул слабкої основи.

Константи дисоціації деяких слабких електролітів (при t=25°С)

а) отримання підстав.

1) Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:

CuSO 4 + 2 КОН = Су(ОН) 2  + K 2 SO 4 ,

До 2 СО 3 + (ВІН) 2 = 2КОН + СО 3 .

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

2) Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

3) Луги в техніці зазвичай одержують електролізом водних розчинів хлоридів:

б)хімічнівластивості основ.

1) Найбільш характерною реакцією основ є їх взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації. У неї вступають як луги, так і нерозчинні основи:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СуSО 4 + 2 H 2 O .

2) Вище було показано, як луги взаємодіють із кислотними та амфотерними оксидами.

3) При взаємодії лугів з розчинними солями утворюється нова сіль та нова основа. Така реакція йде до кінця тільки в тому випадку, коли хоча б одна з отриманих речовин випадає в осад.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) При нагріванні більшість підстав, за винятком гідроксидів лужних металів, розкладаються на відповідний оксид та воду:

2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,

Са(ОН) 2 = СаО + Н2О.

КИСЛОТИ –складні речовини, молекули яких складаються з одного або кількох атомів водню та кислотного залишку. Склад кислот може бути виражений загальною формулою Н х А де А – кислотний залишок. Атоми водню в кислотах здатні заміщатися чи обмінюватися на атоми металів, у своїй утворюються солі.

Якщо кислота містить один такий атом водню, це одноосновна кислота (HCl - соляна, HNO 3 - азотна, HСlO - хлорнуватиста, CH 3 COOH - оцтова); два атоми водню - двоосновні кислоти: H 2 SO 4 - сірчана, H 2 S - сірководнева; три атоми водню - триосновні: H 3 PO 4 - ортофосфорна, H 3 AsO 4 - ортомиш'якова.

Залежно від складу кислотного залишку кислоти поділяють на безкисневі (H 2 S, HBr, HI) і кисневмісні (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). У молекулах кисневмісних кислот атоми водню пов'язані через кисень з центральним атомом: Н - Про - Е. Назви безкисневих кислот утворюються з кореня російської назви неметалу, сполучної голосної - о- і слова «воднева» (H 2 S – сірководнева). Назви кисневмісних кислот дають так: якщо неметал (рідше метал), що входить до складу кислотного залишку, знаходиться у вищому ступені окислення, то до кореня російської назви елемента додають суфікси -н-, -єв-,або - ов-і далі закінчення -а я-(H 2 SO 4 – сірчана, H 2 CrO 4 – хромова). Якщо рівень окислення центрального атома нижче, то використовується суфікс -іст-(H 2 SO 3 - сірчиста). Якщо неметал утворює ряд кислот, використовують і інші суфікси (HClO – хлор оватистая, HClO 2 – хлор істая, HClO 3 – хлор оватая, HClO 4 – хлор на я).

З
точки зору теорії електролітичної дисоціації, кислоти – електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням як катіони тільки іонів водню:

Н х А хН + +А х-

Наявністю Н + -іонів обумовлено зміну забарвлення індикаторів у розчинах кислот: лакмус (червоний), метилоранж (рожевий).

Отримання та властивості кислот

а) одержання кислот.

1) Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем і подальшим розчиненням відповідних газів у воді:

2) Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при взаємодії кислотних оксидів з водою.

3) Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:

Вr 2 + H 2 SO 4 = SО 4 + 2 HBr ,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (розб.) = H 2 S + FeSO 4 ,

NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3 ,

4) У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:

3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO 

б ) хімічні властивості кислот.

1) Кислоти взаємодіють з основами та амфотерними гідроксидами. При цьому практично нерозчинні кислоти (H 2 SiO 3 H 3 BO 3) можуть реагувати тільки з розчинними лугами.

H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O

2) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами розглянуто вище.

3) Взаємодія кислот із солями – це обмінна реакція з утворенням солі та води. Ця реакція йде до кінця, якщо продуктом реакції є нерозчинна або летюча речовина або слабкий електроліт.

Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2 

4) Взаємодія кислот із металами – окислювально-відновний процес. Відновник - метал, окислювач - іони водню (кислоти-неокислювачі: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(розбавл), H 3 PO 4) або аніон кислотного залишку (кислоти-окислювачі: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц та розб)). Продуктами реакції взаємодії кислот-неокислювачів з металами, що стоять у ряді напруги до водню, є сіль і газоподібний водень:

Zn+H 2 SO 4(розб) = ZnSO 4 +H 2 

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Кислоти окислювачі взаємодіють майже з усіма металами, включаючи і малоактивні (Cu, Hg, Ag), при цьому утворюються продукти відновлення аніону кислоти, сіль та вода:

Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,

Рb + 4НNО 3(кінець) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O

АМФОТЕРНІ ГІДРОКСИДИвиявляють кислотно-основну двоїстість: з кислотами вони реагують як основи:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

а з основами – як кислоти:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакція протікає у розчині лугу);

Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакція протікає між твердими речовинами при сплавленні).

З сильними кислотами та основами амфотерні гідроксиди утворюють солі.

Як і інші нерозчинні гідроксиди, амфотерні гідроксиди розкладаються при нагріванні на оксид та воду:

Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.

СОЛІ– іонні сполуки, що складаються з катіонів металів (або амонію) та аніонів кислотних залишків. Будь-яку сіль можна розглядати як продукт реакції нейтралізації основи кислотою. Залежно від того, в якому співвідношенні взято кислоту і основу, виходять солі: середні(ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт повної нейтралізації основи кислотою, кислі(NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при надлишку кислоти, основні(CuOHCl, AlOHSO 4) – при надлишку основи.

Назви солей за міжнародною номенклатурою утворюють із двох слів: назви аніону кислоти в називному відмінку та катіону металу у родовому із зазначенням ступеня його окислення, якщо вона змінна, римською цифрою у дужках. Наприклад: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрому (III), AlCl 3 – хлорид алюмінію. Назви кислих солей утворюють додаванням слова гідро-або дигідро-(залежно від кількості атомів водню в гідроаніоні): Ca(HCO 3) 2 – гідрокарбонат кальцію, NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію. Назви основних солей утворюють додаванням слова гідроксо-або дигідроксо-: (AlOH)Cl 2 - гідроксохлорид алюмінію, 2 SO 4 - дигідроксосульфат хрому(III).

Отримання та властивості солей

а ) хімічні властивості солей.

1) Взаємодія солей з металами – окисно-відновлювальний процес. При цьому метал, що стоїть лівіше в електрохімічному ряду напруг, витісняє наступні розчини їх солей:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu

Лужні та лужноземельні метали не використовують для відновлення інших металів із водних розчинів їх солей, оскільки вони взаємодіють з водою, витісняючи водень:

2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.

2) Взаємодія солей з кислотами та лугами була розглянута вище.

3) Взаємодія солей між собою в розчині протікають незворотно лише в тому випадку, якщо один із продуктів – малорозчинна речовина:

BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.

4) Гідроліз солей – обмінне розкладання деяких солей водою. Гідроліз солей буде детально розглянуто у темі «електролітична дисоціація».

б) способи одержання солей.

У лабораторній практиці зазвичай використовують такі способи одержання солей, засновані на хімічних властивостях різних класів сполук та простих речовин:

1) Взаємодія металів із неметалами:

Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,

2) Взаємодія металів із розчинами солей:

Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.

3) Взаємодія металів із кислотами:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами:

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.

5) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами:

2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.

6) Взаємодія кислот із солями:

HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .

7) Взаємодія лугів із солями в розчині:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Взаємодія двох солей у розчині:

NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.

9) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:

Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.

10) Взаємодія оксидів різного характеру один з одним:

CaO+CO2 = CaCO3.

Солі зустрічаються в природі у вигляді мінералів та гірських порід, у розчиненому стані у воді океанів та морів.

Один із класів складних неорганічних речовин - основи. Це сполуки, що включають атоми металу та гідроксильну групу, яка може відщеплюватися при взаємодії з іншими речовинами.

Будова

Підстави можуть містити одну або кілька гідроксогруп. Загальна формула основ - Ме(ОН) х. Атом металу завжди один, а кількість гідроксильних груп залежить від валентності металу. При цьому валентність групи ВІН завжди I. Наприклад, у з'єднанні NaOH валентність натрію дорівнює I, отже, є одна гідроксильна група. В основі Mg(OH) 2 валентність магнію - II, Al(OH) 3 валентність алюмінію - III.

Кількість гідроксильних груп може змінюватись у з'єднаннях з металами зі змінною валентністю. Наприклад, Fe(OH) 2 і Fe(OH) 3 . У таких випадках валентність вказується у дужках після назви – гідроксид заліза (II), гідроксид заліза (III).

Фізичні властивості

Характеристика та активність основи залежить від металу. Більшість підстав – тверді речовини білого кольору без запаху. Однак деякі метали надають речовині характерного забарвлення. Наприклад, CuOH має жовтий колір, Ni(OH) 2 – світло-зелений, Fe(OH) 3 – червоно-коричневий.

Мал. 1. Луги у твердому стані.

Види

Підстави класифікуються за двома ознаками:

• за кількістю груп ВІН- однокислотні та багатокислотні;
• по розчинності у воді- луги (розчинні) та нерозчинні.

Луги утворюються лужними металами - літієм (Li), натрієм (Na), калієм (K), рубідієм (Rb) та цезієм (Cs). Крім того, до активних металів, що утворюють луги, відносять лужноземельні метали - кальцій (Ca), стронцій (Sr) та барій (Ba).

Ці елементи утворюють такі підстави:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca(OH) 2 ;
• Sr(OH) 2;
• Ba(OH) 2 .

Всі інші підстави, наприклад, Mg(OH) 2 Cu (OH) 2 Al (OH) 3 відносяться до нерозчинних.

Інакше луги називаються сильними основами, а нерозчинні - слабкими основами. При електролітичній дисоціації луги швидко віддають гідроксильну групу та швидше вступають у реакцію з іншими речовинами. Нерозчинні чи слабкі підстави менш активні, т.к. не віддають гідроксильну групу.

Мал. 2. Класифікація основ.

Особливе місце у систематизації неорганічних речовин займають амфотерні гідроксиди. Вони взаємодіють і з кислотами, і із основами, тобто. залежно від умов поводяться як луг чи кислота. До них відносяться Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 та інші підстави.

Отримання

Підстави отримують у різний спосіб. Найпростіший - взаємодія металу з водою:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 .

Луги отримують в результаті взаємодії оксиду з водою:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Нерозчинні основи виходять внаслідок взаємодії лугів із солями:

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

Хімічні властивості

Основні хімічні властивості основ описані у таблиці.

За допомогою індикатора проводиться тест визначення класу основи. При взаємодії з основою лакмус стає синім, фенолфталеїн – малиновим, метилоранж – жовтим.

Мал. 3. Реакція індикаторів на основи.

Що ми дізналися?

З уроку 8 класу хімії дізналися про особливості, класифікацію та взаємодію основ з іншими речовинами. Підстави - складні речовини, що складаються з металу та гідроксильної групи ВІН. Вони діляться на розчинні або лужні та нерозчинні. Луги - агресивніші підстави, що швидко реагують з іншими речовинами. Підстави отримують при взаємодії металу або оксиду металу з водою, а також в результаті реакції солі та луги. Підстави реагують з кислотами, оксидами, солями, металами та неметалами, а також розкладаються за високої температури.

Тест на тему

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.5. Усього отримано оцінок: 135.