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.
Загальні властивості основ обумовлені наявністю в їх розчинах іона ВІН - , що створює в розчині лужне середовище (фенолфталеїн забарвлюється малиновий колір, метилоранж - жовтий, лакмус - синій).
1. Хімічні властивості лугів:
1) взаємодія з кислотними оксидами:
2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;
2) реакція з кислотами (реакція нейтралізації):
2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;
3) взаємодія з розчинними солями (тільки в тому випадку, якщо при дії лугу на розчинну сіль випадає осад або виділяється газ):
2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,
Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 +2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(крист.)®NH 3 +KCl+H 2 O.
2. Хімічні властивості нерозчинних основ:
1) взаємодія основ із кислотами:
Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;
2) розкладання під час нагрівання. Нерозчинні основи при нагріванні розкладаються на основний оксид та воду:
Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O
Кінець роботи -
Ця тема належить розділу:
Атомно молекулярні вчення у хімії. Атом. Молекули. Хімічний елемент. Міль. Прості складні речовини. Приклади
Атомно молекулярні вчення в хімії атом молекула хімічний елемент моль прості складні речовини приклади.. теоретичну основу сучасної хімії становить атомно молекулярне.. атоми найдрібніші хімічні частинки є межею хімічного.
Якщо Вам потрібний додатковий матеріал на цю тему, або Ви не знайшли те, що шукали, рекомендуємо скористатися пошуком по нашій базі робіт:
Що робитимемо з отриманим матеріалом:
Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:
| Твітнути |
Всі теми цього розділу:
Отримання підстав
1. Отримання лугів: 1) взаємодія лужних або лужноземельних металів або їх оксидів з водою: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H
Номенклатура кислот
Назви кислот виробляються від того елемента, якого утворена кислота. При цьому в назві безкисневих кислот зазвичай є закінчення воднева: HCl - хлороводнева, HBr - бромоводо
Хімічні властивості кислот
Загальні властивості кислот у водних розчинах обумовлені присутністю іонів Н+, що утворюються при дисоціації молекул кислоти, таким чином, кислоти – це донори протонів: HxAn«xH+
Отримання кислот
1) взаємодія кислотних оксидів з водою: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Хімічні властивості кислих солей
1) кислі солі містять атоми водню, здатні брати участь у реакції нейтралізації, тому вони можуть реагувати з лугами, перетворюючись на середні або інші кислі солі – з меншим числом
Одержання кислих солей
Кислу сіль можна отримати: 1) реакцією неповної нейтралізації багатоосновної кислоти основою: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Основні солі.
Основними (гідроксосолями) називаються солі, які утворюються в результаті неповного заміщення гідроксидних іонів основи аніонами кислот.
Однокислотні основи, наприклад, NaOH, KOH,
Хімічні властивості основних солей
1) основні солі містять гідроксогрупи, які можуть брати участь у реакції нейтралізації, тому вони можуть реагувати з кислотами, перетворюючись на середні солі або в основні солі з меншими
Отримання основних солей
Основну сіль можна отримати: 1) реакцією неповної нейтралізації основи кислотою: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Середні солі.
Середні солі називають продукти повного заміщення Н+-іонів кислоти іонами металів; вони також можуть розглядатися як продукти повного заміщення ОН-іонів основи аніону
Номенклатура середніх солей
У російській номенклатурі (що використовується в технологічній практиці) існує наступний порядок найменування середніх солей: до кореня назви кисневмісної кислоти додають слово
Хімічні властивості середніх солей
1) Майже всі солі є іонними сполуками, тому в розплаві та водному розчині вони дисоціюють на іони (при пропусканні струму через розчини або розплави солей йде процес електролізу).
Отримання середніх солей
Більшість методів отримання солей заснована на взаємодії речовин протилежної природи – металів з неметалами, кислотних оксидів з основними, основ із кислотами (див. таблицю 2).
Будова атома.
Атом – це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Порядковий номер елемента в Періодичній таблиці елементів дорівнює заряду ядра
Склад атомних ядер
Ядро складається з протонів та нейтронів.
Кількість протонів дорівнює порядковому номеру елемента. Число нейтронів в ядрі дорівнює різниці між масовим числом ізотопу і по
Електрон
Навколо ядра обертаються електрони за певними стаціонарними орбітами. Рухаючись своєю орбітою, електрон не випромінює і поглинає електромагнітну енергію. Випромінювання або поглинання енергії відбувається
Правило заповнення електронних рівнів, підрівнів елементів
Енергія іонізації атома. Енергія, необхідна для відриву електрона від незбудженого атома, називається першою енергією (потенціалом) іонізації I: Е + I = Е + + е- Енергія іонізації
Ковалентний зв'язок
У більшості випадків при утворенні зв'язку відбувається узагальнення електронів атомів, що зв'язуються. Такий тип хімічного зв'язку називають ковалентним зв'язком (приставка "ко-" в латинській мові.
Сигма та пі зв'язку.
Сигма (σ)-, пі (π)-зв'язку - наближений опис видів ковалентних зв'язків у молекулах різних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна
Утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом.
Крім викладеного у попередньому розділі гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку, існує гетерогенний механізм - взаємодія різноіменно заряджених іонів - протону H+ та
Хімічний зв'язок та геометрія молекул. BI3, PI3
малюнок 3.1Складання дипольних елементів у молекулах NH3 та NF3
Полярний та неполярний зв'язок
Ковалентний зв'язок утворюється в результаті усуспільнення електронів (з утворенням загальних електронних пар), яке відбувається під час перекриття електронних хмар. В освіті
Іонний зв'язок
Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, що здійснюється за рахунок електростатичної взаємодії протилежно заряджених іонів.
Таким чином, процес освіти та
Ступінь окислення
Валентність 1. Валентність – здатність атомів хімічних елементів утворювати певну кількість хімічних зв'язків. 2. Значення валентності змінюються від І до VII (рідко VIII). Валент
Водневий зв'язок
Крім різних гетерополярних і го-меополярних зв'язків, існує ще один особливий вид зв'язку, який останні два десятиліття привертає все більшу увагу хіміків. Це так звана водоросл
Кристалічні грати
Отже, кристалічна структура характеризується правильним (регулярним) розташуванням частинок у певних місцях в кристалі. При уявному з'єднанні цих точок лініями виходять прості
Розчини
Якщо посудину з водою помістити кристали кухонної солі, цукру чи перманганату калію (марганцівки), ми можемо спостерігати, як кількість твердої речовини поступово зменшується. При цьому вода,
Електролітична дисоціація
Розчини всіх речовин можна розділити на дві групи: електроліти-проводять електричний струм, неелектроліти-провідниками не є. Цей поділ є умовним, тому що все
Молекули є дипольними, тобто. один кінець молекули заряджений негативно, інший-позитивно. Молекула негативним полюсом підходить до іону натрію, позитивним до іону хлору; оточують іо
Іонний добуток води
Водневий показник (рН) - величина, що характеризує активність або концентрацію іонів водню в розчинах. Водневий показник позначається рН. Водневий показник чисельно
Хімічна реакція
Хімічна реакція - це перетворення одних речовин на інші. Втім, таке визначення потребує одного суттєвого доповнення. У ядерному реакторі або в прискорювачі теж одні речовини перетворюються
Методи розміщення коефіцієнтів в ОВР
Спосіб електронного балансу 1). Записуємо рівняння хімічної реакції KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Знаходимо атоми, вимір
Гідроліз
Гідроліз – процес обмінної взаємодії іонів солі з водою, що призводить до утворення малодисоційованих речовин та супроводжується зміною реакції (pH) середовища.
Суть
Швидкість хімічних реакцій
Швидкість реакції визначається зміною молярної концентрації однієї з реагуючих речовин: V = ± ((С2 – С1) / (t2 - t
Чинники, що впливають на швидкість хімічних реакцій
1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків та будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин з
Енергія активації
Зіткнення хімічних частинок призводить до хімічної взаємодії лише в тому випадку, якщо частинки, що зіштовхуються, мають енергію, що перевищує деяку певну величину. Розглянемо взаємо
Каталіз каталізатор
Багато реакцій можна прискорити або сповільнити шляхом запровадження деяких речовин. Речовини, що додаються, не беруть участі в реакції і не витрачаються в ході її перебігу, але істотно впливають на
Хімічна рівновага
Хімічні реакції, які протікають з порівнянними швидкостями обох напрямках, називаються оборотними. У таких реакціях утворюються рівноважні суміші реагентів і продуктів, склад яких
Принцип Ле Шательє
Принцип Ле Шательє говорить про те, що для усунення рівноваги вправо потрібно, по-перше, підвищувати тиск. Справді, при підвищенні тиску система «опиратиметься» зростанню кон
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції Збільшують швидкість Зменшують швидкість Наявність хімічно активних реагентів
Закон Геса
Користуючись табличними значеннями
У ході реакції відбувається розрив зв'язків у вихідних речовинах та утворення нових зв'язків у продуктах реакції. Оскільки утворення зв'язку йде з виділенням, а його розрив - з поглинанням енергії, то х
Гідроксиди лужних металів – за звичайних умов є тверді білі кристалічні речовини, гігроскопічні, милі на дотик, дуже добре розчиняються у воді (їх розчинення – екзотермічний процес), легкоплавки. Гідроксиди лужноземельних металів Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2) – білі порошкоподібні речовини, набагато менш розчинні у воді порівняно з гідроксидами лужних металів. Нерозчинні у воді основи зазвичай утворюються у вигляді гелеподібних опадів, що розкладаються під час зберігання. Наприклад, Сu(ОН) 2 – синій драглистий осад.
3.1.4 Хімічні властивості основ.
Властивості підстав зумовлені наявністю іонів ОН – . У властивостях лугів та нерозчинних у воді основ є відмінності, проте загальною властивістю є реакція взаємодії з кислотами. Хімічні властивості підстав представлені у таблиці 6.
Таблиця 6 – Хімічні властивості основ
|
Луги |
Нерозчинні основи |
|
Усі підстави реагують із кислотами ( реакція нейтралізації) |
|
|
2NaOH + H 2 SО 4 = Na 2 SО 4 + 2H 2 О |
Сr(ОН) 2 + 2НС1 = СrС1 2 + 2Н 2 O |
|
Підстави реагують з кислотними оксидамиз утворенням солі та води: 6КОН + Р 2 O 5 = 2К 3 РO 4 + 3Н 2 O |
|
|
Луги реагують з розчинами солей, якщо один із продуктів реакції випадає в осад(т. е. якщо утворюється нерозчинне з'єднання): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 |
Нерозчинні у воді основи та амфотерні гідроксиди розкладаються при нагріванніна відповідний оксид та воду: Мn(ОН) 2 МnО + Н 2 O Сu(ОН) 2 СuО + Н 2 O |
|
Луги можна знайти індикатором. У лужному середовищі: лакмус – синій, фенолфталеїн – малиновий, метиловий помаранчевий – жовтий | |
3.1.5 Найважливіші підстави.
NaOH- їдкий натр, каустична сода. Легкоплавкі (t пл = 320 °С) білі гігроскопічні кристали, добре розчиняються у воді. Розчин милий на дотик і є небезпечною їдкою рідиною. NaOH – один із найважливіших продуктів хімічної промисловості. У великих кількостях потрібно для очищення нафтопродуктів, що широко застосовується в миловарній, паперовій, текстильній та інших галузях промисловості, а також для виробництва штучного волокна.
КОН- їдке калі. Білі гігроскопічні кристали добре розчиняються у воді. Розчин милий на дотик і є небезпечною їдкою рідиною. Властивості КОН аналогічні властивостям NaOH, але застосовується гідроксид калію набагато рідше через його більш високу вартість.
Са(ВІН) 2 - гашене вапно. Білі кристали мало розчинні у воді. Розчин називається "вапняною водою", суспензія - "вапняним молоком". Вапняна вода застосовується для розпізнавання вуглекислого газу, вона каламутніє при пропусканні СО 2 . Гашене вапно широко використовується в будівельній справі як основа для виготовлення в'яжучих речовин.
Підстави, амфотерні гідроксиди
Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.
Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів
1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.
2. Водні розчини дисоціюють:
3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:
Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:
4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:
5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:
а) сплавлення:
б) у розчинах:
6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:
Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:
Амфотерні гідроксиди
Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.
Хімічні властивості амфотерних сполук
1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)
Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.
Загальний метод одержання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:
АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl
У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:
АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.
2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоти
Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).
Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.
Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.
кислота → основа + Н +
На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3
кислота основа кислота основа
Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот та основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціях відводиться електронних пар.
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.
Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).
Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.
Номенклатура кислот
Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.
За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).
За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).
Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:
Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.
У водневих сполуках елементів III-IV груп періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.
Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е та, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.
Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.
Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.
3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2
Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.
можна розділити на два типи реакцій:
1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;
2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.
Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.
До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять в ряду напруги до водню, наприклад:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.
Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.
Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.
Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).
Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:
Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)
2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)
Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.
Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.
Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Слід запам'ятати, що:
- Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.
Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.
- У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:
- Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:
- І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):
- Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:
Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .
Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).
Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.
Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.
Довідковий матеріал для проходження тестування:
таблиця Менделєєва
Таблиця розчинності
Ще зі школи нам відомо, що основами називають сполуки, де атоми металу пов'язані з однією або декількома гідроксогрупами— KOH, Ca(OH) 2 тощо. Проте поняття «основи» насправді ширше, і є дві теорії підстав — протонна (теорія Брёнстеда — Лоурі) і електронна (теорія Льюїса). ми розглянемо в окремій статті, тому візьмемо визначення з теорії Бренстеда (далі в цій статті — лише підстави Бронстеда): Основи (гідрокси) - це речовини або частинки, здатні приймати (відщеплювати) протон від кислоти.Відповідно до такого визначення, властивості основи залежать від властивостей - наприклад, вода або оцтова кислота поводяться як основи у присутності сильніших кислот:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ HSO 4 - + H 3 O + (катіон гідроксонію)
H 2 SO 4 + CH 3 COOH ⇄ HSO 4 - + CH 3 COOH 2 +
Номенклатура основ
Назви основ утворюються дуже просто — спочатку йде слово «гідроксід», а потім назва металу, який входить у цю основу. Якщо метал має змінну валентність, це відбивають у назві.
KOH - гідроксид калію
Ca(OH) 2 - гідроксид кальцію
Fe(OH) 2 - гідроксид заліза (II)
Fe(OH) 3 - гідроксид заліза (III)
Існує також основа NH 4 OH (гідроксід амонію), де гідроксогрупа пов'язана не з металом, а катіоном амонію NH 4 + .
Класифікація основ
Підстави можна класифікувати за такими ознаками:
- За розчинністю основи ділять на розчинні - луги(NaOH, KOH) та нерозчинні основи(Ca(OH) 2 Al (OH) 3).
- За кислотністю (кількістю гідроксогруп) основи ділять на однокислотні(KOH, LiOH) та багатокислотні(Mg(OH 2), Al(OH) 3).
- За хімічними властивостями їх поділяють на основні(Ca(OH) 2 , NaOH) та амфотернітобто проявляють як основні властивості, так і кислотні (Al(OH) 3 , Zn(OH) 2).
- За силою (за ступенем дисоціації) розрізняють:
а) сильні(α = 100 %) – всі розчинні основи NaOH, LiOH, Ba(OH) 2 малорозчинний Ca(OH) 2 .
б) слабкі (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH) 2 , Fe(OH) 3 и растворимое NH 4 OH.
Сила підстав
Для основ можна кількісно висловити їхню силу, тобто здатність відщеплювати протон від кислоти. Для цього використовують константу основності K b — константу рівноваги для реакції між основою та кислотою, причому як кислота виступає вода. Чим вище значення константи основності, тим вища сила основи і тим сильніша його здатність відщеплювати протон. Також замість константи часто використовують показник константи основності pK b . Наприклад, для аміаку NH 3 маємо:
Отримання
Взаємодія активного металу з водою:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
Mg + 2H 2 O Mg(OH) 2 + H 2
Взаємодія основних з водою (тільки для лужних та лужноземельних металів):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 .
Промисловим способом отримання лугів є електроліз розчинів солей:
2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2
Взаємодія розчинних солей з лугами, причому для нерозчинних основ це єдиний спосіб одержання:
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4
MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.
Фізичні властивості
Усі підстави є твердими речовинами, що мають різне забарвлення. У воді нерозчинні, крім лугів.
Увага!Луги є дуже їдкими речовинами. При попаданні на шкіру розчини лугів викликають сильні опіки, що довго загоюються, при попаданні в очі можуть викликати сліпоту. При роботі з ними слід дотримуватися техніки безпеки та користуватися індивідуальними засобами захисту.
Зовнішній вигляд основ. Зліва направо: гідроксид натрію, гідроксид кальцію, метагідрокс заліза
Хімічні властивості
Хімічні властивості основ з погляду теорії електролітичної дисоціації обумовлені наявністю в їх розчинах надлишку вільних гідроксид - іонів ВІН-.
Зміна кольору індикаторів:
фенолфталеїн – малиновий
лакмус – синій
метиловий оранжевий – жовтий
Фенолфталеїн надає розчину лугу малинового забарвлення.
Взаємодія з кислотами з утворенням солі та води (реакція нейтралізації):
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O,
розчинне
Mg(OH) 2 + 2HCI → MgCI 2 + 2H 2 O.
нерозчинне
Взаємодія з кислотними:
2KOH + SO 3 → K 2 SO 4 + H 2 O
Взаємодія з амфотерними та гідроксидами:
а) при плавленні:
2NaOH + AI 2 O 3 → 2NaAIO 2 + H 2 O,
NaOH + AI(OH) 3 → NaAIO 2 + 2H 2 O.
б) у розчині:
2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na,
NaOH + AI(OH) 3 → Na.
Взаємодія з деякими простими речовинами (амфотерними металами, кремнієм та іншими):
2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 + H 2
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
Взаємодія з розчинними солями з утворенням опадів:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.
Малорозчинні та нерозчинні основи розкладаються при нагріванні:
Ca(OH) 2 → CaO + H 2 O,
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O.
Чи знаєте ви?
Органічні молекули, які розкладаються протягом мільйонів років без світла і кисню, зберігають лише свій вуглеводневий скелет. Сира нафта, наприклад, є сумішшю молекул, що містять тільки вуглець і водень, в той час як вугілля включає деяку кількість інших елементів. Хоча молекули, присутні у вугіллі та нафті, помітно відрізняються за своєю хімічною структурою, вони мають спільну особливість: вони не містять функціональних груп!