Pagrindinės nomenklatūros cheminės savybės. Hidroksidai

Šiuolaikinis chemijos mokslas yra labai įvairių šakų, ir kiekviena iš jų, be teorinės bazės, turi didelę taikoma vertė, praktiška. Kad ir ką liestum, viskas aplinkui yra chemijos gamybos produktai. Pagrindiniai skyriai yra neorganinė ir organinė chemija. Apsvarstykite, kokios pagrindinės medžiagų klasės yra klasifikuojamos kaip neorganinės ir kokias savybes jos turi.

Pagrindinės neorganinių junginių kategorijos

Tai apima:

1. Oksidai.
2. Druska.
3. Pamatai.
4. Rūgštys.

Kiekviena iš klasių yra atstovaujama daugybe neorganinių junginių ir yra svarbi beveik bet kurioje žmogaus ekonominės ir pramoninės veiklos struktūroje. Visos pagrindinės šiems junginiams būdingos savybės, buvimas gamtoje ir įgaunamas mokykliniame chemijos kurse, 8-11 klasėse, be nesėkmių tiriamos.

Yra bendra oksidų, druskų, bazių, rūgščių lentelė, kurioje pateikiami kiekvienos iš medžiagų pavyzdžiai ir jų agregacijos būklė, esant gamtoje. Tai taip pat parodo aprašytas sąveikas Cheminės savybės. Tačiau mes apsvarstysime kiekvieną klasę atskirai ir išsamiau.

Junginių grupė – oksidai

4. Reakcijos, dėl kurių elementai keičia CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagentas vanduo: rūgšties susidarymas (SiO 2 išimtis)

KO + vanduo = rūgštis

2. Reakcijos su bazėmis:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcijos su baziniais oksidais: druskų susidarymas

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

4. OVR reakcijos:

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

Jie pasižymi dvejopomis savybėmis, sąveikauja pagal rūgščių-šarmų metodo principą (su rūgštimis, šarmais, baziniais oksidais, rūgščių oksidais). Jie nesąveikauja su vandeniu.

1. Su rūgštimis: druskų ir vandens susidarymas

AO + rūgštis \u003d druska + H 2 O

2. Su bazėmis (šarmais): hidrokso kompleksų susidarymas

Al 2 O 3 + LiOH + vanduo \u003d Li

3. Reakcijos su rūgščių oksidais: druskų gavimas

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reakcijos su RO: druskų susidarymas, susiliejimas

MnO + Rb 2 O = dviguba druska Rb 2 MnO 2

5. Lydymosi reakcijos su šarmais ir šarminių metalų karbonatais: druskų susidarymas

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

Jie nesudaro rūgščių ar šarmų. Jie pasižymi labai specifinėmis savybėmis.

Kiekvienas aukštesnis oksidas, kurį sudaro ir metalas, ir nemetalas, ištirpęs vandenyje, suteikia stiprią rūgštį arba šarmą.

Organinės ir neorganinės rūgštys

Klasikiniame garse (remiantis ED pozicijomis – elektrolitinė disociacija – Svante Arrhenius) rūgštys yra junginiai, vandens aplinka disocijuoja į katijonus H + ir rūgščių liekanų An - anijonus. Tačiau šiandien rūgštys buvo kruopščiai ištirtos bevandenėmis sąlygomis, todėl yra daug skirtingų hidroksidų teorijų.

Empirinės oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės sudarytos tik iš simbolių, elementų ir indeksų, nurodančių jų kiekį medžiagoje. Pavyzdžiui, neorganinės rūgštys išreiškiamos formule H + rūgšties liekana n-. organinės medžiagos turi skirtingą teorinį vaizdą. Be empirinės, galima užrašyti visą ir sutrumpintą jų struktūrinę formulę, kurioje atsispindės ne tik molekulės sudėtis ir kiekis, bet ir atomų išsidėstymas, jų tarpusavio ryšys bei pagrindinė funkcinė grupė karboksirūgštims -COOH.

Neorganinėse visos rūgštys skirstomos į dvi grupes:

• beanoksinis - HBr, HCN, HCL ir kiti;
• deguonies turintys (okso rūgštys) - HClO 3 ir viskas, kur yra deguonies.

Taip pat neorganinės rūgštys skirstomos pagal stabilumą (stabilios arba stabilios – viskas, išskyrus anglies ir sieros, nestabilios arba nestabilios – anglies ir sieros). Pagal stiprumą rūgštys gali būti stiprios: sieros, druskos, azoto, perchloro ir kitos, taip pat silpnos: vandenilio sulfido, hipochloro ir kt.

Organinė chemija tokios įvairovės visiškai nepasiūlo. Rūgštys, kurios yra organinės prigimties, yra karboksirūgštys. Jų bendras bruožas- funkcinės grupės -COOH buvimas. Pavyzdžiui, HCOOH (antitikas), CH 3 COOH (acto), C 17 H 35 COOH (stearino) ir kt.

Yra nemažai rūgščių, kurios ypač kruopščiai akcentuojamos svarstant šią temą mokykliniame chemijos kurse.

1. Druska.
2. Azotas.
3. Ortofosforinis.
4. Hidrobrominis.
5. Anglis.
6. Jodas.
7. Sieros.
8. Acto arba etano.
9. Butanas arba aliejus.
10. Benzoinis.

Šios 10 rūgščių chemijoje yra pagrindinės atitinkamos klasės medžiagos tiek mokykloje, tiek apskritai pramonėje ir sintezėje.

Neorganinių rūgščių savybės

Pagrindinės fizinės savybės visų pirma turėtų būti priskiriamos kitokiai agregacijos būsenai. Juk yra nemažai rūgščių, kurios normaliomis sąlygomis turi kristalų arba miltelių pavidalą (boro, ortofosforo). Didžioji dauguma gerai žinomų neorganinės rūgštys yra skirtingi skysčiai. Virimo ir lydymosi taškai taip pat skiriasi.

Rūgštys gali stipriai nudeginti, nes gali sunaikinti organinius audinius ir odą. Rūgščių aptikimui naudojami indikatoriai:

• metiloranžinė (įprastoje aplinkoje - oranžinė, rūgštyse - raudona),
• lakmusas (neutraliame - violetinis, rūgštyse - raudonas) ar kai kurie kiti.

Svarbiausios cheminės savybės apima gebėjimą sąveikauti tiek su paprastomis, tiek su sudėtingomis medžiagomis.

Neorganinių rūgščių cheminės savybės

Su kuo jie bendrauja?	Reakcijos pavyzdys
1. Su paprastomis medžiagomis-metalais. Privaloma sąlyga: metalas turi stovėti ECHRNM prieš vandenilį, nes po vandenilio stovintys metalai negali jo išstumti iš rūgščių sudėties. Dėl reakcijos visada susidaro vandenilis dujų ir druskos pavidalu.
2. Su bazėmis. Reakcijos rezultatas yra druska ir vanduo. Tokios stiprių rūgščių reakcijos su šarmais vadinamos neutralizavimo reakcijomis.	Bet kokia rūgštis (stipri) + tirpi bazė = druska ir vanduo
3. Su amfoteriniais hidroksidais. Apatinė eilutė: druska ir vanduo.	2HNO 2 + berilio hidroksidas \u003d Be (NO 2) 2 (vidutinė druska) + 2H 2 O
4. Su baziniais oksidais. Rezultatas: vanduo, druska.	2HCL + FeO = geležies (II) chloridas + H 2 O
5. Su amfoteriniais oksidais. Galutinis poveikis: druska ir vanduo.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Su druskomis, susidarančiomis silpnesnių rūgščių. Galutinis poveikis: druska ir silpna rūgštis.	2HBr + MgCO 3 = magnio bromidas + H 2 O + CO 2

Sąveikaujant su metalais, ne visos rūgštys reaguoja vienodai. Chemija (9 klasė) mokykloje apima labai negilų tokių reakcijų tyrimą, tačiau net ir šiame lygyje atsižvelgiama į specifines koncentruotos azoto ir sieros rūgšties savybes sąveikaujant su metalais.

Hidroksidai: šarmai, amfoterinės ir netirpios bazės

Oksidai, druskos, bazės, rūgštys – visos šios medžiagų klasės turi bendrą cheminę prigimtį dėl struktūros kristalinė gardelė, taip pat abipusę atomų įtaką molekulių sudėtyje. Tačiau jei oksidams buvo galima pateikti labai konkretų apibrėžimą, tai rūgštims ir bazėms tai padaryti sunkiau.

Kaip ir rūgštys, pagal ED teoriją bazės yra medžiagos, kurios vandeniniame tirpale gali suskaidyti į metalo katijonus Me n + ir hidrokso grupių OH - anijonus.

• Tirpi arba šarminė (stiprios bazės, keičiančios indikatorių spalvą). Susidaro I, II metalų grupės. Pavyzdys: KOH, NaOH, LiOH (tai yra, atsižvelgiama tik į pagrindinių pogrupių elementus);
• Šiek tiek tirpsta arba netirpi (vidutinio stiprumo, nekeičia indikatorių spalvos). Pavyzdys: magnio hidroksidas, geležis (II), (III) ir kt.
• Molekulinės (silpnos bazės, vandeninėje terpėje grįžtamai disocijuoja į jonus-molekules). Pavyzdys: N 2 H 4, aminai, amoniakas.
• Amfoteriniai hidroksidai (rodo dvigubas bazines ir rūgštines savybes). Pavyzdys: berilis, cinkas ir pan.

Kiekviena atstovaujama grupė yra mokoma mokyklinio chemijos kurso skiltyje „Pamatai“. 8-9 chemijos klasė apima išsamų šarmų ir mažai tirpių junginių tyrimą.

Pagrindinės būdingos bazių savybės

Visi šarmai ir mažai tirpūs junginiai gamtoje randami kietos kristalinės būsenos. Tuo pačiu metu jų lydymosi temperatūra, kaip taisyklė, yra žema, o blogai tirpūs hidroksidai suyra kaitinant. Pagrindinė spalva skiriasi. Jei šarmai balti, tai mažai tirpių ir molekulinių bazių kristalai gali būti labai skirtingų spalvų. Daugumos šios klasės junginių tirpumą galima peržiūrėti lentelėje, kurioje pateikiamos oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės, parodytas jų tirpumas.

Šarmai geba keisti indikatorių spalvą taip: fenolftaleinas – avietinė, metiloranžinė – geltona. Tai užtikrina laisvas hidrokso grupių buvimas tirpale. Štai kodėl mažai tirpios bazės tokios reakcijos nesukelia.

Kiekvienos bazių grupės cheminės savybės yra skirtingos.

Cheminės savybės
šarmų	mažai tirpios bazės	Amfoteriniai hidroksidai
I. Sąveika su KO (iš viso – druska ir vanduo): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + vanduo II. Sąveika su rūgštimis (druska ir vandeniu): įprastos neutralizacijos reakcijos (žr. rūgštis) III. Sąveikauja su AO, kad susidarytų druskos ir vandens hidroksokompleksas: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O arba Na 2 IV. Reaguokite su amfoteriniais hidroksidais, kad susidarytų hidroksas kompleksinės druskos: Tas pats kaip su AO, tik be vandens V. Sąveika su tirpiomis druskomis sudarydama netirpius hidroksidus ir druskas: 3CsOH + geležies (III) chloridas = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Vandeniniame tirpale sąveikauja su cinku ir aliuminiu, kad susidarytų druskos ir vandenilis: 2RbOH + 2Al + vanduo = kompleksas su hidroksido jonu 2Rb + 3H 2	I. Kaitinant jie gali suirti: netirpus hidroksidas = oksidas + vanduo II. Reakcijos su rūgštimis (iš viso: druska ir vanduo): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + vanduo III. Bendraukite su KO: Me + n (OH) n + KO \u003d druska + H 2 O	I. Reaguokite su rūgštimis, kad susidarytų druska ir vanduo: (II) + 2HBr = CuBr 2 + vanduo II. Reaguoja su šarmais: rezultatas – druska ir vanduo (būkle: susiliejimas) Zn(OH)2 + 2CsOH \u003d druska + 2H 2O III. Jie reaguoja su stipriais hidroksidais: susidaro druskos, jei reakcija vyksta vandeniniame tirpale: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Tai yra labiausiai cheminės savybės, kurias turi bazės. Bazių chemija yra gana paprasta ir paklūsta bendriesiems visų neorganinių junginių dėsniams.

Neorganinių druskų klasė. Klasifikacija, fizikinės savybės

Remiantis ED nuostatomis, druskas galima vadinti neorganiniais junginiais, kurie vandeniniame tirpale disocijuoja į metalo katijonus Me + n ir rūgščių liekanų An n- anijonus. Taigi galite įsivaizduoti druską. Chemija pateikia daugiau nei vieną apibrėžimą, tačiau tai yra tiksliausias.

Tuo pačiu metu visos druskos pagal savo cheminę prigimtį skirstomos į:

• Rūgšti (turi vandenilio katijoną). Pavyzdys: NaHSO4.
• Bazinis (turintis hidrokso grupę). Pavyzdys: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Vidutinė (sudaryta tik iš metalo katijono ir rūgšties liekanos). Pavyzdys: NaCL, CaSO 4.
• Dvigubas (įskaitant du skirtingus metalo katijonus). Pavyzdys: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleksas (hidroksokompleksai, vandens kompleksai ir kt.). Pavyzdys: K 2 .

Druskų formulės atspindi jų cheminę prigimtį, taip pat kalba apie kokybinę ir kiekybinę molekulės sudėtį.

Oksidai, druskos, bazės, rūgštys turi skirtingą tirpumą, tai galima pamatyti atitinkamoje lentelėje.

Jei kalbame apie druskų agregacijos būseną, tuomet reikia pastebėti jų vienodumą. Jie egzistuoja tik kietos, kristalinės arba miltelių pavidalo. Spalvų schema yra gana įvairi. Sudėtingų druskų tirpalai, kaip taisyklė, turi ryškių sočiųjų spalvų.

Cheminė sąveika vidutinių druskų klasei

Jie turi panašias bazių, rūgščių, druskų chemines savybes. Oksidai, kaip jau minėjome, šiuo veiksniu šiek tiek skiriasi nuo jų.

Iš viso galima išskirti 4 pagrindinius vidutinių druskų sąveikos tipus.

I. Sąveika su rūgštimis (tik stiprios ED atžvilgiu) susidarant kitai druskai ir silpnai rūgščiai:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcijos su tirpiais hidroksidais, kai atsiranda druskų ir netirpių bazių:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 tirpi druska + Cu(OH) 2 netirpi bazė

III. Sąveika su kita tirpia druska, kad susidarytų netirpi ir tirpi druska:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcijos su metalais, esančiais kairėje nuo to, kuris sudaro druską EHRNM. Šiuo atveju metalas, patenkantis į reakciją, normaliomis sąlygomis neturėtų sąveikauti su vandeniu:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Tai yra pagrindiniai sąveikos tipai, būdingi vidutinėms druskoms. Sudėtingų, bazinių, dvigubų ir rūgščių druskų formulės kalba pačios už pasireiškusių cheminių savybių specifiškumą.

Oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės atspindi visų šių neorganinių junginių klasių atstovų cheminę prigimtį, be to, suteikia idėją apie medžiagos pavadinimą ir jos pavadinimą. fizines savybes. Todėl jų rašymui reikėtų skirti ypatingą dėmesį. Didžiulė junginių įvairovė suteikia mums apskritai nuostabų mokslą – chemiją. Oksidai, bazės, rūgštys, druskos – tai tik dalis didžiulės įvairovės.

a) rasti priežastį.

1) Dažnas bazių gavimo būdas yra mainų reakcija, kurios metu galima gauti ir netirpias, ir tirpias bazes:

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

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

Kai šiuo metodu gaunamos tirpios bazės, nusėda netirpi druska.

2) Šarmus taip pat galima gauti sąveikaujant šarminiams ir žemės šarminiams metalams arba jų oksidams su vandeniu:

2Li + 2H2O \u003d 2LiOH + H2,

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.

3) Technologijoje šarmai paprastai gaunami elektrolizuojant vandeninius chloridų tirpalus:

b)cheminisbazinės savybės.

1) Būdingiausia bazių reakcija yra jų sąveika su rūgštimis – neutralizacijos reakcija. Jame yra ir šarmų, ir netirpių bazių:

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

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

2) Aukščiau buvo parodyta, kaip šarmai sąveikauja su rūgštiniais ir amfoteriniais oksidais.

3) Šarmams sąveikaujant su tirpiomis druskomis susidaro nauja druska ir nauja bazė. Tokia reakcija baigiasi tik tada, kai nusėda bent viena iš susidariusių medžiagų.

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

4) Kaitinant, dauguma bazių, išskyrus šarminių metalų hidroksidus, skyla į atitinkamą oksidą ir vandenį:

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

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

RŪGŠTIS - sudėtingos medžiagos, kurių molekulės susideda iš vieno ar daugiau vandenilio atomų ir rūgšties liekanos. Rūgščių sudėtis gali būti išreikšta bendra formule H x A, kur A yra rūgšties liekana. Vandenilio atomai rūgštyse gali būti pakeisti arba pakeisti metalo atomais, susidaro druskos.

Jei rūgštyje yra vienas toks vandenilio atomas, tai ji yra vienbazinė rūgštis (HCl – druskos rūgštis, HNO 3 – azoto, HClO – hipochlorinė, CH 3 COOH – acto rūgštis); du vandenilio atomai - dvibazinės rūgštys: H 2 SO 4 - sieros rūgštis, H 2 S - vandenilio sulfidas; trys vandenilio atomai yra tribaziniai: H 3 PO 4 - ortofosforo, H 3 AsO 4 - ortoarseno.

Priklausomai nuo rūgšties liekanos sudėties, rūgštys skirstomos į anoksines (H 2 S, HBr, HI) ir turinčias deguonies (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). Deguonies turinčių rūgščių molekulėse vandenilio atomai per deguonį jungiasi su centriniu atomu: H - O - E. Bedeguonių rūgščių pavadinimai susidaro iš rusiško nemetalo pavadinimo šaknies, jungiamojo. balsis - O– ir žodžiai „vandenilis“ (H 2 S – vandenilio sulfidas). Deguonies turinčių rūgščių pavadinimai pateikiami taip: jei nemetalas (rečiau metalas), kuris yra rūgšties liekanos dalis, yra aukščiausias laipsnis oksidacija, tada prie rusiško elemento pavadinimo šaknies pridedamos priesagos -n-, -ev-, arba - ov- ir tada baigiasi -ir aš-(H 2 SO 4 – sieros, H 2 CrO 4 – chromo). Jei centrinio atomo oksidacijos būsena yra mažesnė, tada naudojama priesaga -ist-(H 2 SO 3 – sieros). Jei nemetalas sudaro rūgščių seriją, taip pat naudojamos kitos priesagos (HClO - chloras ovaistas aya, HClO 2 - chloras ist aya, HClO 3 - chloras kiaušiniški aya, HClO 4 - chloras n ir aš).

SU
Elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu rūgštys yra elektrolitai, kurie disocijuoja vandeniniame tirpale, kai katijonais susidaro tik vandenilio jonai:

N x A xN + + A x-

H + -jonų buvimas atsiranda dėl indikatorių spalvos pasikeitimo rūgščių tirpaluose: lakmusas (raudonas), metilo oranžinis (rožinis).

Rūgščių paruošimas ir savybės

A) rūgščių gavimas.

1) Anoksinės rūgštys gali būti gaunamos tiesiogiai sujungiant nemetalus su vandeniliu ir ištirpinant atitinkamas dujas vandenyje:

2) Deguonies turinčios rūgštys dažnai gali būti gaunamos rūgščių oksidams reaguojant su vandeniu.

3) Tiek be deguonies, tiek turinčios deguonies rūgštys gali būti gaunamos mainų reakcijose tarp druskų ir kitų rūgščių:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSO 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 (kieta) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) Kai kuriais atvejais rūgštims gauti gali būti naudojamos redokso reakcijos:

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

b ) rūgščių cheminės savybės.

1) Rūgštys sąveikauja su bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais. Šiuo atveju praktiškai netirpios rūgštys (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) gali reaguoti tik su tirpiais šarmais.

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

2) Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais buvo aptarta aukščiau.

3) Rūgščių sąveika su druskomis yra mainų reakcija, susidarant druskai ir vandeniui. Ši reakcija baigiasi, jei reakcijos produktas yra netirpi arba laki medžiaga arba silpnas elektrolitas.

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) Rūgščių sąveika su metalais yra redokso procesas. Reduktorius yra metalas, oksidatorius - vandenilio jonai (neoksiduojančios rūgštys: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (atskiestas), H 3 PO 4) arba rūgšties liekanos anijonas (oksiduojančios rūgštys: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (konc. ir skied.)). Neoksiduojančių rūgščių sąveikos su metalais reakcijos produktai, esant įtampai iki vandenilio, yra druska ir dujinis vandenilis:

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

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksiduojančios rūgštys sąveikauja su beveik visais metalais, įskaitant mažo aktyvumo metalus (Cu, Hg, Ag), o susidaro rūgščių anijonų redukcijos produktai, druska ir vanduo:

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

AMFOTERINIAI HIDROKSIDAI pasižymi rūgščių ir šarmų dvilypumu: jie reaguoja su rūgštimis kaip bazėmis:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,

ir su bazėmis - kaip rūgštys:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcija vyksta šarminiame tirpale);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (lydymosi metu reakcija vyksta tarp kietųjų medžiagų).

Amfoteriniai hidroksidai sudaro druskas su stipriomis rūgštimis ir bazėmis.

Kaip ir kiti netirpūs hidroksidai, amfoteriniai hidroksidai kaitinami skyla į oksidą ir vandenį:

Būti (OH) 2 \u003d BeO + H 2 O.

DRUSKA- joniniai junginiai, sudaryti iš metalo katijonų (arba amonio) ir rūgščių liekanų anijonų. Bet kuri druska gali būti laikoma bazės neutralizavimo reakcijos su rūgštimi produktu. Priklausomai nuo rūgšties ir bazės santykio, gaunamos druskos: vidutinis(ZnSO 4, MgCl 2) - visiško bazės neutralizavimo rūgštimi produktas, rūgštus(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - su rūgšties pertekliumi, pagrindinis(CuOHCl, AlOHSO 4) – su bazės pertekliumi.

Druskų pavadinimai pagal tarptautinę nomenklatūrą sudaromi iš dviejų žodžių: rūgšties anijono pavadinimai vardinis atvejis ir metalo katijonas genityve, nurodantis jo oksidacijos laipsnį, jei jis kintamas, su romėnišku skaitmeniu skliausteliuose. Pavyzdžiui: Cr 2 (SO 4) 3 - chromo (III) sulfatas, AlCl 3 - aliuminio chloridas. Rūgščių druskų pavadinimai susidaro pridedant žodį hidro- arba dihidro-(priklausomai nuo vandenilio atomų skaičiaus hidroanione): Ca (HCO 3) 2 - kalcio bikarbonatas, NaH 2 PO 4 - natrio divandenilio fosfatas. Bazinių druskų pavadinimai susidaro pridedant žodį hidrokso- arba dihidrokso-: (AlOH)Cl 2 - aliuminio hidroksochloridas, 2 SO 4 - chromo (III) dihidroksosulfatas.

Druskų paruošimas ir savybės

A ) cheminės druskų savybės.

1) Druskų sąveika su metalais yra redokso procesas. Tuo pačiu metu elektrocheminėje įtampų serijoje esantis metalas kairėje išstumia iš jų druskų tirpalų:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Šarminiai ir šarminių žemių metalai nenaudojami kitiems metalams atkurti iš vandeninių jų druskų tirpalų, nes jie sąveikauja su vandeniu, išstumdami vandenilį:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) Druskų sąveika su rūgštimis ir šarmais buvo aptarta aukščiau.

3) Druskų sąveika viena su kita tirpale vyksta negrįžtamai tik tuo atveju, jei vienas iš produktų yra blogai tirpi medžiaga:

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

4) Druskų hidrolizė – kai kurių druskų mainų skaidymas su vandeniu. Druskų hidrolizė bus išsamiai aptarta temoje „Elektrolitinė disociacija“.

b) druskos gavimo būdai.

Laboratorinėje praktikoje paprastai naudojami šie druskų gavimo metodai, pagrįsti įvairių klasių junginių ir paprastų medžiagų cheminėmis savybėmis:

1) Metalų sąveika su nemetalais:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Metalų sąveika su druskos tirpalais:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Metalų sąveika su rūgštimis:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Rūgščių sąveika su bazėmis ir amfoteriniais hidroksidais:

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

5) Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Rūgščių sąveika su druskomis:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) šarmų sąveika su druskomis tirpale:

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

8) Dviejų druskų sąveika tirpale:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) šarmų sąveika su rūgštiniais ir amfoteriniais oksidais:

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

10) Įvairaus pobūdžio oksidų sąveika tarpusavyje:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Druskos gamtoje randamos mineralų ir uolienų pavidalu, ištirpusios vandenynų ir jūrų vandenyje.

Viena iš sudėtingų neorganinių medžiagų klasių yra bazės. Tai junginiai, kuriuose yra metalo atomų ir hidroksilo grupės, kurios gali atsiskirti sąveikaujant su kitomis medžiagomis.

Struktūra

Bazės gali turėti vieną arba daugiau hidrokso grupių. Bendra bazių formulė yra Me (OH) x. Metalo atomas visada yra vienas, o hidroksilo grupių skaičius priklauso nuo metalo valentingumo. Šiuo atveju OH grupės valentingumas visada yra I. Pavyzdžiui, NaOH junginyje natrio valentingumas yra I, todėl yra viena hidroksilo grupė. Mg (OH) 2 bazėje magnio valentingumas yra II, Al (OH) 3, aliuminio - III.

Hidroksilo grupių skaičius gali skirtis junginiuose su metalais kintamasis valentingumas. Pavyzdžiui, Fe (OH) 2 ir Fe (OH) 3. Tokiais atvejais valentingumas nurodomas skliausteliuose po pavadinimo – geležies (II) hidroksidas, geležies (III) hidroksidas.

Fizinės savybės

Pagrindo charakteristika ir aktyvumas priklauso nuo metalo. Dauguma bazių yra baltos, bekvapės kietosios medžiagos. Tačiau kai kurie metalai suteikia medžiagai būdingą spalvą. Pavyzdžiui, CuOH yra geltona, Ni(OH) 2 yra šviesiai žalia, Fe(OH) 3 yra raudonai ruda.

Ryžiai. 1. Kietos būsenos šarmai.

Rūšys

Pamatai klasifikuojami pagal du kriterijus:

• pagal OH grupių skaičių- vienos rūgšties ir kelių rūgščių;
• pagal tirpumą vandenyje- šarmai (tirpūs) ir netirpūs.

Šarmus sudaro šarminiai metalai – litis (Li), natris (Na), kalis (K), rubidis (Rb) ir cezis (Cs). Be to, šarminiai žemės metalai – kalcis (Ca), stroncis (Sr) ir baris (Ba) yra tarp aktyvių metalų, kurie sudaro šarmus.

Šie elementai sudaro šiuos pagrindus:

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

Visos kitos bazės, pavyzdžiui, Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, yra netirpios.

Kitaip šarmai vadinami stipriosiomis, o netirpios – silpnomis bazėmis. Elektrolitinės disociacijos metu šarmai greitai atsisako hidroksilo grupės ir greičiau reaguoja su kitomis medžiagomis. Netirpios arba silpnos bazės yra mažiau aktyvios, nes nedovanoti hidroksilo grupės.

Ryžiai. 2. Bazių klasifikacija.

Ypatingą vietą neorganinių medžiagų sistemavime užima amfoteriniai hidroksidai. Jie sąveikauja tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis, t.y. priklausomai nuo sąlygų, elgiasi kaip šarmas arba rūgštis. Tai Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Pb(OH) 2, Cr(OH) 3, Be(OH) 2 ir kitos bazės.

Kvitas

Gauti pagrindo Skirtingi keliai. Paprasčiausias yra metalo sąveika su vandeniu:

Ba + 2H 2O → Ba (OH) 2 + H2.

Šarmai susidaro dėl oksido sąveikos su vandeniu:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Netirpios bazės gaunamos dėl šarmų sąveikos su druskomis:

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

Cheminės savybės

Pagrindinės cheminės bazių savybės aprašytos lentelėje.

Reakcijos	Kas susidaro	Pavyzdžiai
Su rūgštimis	Druska ir vanduo. Netirpios bazės reaguoja tik su tirpiomis rūgštimis.	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Skilimas aukštoje temperatūroje	metalo oksidas ir vanduo	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Su rūgštiniais oksidais (reaguoja šarmai)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Su nemetalais (įeina šarmai)	Druska ir vandenilis	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2
Keisti druskomis	hidroksidas ir druska	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Šarminiai su kai kuriais metalais	Sudėtinė druska ir vandenilis	2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2

Indikatoriaus pagalba atliekamas bandymas pagrindo klasei nustatyti. Sąveikaujant su baze, lakmusas pasidaro mėlynas, fenolftaleinas – tamsiai raudonas, o metiloranžinė – geltona.

Ryžiai. 3. Rodiklių reakcija į pagrindus.

Ko mes išmokome?

Iš 8 klasės chemijos pamokos sužinojome apie bazių ypatybes, klasifikaciją ir sąveiką su kitomis medžiagomis. Pagrindas - sudėtingos medžiagos, susidedantis iš metalo ir OH hidroksilo grupės. Jie skirstomi į tirpius arba šarminius ir netirpius. Šarmai yra agresyvesnės bazės, kurios greitai reaguoja su kitomis medžiagomis. Bazės gaunamos reaguojant metalui arba metalo oksidui su vandeniu, taip pat reaguojant druskai ir šarmui. Bazės reaguoja su rūgštimis, oksidais, druskomis, metalais ir nemetalais ir suyra aukštoje temperatūroje.

Temos viktorina

Ataskaitos įvertinimas

Vidutinis reitingas: 4.5. Iš viso gautų įvertinimų: 135.

Šarminių metalų hidroksidai – įprastomis sąlygomis yra kietos baltos kristalinės medžiagos, higroskopiškos, liesti muiluotos, labai tirpios vandenyje (jų tirpimas yra egzoterminis procesas), tirpūs. Šarminių žemių metalų hidroksidai Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) yra baltos miltelių pavidalo medžiagos, daug mažiau tirpios vandenyje, palyginti su šarminių metalų hidroksidais. Vandenyje netirpios bazės dažniausiai susidaro kaip gelio formos nuosėdos, kurios suyra laikant. Pavyzdžiui, Cu (OH) 2 yra mėlynos želatinos nuosėdos.

3.1.4 Cheminės bazių savybės.

Bazių savybės atsiranda dėl OH - jonų buvimo. Skiriasi šarmų ir vandenyje netirpių bazių savybės, tačiau bendra savybė yra sąveikos su rūgštimis reakcija. Cheminės bazių savybės pateiktos 6 lentelėje.

6 lentelė. Bazių cheminės savybės

šarmų	Netirpios bazės
Visos bazės reaguoja su rūgštimis ( neutralizacijos reakcija)
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H2O
Bazės reaguoja su rūgštiniais oksidais su druskos ir vandens susidarymu: 6KOH + P 2 O 5 \u003d 2K 3 RO 4 + 3H 2 O
Šarmai reaguoja su druskos tirpalais jei vienas iš reakcijos produktų išeina nuosėdos(t. y. jei susidaro netirpus junginys): CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Vandenyje netirpios bazės ir amfoteriniai hidroksidai kaitinant suyra iki atitinkamo oksido ir vandens: Mn (OH) 2  MnO + H 2 O Cu (OH) 2  CuO + H 2 O
Šarmus galima aptikti indikatoriumi. Šarminėje aplinkoje: lakmusas - mėlynas, fenolftaleinas - avietės, metilo oranžinis - geltonas

3.1.5 Esminiai pamatai.

NaOH- kaustinė soda, kaustinė soda. Lydieji (t pl = 320 °C) balti higroskopiški kristalai, gerai tirpūs vandenyje. Tirpalas yra muiluotas liesti ir yra pavojingas kaustinis skystis. NaOH yra vienas iš svarbiausių chemijos pramonės produktų. Jis reikalingas dideliais kiekiais naftos produktams valyti, plačiai naudojamas muilo, popieriaus, tekstilės ir kitose pramonės šakose, taip pat dirbtinio pluošto gamyboje.

KOH- kaustinis kalis. Balti higroskopiški kristalai, gerai tirpūs vandenyje. Tirpalas yra muiluotas liesti ir yra pavojingas kaustinis skystis. KOH savybės yra panašios į NaOH, tačiau kalio hidroksidas naudojamas daug rečiau dėl didesnės kainos.

Ca(OH) 2 - gesintos kalkės. Balti kristalai, šiek tiek tirpsta vandenyje. Tirpalas vadinamas „kalkių vandeniu“, o suspensija – „kalkių pienu“. Kalkių vanduo naudojamas anglies dioksidui atpažinti, jis tampa drumstas, kai praeina CO 2. Hidratuotos kalkės plačiai naudojamos statybų pramonėje kaip rišamųjų medžiagų gamybos pagrindas.

Metalo ir hidroksilo grupė (OH). Pavyzdžiui, natrio hidroksidas yra NaOH, kalcio hidroksidas - Ca(Oi) 2 , bario hidroksidas - Ba(Oi) 2 ir tt

Hidroksidų gavimas.

1. Keitimosi reakcija:

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

2. Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė:

2KCl + 2H2O \u003d 2KOH + H2 + Cl2,

3. Šarminių ir šarminių žemės metalų arba jų oksidų sąveika su vandeniu:

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

Cheminės hidroksidų savybės.

1. Hidroksidai yra šarminės prigimties.

2. Hidroksidai ištirpsta vandenyje (šarme) ir yra netirpūs. Pavyzdžiui, KOH- tirpsta vandenyje Ca(Oi) 2 - mažai tirpus, turi baltą tirpalą. Periodinės lentelės 1 grupės metalai D.I. Mendelejevas suteikia tirpių bazių (hidroksidų).

3. Hidroksidai suyra kaitinant:

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

4. Šarmai reaguoja su rūgštiniais ir amfoteriniais oksidais:

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

5. Šarmai gali skirtingai reaguoti su kai kuriais nemetalais esant skirtingoms temperatūroms:

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

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

6. Sąveika su rūgštimis:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.