Bazna nomenklatura kemijskih svojstava. Hidroksidi

Suvremena kemijska znanost sastoji se od velikog broja grana, a svaka od njih, osim teorijske osnove, ima i veliku primijenjena vrijednost, praktičan. Što god dodirnete, sve okolo su proizvodi kemijske proizvodnje. Glavni dijelovi su anorganska i organska kemija. Razmotrite koje su glavne klase tvari klasificirane kao anorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije anorganskih spojeva

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Temelji.
4. kiseline.

Svaka od klasa predstavljena je širokim spektrom anorganskih spojeva i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske gospodarske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ove spojeve, u prirodi i dobivanje, proučavaju se u školskom tečaju kemije bez greške, u razredima 8-11.

Postoji opća tablica oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primjere svake od tvari i njihovo agregatno stanje u prirodi. Također prikazuje interakcije koje opisuju Kemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa zasebno i detaljnije.

Skupina spojeva – oksidi

4. Reakcije, uslijed kojih elementi mijenjaju CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiseline (iznimka SiO 2)

KO + voda = kiselina

2. Reakcije s bazama:

CO2 + 2CsOH \u003d Cs2CO3 + H2O

3. Reakcije s bazičnim oksidima: nastajanje soli

P 2 O 5 + 3 MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva, međusobno djeluju prema principu acidobazne metode (s kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselim oksidima). Ne stupaju u interakciju s vodom.

1. S kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina \u003d sol + H2O

2. S bazama (lužinama): stvaranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda \u003d Li

3. Reakcije s kiselinskim oksidima: dobivanje soli

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reakcije s RO: stvaranje soli, taljenje

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije taljenja s alkalijama i karbonatima alkalnih metala: nastajanje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne stvaraju kiseline ni lužine. Pokazuju vrlo specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran i od metala i od nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i anorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na temelju pozicija ED - elektrolitička disocijacija - Svante Arrhenius), kiseline su spojevi, u vodeni okoliš disocirajući na katione H + i anione kiselinskih ostataka An - . Danas su, međutim, kiseline pažljivo proučavane u bezvodnim uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji označavaju njihovu količinu u tvari. Na primjer, anorganske kiseline izražavaju se formulom H + kiselinski ostatak n-. organska tvar imaju drugačiji teorijski prikaz. Osim empirijske, za njih je moguće napisati punu i skraćenu strukturnu formulu, koja će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i raspored atoma, njihov međusobni odnos i glavne funkcionalna skupina za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim, sve kiseline se dijele u dvije skupine:

• anoksični - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadržavaju kisik (okso kiseline) – HClO 3 i sve gdje ima kisika.

Također, anorganske kiseline se dijele po stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jakosti kiseline mogu biti jake: sumporna, klorovodična, dušična, perklorna i druge, kao i slabe: sumporovodikova, hipoklorna i druge.

Organska kemija uopće ne nudi takvu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode su karboksilne kiseline. Njihovo zajednička značajka- prisutnost funkcionalne skupine -COOH. Na primjer, HCOOH (antik), CH 3 COOH (octeni), C 17 H 35 COOH (stearinski) i drugi.

Postoji niz kiselina, koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se razmatra ova tema u školskom tečaju kemije.

1. Sol.
2. Dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodična.
5. Ugljen.
6. Jod.
7. Sumporna.
8. Octena ili etanska.
9. Butan ili ulje.
10. benzojeva kiselina.

Ovih 10 kiselina u kemiji temeljne su tvari odgovarajućeg razreda kako u školskom tečaju tako i općenito u industriji i sintezi.

Svojstva anorganskih kiselina

Glavna fizikalna svojstva prvenstveno treba pripisati različitom agregatnom stanju. Uostalom, postoji niz kiselina koje u normalnim uvjetima imaju oblik kristala ili praha (borna, ortofosforna). Velika većina dobro poznatih anorganske kiseline su različite tekućine. Vrelište i talište također variraju.

Kiseline mogu uzrokovati ozbiljne opekline jer imaju moć uništavanja organskih tkiva i kože. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metiloranž (u normalnom okruženju - narančasto, u kiselinama - crveno),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasto, u kiselinama - crveno) ili neki drugi.

Najvažnija kemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije s jednostavnim i složenim tvarima.

Kemijska svojstva anorganskih kiselina

S čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. S jednostavnim tvarima-metalima. Obavezni uvjet: metal mora stajati u ECHRNM prije vodika, budući da metali koji stoje nakon vodika nisu u stanju istisnuti ga iz sastava kiselina. Kao rezultat reakcije vodik uvijek nastaje u obliku plina i soli.
2. S bazama. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina s lužinama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + topljiva baza = sol i voda
3. S amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid \u003d Be (NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. S bazičnim oksidima. Ishod: voda, sol.	2HCL + FeO = željezov (II) klorid + H 2 O
5. S amfoternim oksidima. Konačni učinak: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje stvaraju slabije kiseline. Konačni učinak: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

U interakciji s metalima ne reagiraju sve kiseline na isti način. Kemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, ali čak i na ovoj razini razmatraju se specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: lužine, amfoterne i netopljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, zbog strukture kristalna rešetka, kao i međusobni utjecaj atoma u sastavu molekula. Međutim, ako je za okside bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju, onda je za kiseline i baze to teže učiniti.

Baš kao i kiseline, prema teoriji ED, baze su tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katione Me n + i anione hidrokso skupina OH -.

• Topivi ili alkalijski (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Formiran od metala I, II grupe. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podskupina);
• Slabo topljiv ili netopljiv (srednje jakosti, ne mijenja boju indikatora). Primjer: magnezijev hidroksid, željezo (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenom mediju reverzibilno disociraju na ione-molekule). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna bazično-kisela svojstva). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena skupina proučava se u školskom tečaju kemije u odjeljku "Temelji". Kemija 8-9 razreda uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo topivih spojeva.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve lužine i teško topljivi spojevi nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istodobno, njihova tališta su u pravilu niska, a slabo topljivi hidroksidi se zagrijavanjem raspadaju. Osnovna boja je drugačija. Ako su lužine bijele, tada kristali teško topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Topivost većine spojeva ove klase može se vidjeti u tablici, koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli, pokazuje njihovu topljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - malina, metil narančasta - žuta. To je osigurano slobodnom prisutnošću hidrokso skupina u otopini. Zato teško topljive baze ne daju takvu reakciju.

Kemijska svojstva svake skupine baza su različita.

Kemijska svojstva
lužine	teško topljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (ukupno - sol i voda): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kiselinama (sol i voda): konvencionalne reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Interakcija s AO stvara hidroksokompleks soli i vode: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. Reagirajte s amfoternim hidroksidima da nastane hidrokso kompleksne soli: Isto kao i kod AO, samo bez vode V. Interakcija s topivim solima da bi se formirali netopivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interakcija s cinkom i aluminijem u vodenoj otopini stvara soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2	I. Pri zagrijavanju mogu se razgraditi: netopljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kiselinama (ukupno: sol i voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sol + H 2 O	I. Reagirajte s kiselinama da nastane sol i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reagirajte s alkalijama: rezultat - sol i voda (uvjet: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sol + 2H 2 O III. Reagiraju s jakim hidroksidima: rezultat su soli, ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

To su najkemijskija svojstva koja baze pokazuju. Kemija baza je vrlo jednostavna i pokorava se općim zakonima svih anorganskih spojeva.

Klasa anorganskih soli. Klasifikacija, fizikalna svojstva

Na temelju odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim spojevima koji disociraju u vodenoj otopini na metalne katione Me + n i anione kiselinskih ostataka An n-. Dakle, možete zamisliti sol. Kemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtočnija.

Istodobno, prema svojoj kemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrži vodikov kation). Primjer: NaHSO4.
• Bazične (imaju hidrokso skupinu). Primjer: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi i drugi). Primjer: K 2 .

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također govore o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu molekule.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različitu topljivost, što se može vidjeti u odgovarajućoj tablici.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda morate primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Shema boja je prilično raznolika. Otopine složenih soli, u pravilu, imaju svijetle zasićene boje.

Kemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična kemijska svojstva baza, kiselina, soli. Oksidi, kao što smo već razmotrili, u ovom se faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija s kiselinama (samo jake u smislu ED) uz stvaranje druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topivim hidroksidima uz pojavu soli i netopljivih baza:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topljiva sol + Cu(OH) 2 netopljiva baza

III. Interakcija s drugom topljivom soli da nastane netopljiva i topiva sol:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima lijevo od onog koji tvori sol u EHRNM. U ovom slučaju, metal koji ulazi u reakciju ne bi trebao, u normalnim uvjetima, djelovati s vodom:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, bazičnih, dvostrukih i kiselih soli govore same za sebe o specifičnosti ispoljenih kemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku prirodu svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga, daju ideju o nazivu tvari i njezinoj fizička svojstva. Stoga njihovu pisanju treba posvetiti posebnu pozornost. Ogromna raznolikost spojeva nudi nam općenito nevjerojatnu znanost - kemiju. Oksidi, baze, kiseline, soli - ovo je samo dio velike raznolikosti.

a) dobiti razlog.

1) Uobičajena metoda za dobivanje baza je reakcija izmjene, kojom se mogu dobiti i netopljive i topive baze:

CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 .

Kada se ovom metodom dobiju topljive baze, taloži se netopljiva sol.

2) Alkalije se također mogu dobiti interakcijom alkalijskih i zemnoalkalijskih metala ili njihovih oksida s vodom:

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2,

SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2.

3) Alkalije u tehnologiji obično se dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida:

b)kemijskiosnovna svojstva.

1) Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija s kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i lužine i netopljive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d SuSO 4 + 2 H 2 O.

2) Gore je pokazano kako lužine međusobno djeluju s kiselim i amfoternim oksidima.

3) Kada lužine stupaju u interakciju s topivim solima, nastaju nova sol i nova baza. Takva reakcija ide do kraja tek kada se barem jedna od dobivenih tvari istaloži.

FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Zagrijavanjem se većina baza, s izuzetkom hidroksida alkalnih metala, raspada u odgovarajući oksid i vodu:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

KISELINA - složene tvari čije se molekule sastoje od jednog ili više atoma vodika i kiselinskog ostatka. Sastav kiselina može se izraziti općom formulom H x A, gdje je A kiselinski ostatak. Atomi vodika u kiselinama mogu se zamijeniti ili zamijeniti atomima metala, te nastaju soli.

Ako kiselina sadrži jedan takav atom vodika, onda je to jednobazna kiselina (HCl - solna, HNO 3 - dušična, HClO - hipoklorna, CH 3 COOH - octena); dva atoma vodika - dibazične kiseline: H 2 SO 4 - sumporna, H 2 S - sumporovodik; tri atoma vodika su trobazična: H 3 PO 4 - ortofosforni, H 3 AsO 4 - ortoarsenski.

Ovisno o sastavu kiselinskog ostatka, kiseline se dijele na anoksične (H 2 S, HBr, HI) i one koje sadrže kisik (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). U molekulama kiselina koje sadrže kisik atomi vodika povezani su preko kisika sa središnjim atomom: H - O - E. Nazivi kiselina bez kisika tvore se od korijena ruskog naziva nemetala, povezujući samoglasnik - O- i riječi "vodik" (H 2 S - sumporovodik). Imena kiselina koje sadrže kisik daju se na sljedeći način: ako je nemetal (rjeđe metal), koji je dio kiselinskog ostatka, u najviši stupanj oksidacije, tada se sufiksi dodaju korijenu ruskog naziva elementa -n-, -ev-, ili - ov- a zatim završetak -i ja-(H 2 SO 4 - sumporna kiselina, H 2 CrO 4 - krom). Ako je oksidacijsko stanje središnjeg atoma niže, tada se koristi sufiks -ist-(H 2 SO 3 - sumporast). Ako nemetal tvori niz kiselina, koriste se i drugi sufiksi (HClO - klor ovatist aya, HClO 2 - klor ist aya, HClO 3 - klor jajolik aya, HClO 4 - klor n i ja).

S
sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, kiseline su elektroliti koji disociraju u vodenoj otopini uz stvaranje samo vodikovih iona kao kationa:

N x A xN + + A x-

Prisutnost H + -iona je posljedica promjene boje indikatora u kiselim otopinama: lakmus (crvena), metil narančasta (ružičasta).

Dobivanje i svojstva kiselina

A) dobivanje kiselina.

1) Anoksične kiseline mogu se dobiti izravnim spajanjem nemetala s vodikom i zatim otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:

2) Kiseline koje sadrže kisik često se mogu dobiti reakcijom kiselinskih oksida s vodom.

3) I kiseline bez kisika i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:

VaVr 2 + H 2 SO 4 = VaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (razb.) \u003d H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (krutina) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) U nekim slučajevima, redoks reakcije se mogu koristiti za dobivanje kiselina:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) kemijska svojstva kiselina.

1) Kiseline međusobno djeluju s bazama i amfoternim hidroksidima. U ovom slučaju, praktički netopljive kiseline (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) mogu reagirati samo s topivim alkalijama.

H2SiO3 + 2NaOH \u003d Na2SiO3 + 2H2O

2) Interakcija kiselina s baznim i amfoternim oksidima je raspravljena gore.

3) Međudjelovanje kiselina sa solima je reakcija izmjene uz nastanak soli i vode. Ova reakcija ide do kraja ako je proizvod reakcije netopljiva ili hlapljiva tvar ili slab elektrolit.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Međudjelovanje kiselina s metalima je redoks proces. Reducirajuće sredstvo je metal, oksidacijsko sredstvo su vodikovi ioni (neoksidirajuće kiseline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razrijeđena), H 3 PO 4) ili anion kiselinskog ostatka (oksidirajuće kiseline: H 2 SO 4 (konc), HNO 3 (konc i razb.)). Reakcijski produkti interakcije neoksidirajućih kiselina s metalima u nizu napona do vodika su sol i plinoviti vodik:

Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksidirajuće kiseline stupaju u interakciju s gotovo svim metalima, uključujući one s niskom aktivnošću (Cu, Hg, Ag), pri čemu nastaju produkti redukcije kiselih aniona, sol i voda:

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konc) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERNI HIDROKSID pokazuju kiselinsko-bazni dualitet: s kiselinama reagiraju kao baze:

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

a s bazama - kao kiseline:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcija se odvija u alkalnoj otopini);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija se odvija između čvrstih tvari tijekom fuzije).

Amfoterni hidroksidi tvore soli s jakim kiselinama i bazama.

Kao i drugi netopljivi hidroksidi, amfoterni hidroksidi se zagrijavanjem razlažu na oksid i vodu:

Be (OH) 2 \u003d BeO + H 2 O.

SOL- ionski spojevi koji se sastoje od kationa metala (ili amonija) i aniona kiselinskih ostataka. Svaka se sol može smatrati proizvodom neutralizacije baze s kiselinom. Ovisno o omjeru u kojem se uzimaju kiselina i baza, dobivaju se soli: srednji(ZnSO 4, MgCl 2) - produkt potpune neutralizacije baze kiselinom, kiselo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s viškom kiseline, glavni(CuOHCl, AlOHSO 4) - s viškom baze.

Imena soli prema međunarodnoj nomenklaturi tvore se od dvije riječi: imena kiselinskog aniona u imenički padež i metalni kation u genitivu, koji označava stupanj njegove oksidacije, ako je promjenjiv, rimskim brojem u zagradama. Na primjer: Cr 2 (SO 4) 3 - kromov (III) sulfat, AlCl 3 - aluminijev klorid. Imena kiselih soli tvore se dodavanjem riječi hidro- ili dihidro-(ovisno o broju atoma vodika u hidroanionu): Ca (HCO 3) 2 - kalcijev bikarbonat, NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogenfosfat. Imena osnovnih soli tvore se dodavanjem riječi hidrokso- ili dihidroksi-: (AlOH)Cl 2 - aluminijev hidroksoklorid, 2 SO 4 - kromov (III) dihidroksosulfat.

Dobivanje i svojstva soli

A ) kemijska svojstva soli.

1) Međudjelovanje soli s metalima je redoks proces. Istovremeno, metal lijevo u elektrokemijskom nizu napona istiskuje iz otopina njihovih soli sljedeće:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Alkalijski i zemnoalkalijski metali ne koriste se za obnavljanje drugih metala iz vodenih otopina njihovih soli, budući da stupaju u interakciju s vodom, istiskujući vodik:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) O interakciji soli s kiselinama i alkalijama raspravljalo se gore.

3) Međusobno djelovanje soli u otopini odvija se nepovratno samo ako je jedan od proizvoda slabo topljiva tvar:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 \u003d BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza soli - izmjenična razgradnja nekih soli s vodom. Hidroliza soli bit će detaljno obrađena u temi "elektrolitička disocijacija".

b) načini dobivanja soli.

U laboratorijskoj praksi obično se koriste sljedeće metode dobivanja soli, koje se temelje na kemijskim svojstvima različitih klasa spojeva i jednostavnih tvari:

1) Međudjelovanje metala s nemetalima:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Međudjelovanje metala s otopinama soli:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Međudjelovanje metala s kiselinama:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Međudjelovanje kiselina s bazama i amfoternim hidroksidima:

3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + 3H2O.

5) Međudjelovanje kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima:

2HNO3 + CuO \u003d Cu (NO3)2 + 2H2O.

6) Interakcija kiselina sa solima:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Interakcija lužina sa solima u otopini:

3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Međudjelovanje dviju soli u otopini:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Međudjelovanje lužina s kiselim i amfoternim oksidima:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O.

10) Međusobno djelovanje oksida različite prirode:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Soli se u prirodi nalaze u obliku minerala i stijena, u otopljenom stanju u vodi oceana i mora.

Jedna od klasa složenih anorganskih tvari su baze. To su spojevi koji uključuju atome metala i hidroksilnu skupinu, koji se mogu odvojiti u interakciji s drugim tvarima.

Struktura

Baze mogu sadržavati jednu ili više hidrokso skupina. Opća formula za baze je Me (OH) x. Atom metala je uvijek jedan, a broj hidroksilnih skupina ovisi o valenciji metala. U ovom slučaju, valencija OH skupine je uvijek I. Na primjer, u spoju NaOH, valencija natrija je I, dakle, postoji jedna hidroksilna skupina. Na bazi Mg (OH) 2, valencija magnezija je II, Al (OH) 3, valencija aluminija je III.

Broj hidroksilnih skupina može varirati u spojevima s metalima promjenjiva valencija. Na primjer, Fe (OH) 2 i Fe (OH) 3. U takvim slučajevima, valencija je navedena u zagradama iza naziva - željezov (II) hidroksid, željezov (III) hidroksid.

Fizička svojstva

Karakteristika i aktivnost baze ovisi o metalu. Većina baza su bijele krutine bez mirisa. Međutim, neki metali daju tvari karakterističnu boju. Na primjer, CuOH je žuta, Ni(OH) 2 je svijetlo zelena, Fe(OH) 3 je crveno-smeđa.

Riža. 1. Alkalije u čvrstom stanju.

Vrste

Temelji se klasificiraju prema dva kriterija:

• brojem OH grupa- jednokiselinski i višekiselinski;
• po topljivosti u vodi- lužine (topljive) i netopljive.

Alkalije tvore alkalijski metali - litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb) i cezij (Cs). Osim toga, zemnoalkalijski metali - kalcij (Ca), stroncij (Sr) i barij (Ba) su među aktivnim metalima koji tvore lužine.

Ovi elementi čine sljedeće temelje:

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

Sve druge baze, na primjer Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, su netopljive.

Na drugi način, lužine se nazivaju jake baze, a netopljive se nazivaju slabe baze. Tijekom elektrolitičke disocijacije, lužine brzo odustaju od hidroksilne skupine i brže reagiraju s drugim tvarima. Netopljive ili slabe baze su manje aktivne, jer nemojte donirati hidroksilnu skupinu.

Riža. 2. Klasifikacija baza.

Posebno mjesto u sistematizaciji anorganskih tvari zauzimaju amfoterni hidroksidi. Oni stupaju u interakciju i s kiselinama i s bazama, tj. ponašati se kao lužina ili kiselina, ovisno o uvjetima. Tu spadaju Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 i druge baze.

Priznanica

Temelji dobiti različiti putevi. Najjednostavnija je interakcija metala s vodom:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

Alkalije se dobivaju kao rezultat interakcije oksida s vodom:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Netopljive baze dobivaju se kao rezultat interakcije lužina sa solima:

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

Kemijska svojstva

Glavna kemijska svojstva baza opisana su u tablici.

Reakcije	Ono što se formira	Primjeri
S kiselinama	Sol i voda. Netopljive baze reagiraju samo s topivim kiselinama.	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Raspad na visokoj temperaturi	metalni oksid i voda	2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
S kiselim oksidima (alkalije reagiraju)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
S nemetalima (ulaze lužine)	Sol i vodik	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2
Izmjena sa solima	hidroksida i soli	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Alkalije s nekim metalima	Kompleks soli i vodika	2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Uz pomoć indikatora provodi se test za određivanje klase baze. U interakciji s bazom, lakmus postaje plav, fenolftalein postaje grimizan, a metiloranž postaje žut.

Riža. 3. Reakcija indikatora na podloge.

Što smo naučili?

Iz lekcije kemije u 8. razredu učili smo o značajkama, klasifikaciji i interakciji baza s drugim tvarima. Osnove - složene tvari, koji se sastoji od metala i OH hidroksilne skupine. Dijele se na topive ili alkalne i netopljive. Alkalije su agresivnije baze koje brzo reagiraju s drugim tvarima. Baze se dobivaju reakcijom metala ili metalnog oksida s vodom, kao i reakcijom soli i lužine. Baze reagiraju s kiselinama, oksidima, solima, metalima i nemetalima, a razlažu se na visokim temperaturama.

Tematski kviz

Evaluacija izvješća

Prosječna ocjena: 4.5. Ukupno primljenih ocjena: 135.

Hidroksidi alkalijskih metala - u normalnim uvjetima su čvrste bijele kristalne tvari, higroskopne, sapunaste na dodir, vrlo topive u vodi (njihovo otapanje je egzoterman proces), topljive. Hidroksidi zemnoalkalijskih metala Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) su bijele praškaste tvari, mnogo manje topive u vodi u usporedbi s hidroksidima alkalnih metala. U vodi netopljive baze obično nastaju kao gelasti precipitati koji se prilikom skladištenja razgrađuju. Na primjer, Cu (OH) 2 je plavi želatinasti talog.

3.1.4 Kemijska svojstva baza.

Svojstva baza su posljedica prisutnosti OH - iona. Postoje razlike u svojstvima lužina i baza netopljivih u vodi, ali zajedničko svojstvo je reakcija međudjelovanja s kiselinama. Kemijska svojstva baza prikazana su u tablici 6.

Tablica 6 - Kemijska svojstva baza

lužine	Netopljive baze
Sve baze reagiraju s kiselinama ( reakcija neutralizacije)
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2 H 2 O	Cr(OH) 2 + 2HC1 = CrC1 2 + 2H 2 O
Baze reagiraju s kiselim oksidima uz stvaranje soli i vode: 6KOH + P 2 O 5 \u003d 2K 3 RO 4 + 3H 2 O
Alkalije reagiraju s otopinama soli ako je jedan od produkata reakcije istaloži van(tj. ako se formira netopljivi spoj): CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	U vodi netopljive baze i amfoterni hidroksidi raspadaju se zagrijavanjem na odgovarajući oksid i vodu: Mn (OH) 2  MnO + H 2 O Cu (OH) 2  CuO + H 2 O
Alkalije se mogu otkriti pomoću indikatora. U alkalnom okruženju: lakmus - plavo, fenolftalein - malina, metiloranž - žuto

3.1.5 Osnovni temelji.

NaOH- kaustična soda, kaustična soda. Topljivi (t pl = 320 °C) bijeli higroskopni kristali, visoko topljivi u vodi. Otopina je sapunasta na dodir i opasna je kaustična tekućina. NaOH je jedan od najvažnijih proizvoda kemijske industrije. Potreban je u velikim količinama za pročišćavanje naftnih derivata, a naširoko se koristi u industriji sapuna, papira, tekstila i drugim industrijama, kao i za proizvodnju umjetnih vlakana.

KOH- kaustična potaša. Bijeli higroskopni kristali, visoko topljivi u vodi. Otopina je sapunasta na dodir i opasna je kaustična tekućina. Svojstva KOH slična su onima NaOH, ali se kalijev hidroksid mnogo rjeđe koristi zbog veće cijene.

Ca(OH) 2 - gašeno vapno. Bijeli kristali, slabo topljivi u vodi. Otopina se naziva "vapnena voda", a suspenzija se naziva "vapneno mlijeko". Vapnena voda služi za prepoznavanje ugljičnog dioksida, zamućuje se prolaskom CO 2 . Hidratizirano vapno naširoko se koristi u građevinskoj industriji kao osnova za proizvodnju veziva.

Metal i hidroksilna skupina (OH). Na primjer, natrijev hidroksid je NaOH, kalcijev hidroksid - ca(Oh) 2 , barijev hidroksid - Ba(Oh) 2 itd.

Dobivanje hidroksida.

1. Reakcija razmjene:

CaSO 4 + 2NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Elektroliza vodenih otopina soli:

2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + H 2 + Cl 2,

3. Međudjelovanje alkalijskih i zemnoalkalijskih metala ili njihovih oksida s vodom:

K + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Kemijska svojstva hidroksida.

1. Hidroksidi su alkalne prirode.

2. Hidroksidi otapaju se u vodi (lužini) i netopljivi su. Na primjer, KOH- otapa se u vodi ca(Oh) 2 - slabo topljiv, ima bijelu otopinu. Metali 1. skupine periodnog sustava D.I. Mendeljejev daju topljive baze (hidrokside).

3. Hidroksidi se zagrijavanjem razgrađuju:

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

4. Alkalije reagiraju s kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Alkalije mogu reagirati s nekim nemetalima na različitim temperaturama na različite načine:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(hladno),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(toplina).

6. Interakcija s kiselinama:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.