Bazların terminolojisi kimyasal özellikler. hidroksitler

Modern kimya bilimi çok çeşitli dallardır ve her biri teorik temele ek olarak geniş bir alana sahiptir. uygulanan değer, pratik. Neye dokunursanız, etraftaki her şey kimyasal üretim ürünleridir. Ana bölümler inorganik ve organik kimyadır. Hangi ana madde sınıflarının inorganik olarak sınıflandırıldığını ve hangi özelliklere sahip olduklarını düşünün.

İnorganik bileşiklerin ana kategorileri

Bunlar aşağıdakileri içerir:

1. oksitler.
2. Tuz.
3. vakıflar.
4. Asitler.

Sınıfların her biri, çok çeşitli inorganik bileşiklerle temsil edilir ve insanın ekonomik ve endüstriyel faaliyetinin hemen hemen her yapısında önemlidir. Bu bileşiklere özgü tüm temel özellikler, doğada bulunma ve elde etme, 8-11. Sınıflarda okul kimya dersinde mutlaka incelenir.

Oksitlerin, tuzların, bazların, asitlerin her bir maddenin örneklerini ve doğada birikme durumlarını gösteren genel bir tablo vardır. Ayrıca, tanımlayan etkileşimleri de gösterir. Kimyasal özellikler. Ancak, sınıfların her birini ayrı ayrı ve daha ayrıntılı olarak ele alacağız.

Bileşik grubu - oksitler

4. Hangi elementlerin CO'yu değiştirmesinin bir sonucu olarak reaksiyonlar

Ben + n O + C = Ben 0 + CO

1. Reaktif su: asit oluşumu (SiO 2 istisnası)

KO + su = asit

2. Bazlı reaksiyonlar:

C02 + 2CsOH \u003d Cs2C03 + H20

3. Bazik oksitlerle reaksiyonlar: tuz oluşumu

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

4. GEN reaksiyonları:

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

İkili özellikler gösterirler, asit-baz yöntemi ilkesine göre etkileşime girerler (asitlerle, alkalilerle, bazik oksitlerle, asit oksitlerle). Su ile etkileşime girmezler.

1. Asitlerle: tuz ve su oluşumu

AO + asit \u003d tuz + H20

2. Bazlarla (alkaliler): hidrokso komplekslerinin oluşumu

Al203 + LiOH + su \u003d Li

3. Asit oksitlerle reaksiyonlar: tuzların hazırlanması

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. RO ile reaksiyonlar: tuz oluşumu, füzyon

MnO + Rb 2 O = çift tuz Rb 2 MnO 2

5. Alkaliler ve alkali metal karbonatlarla füzyon reaksiyonları: tuz oluşumu

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H20

Asit veya alkali oluşturmazlar. Oldukça spesifik özellikler sergilerler.

Hem metal hem de ametal tarafından oluşturulan her yüksek oksit, suda çözündüğünde güçlü bir asit veya alkali verir.

Organik ve inorganik asitler

Klasik seste (ED - elektrolitik ayrışma - Svante Arrhenius konumlarına göre), asitler bileşiklerdir, su ortamı H+ katyonlarına ve An- asit kalıntılarının anyonlarına ayrışır. Ancak bugün, asitler susuz koşullar altında dikkatlice incelenmiştir, bu nedenle hidroksitler için birçok farklı teori vardır.

Oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların ampirik formülleri yalnızca bir maddedeki miktarlarını gösteren semboller, elementler ve indekslerden oluşur. Örneğin inorganik asitler, H + asit kalıntısı n- formülüyle ifade edilir. organik madde farklı bir teorik temsili vardır. Ampirik olana ek olarak, onlar için yalnızca molekülün bileşimini ve miktarını değil, aynı zamanda atomların düzenini, birbirleriyle ilişkilerini ve ana yapıyı da yansıtacak tam ve kısaltılmış bir yapısal formül yazmak mümkündür. karboksilik asitler -COOH için fonksiyonel grup.

İnorganikte, tüm asitler iki gruba ayrılır:

• anoksik - HBr, HCN, HCL ve diğerleri;
• oksijen içeren (okso asitler) - HClO 3 ve oksijenin olduğu her şey.

Ayrıca, inorganik asitler stabiliteye göre sınıflandırılır (kararlı veya kararlı - karbonik ve kükürtlü hariç her şey, kararsız veya kararsız - karbonik ve kükürtlü). Asitler kuvvetli olabilir: sülfürik, hidroklorik, nitrik, perklorik ve diğerleri ve ayrıca zayıf: hidrojen sülfür, hipoklorik ve diğerleri.

Organik kimya böyle bir çeşitlilik sunmuyor. Doğada organik olan asitler karboksilik asitlerdir. Onların ortak özellik- fonksiyonel bir grup -COOH'nin varlığı. Örneğin, HCOOH (antik), CH3COOH (asetik), C17H35COOH (stearik) ve diğerleri.

Bir okul kimya dersinde bu konu ele alınırken özellikle dikkatle vurgulanan bazı asitler vardır.

1. Tuz.
2. Azot.
3. ortofosforik.
4. hidrobromik.
5. Kömür.
6. İyot.
7. Sülfürik.
8. Asetik veya etan.
9. Bütan veya yağ.
10. Benzoik.

Kimyadaki bu 10 asit, hem okul dersinde hem de genel olarak endüstri ve sentezde ilgili sınıfın temel maddeleridir.

inorganik asitlerin özellikleri

Ana fiziksel özellikler öncelikle farklı bir kümelenme durumuna atfedilmelidir. Sonuçta, normal koşullar altında kristal veya toz (borik, ortofosforik) formuna sahip olan bir dizi asit vardır. Tanınmışların büyük çoğunluğu inorganik asitler farklı sıvılardır. Kaynama ve erime noktaları da değişir.

Asitler, organik dokuları ve cildi yok etme gücüne sahip oldukları için ciddi yanıklara neden olabilir. Göstergeler asitleri tespit etmek için kullanılır:

• metil turuncu (normal ortamda - turuncu, asitlerde - kırmızı),
• turnusol (nötr - mor, asitlerde - kırmızı) veya diğerleri.

En önemli kimyasal özellikler, hem basit hem de karmaşık maddelerle etkileşime girme yeteneğini içerir.

inorganik asitlerin kimyasal özellikleri

Ne ile etkileşime giriyorlar?	Reaksiyon Örneği
1. Basit maddeler-metaller ile. Zorunlu koşul: Metal, ECRNM'de hidrojenden önce durmalıdır, çünkü hidrojenden sonra duran metaller onu asit bileşiminden çıkaramaz. Reaksiyon sonucunda hidrojen daima gaz ve tuz halinde oluşur.
2. Tabanlı. Reaksiyonun sonucu tuz ve sudur. Kuvvetli asitlerin alkalilerle olan bu tür reaksiyonlarına nötrleşme reaksiyonları denir.	Herhangi bir asit (kuvvetli) + çözünür baz = tuz ve su
3. Amfoterik hidroksitlerle. Alt satır: tuz ve su.	2HNO 2 + berilyum hidroksit \u003d Be (NO 2) 2 (orta tuz) + 2H 2 O
4. Bazik oksitlerle. Sonuç: su, tuz.	2HCL + FeO = demir (II) klorür + H20
5. Amfoterik oksitlerle. Nihai etki: tuz ve su.	2HI + ZnO = ZnI2 + H20
6. Zayıf asitlerin oluşturduğu tuzlarla. Nihai etki: tuz ve zayıf asit.	2HBr + MgCO3 = magnezyum bromür + H20 + CO2

Metallerle etkileşime girdiğinde, tüm asitler aynı şekilde reaksiyona girmez. Okuldaki kimya (9. sınıf), bu tür reaksiyonların çok sığ bir şekilde incelenmesini içerir, ancak bu seviyede bile, konsantre nitrik ve sülfürik asidin metallerle etkileşime girdiğindeki spesifik özellikleri dikkate alınır.

Hidroksitler: alkaliler, amfoterik ve çözünmeyen bazlar

Oksitler, tuzlar, bazlar, asitler - tüm bu madde sınıfları, yapılarından dolayı ortak bir kimyasal yapıya sahiptir. kristal kafes, yanı sıra atomların moleküllerin bileşimindeki karşılıklı etkisi. Bununla birlikte, oksitler için çok spesifik bir tanım vermek mümkünse, o zaman asitler ve bazlar için bunu yapmak daha zordur.

Tıpkı asitler gibi, ED teorisine göre bazlar, sulu bir çözeltide Me n + metal katyonlarına ve OH - hidrokso gruplarının anyonlarına ayrışabilen maddelerdir.

• Çözünür veya alkali (göstergelerin rengini değiştiren güçlü bazlar). Metaller I, II gruplarından oluşur. Örnek: KOH, NaOH, LiOH (yani, yalnızca ana alt grupların elemanları dikkate alınır);
• Az çözünür veya çözünmez (orta kuvvette, göstergelerin rengini değiştirmeyin). Örnek: magnezyum hidroksit, demir (II), (III) ve diğerleri.
• Moleküler (zayıf bazlar, sulu bir ortamda geri dönüşümlü olarak iyon moleküllerine ayrışırlar). Örnek: N2H4, aminler, amonyak.
• Amfoterik hidroksitler (çift bazik asit özelliği gösterir). Örnek: berilyum, çinko vb.

Temsil edilen her grup okul kimya dersinde "Temeller" bölümünde incelenir. Kimya sınıfları 8-9, alkaliler ve az çözünür bileşikler hakkında ayrıntılı bir çalışma içerir.

Bazların ana karakteristik özellikleri

Tüm alkaliler ve az çözünür bileşikler, doğada katı kristal halde bulunur. Aynı zamanda, erime noktaları, kural olarak, düşüktür ve az çözünür hidroksitler ısıtıldığında ayrışır. Temel renk farklıdır. Alkaliler beyazsa, az çözünür ve moleküler bazların kristalleri çok farklı renklerde olabilir. Bu sınıftaki çoğu bileşiğin çözünürlüğü, oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların formüllerini sunan ve çözünürlüklerini gösteren tabloda görülebilir.

Alkaliler, göstergelerin rengini şu şekilde değiştirebilir: fenolftalein - ahududu, metil turuncu - sarı. Bu, çözeltide hidroksi gruplarının serbest mevcudiyeti ile sağlanır. Az çözünen bazların böyle bir reaksiyon vermemesinin nedeni budur.

Her baz grubunun kimyasal özellikleri farklıdır.

Kimyasal özellikler
alkaliler	idareli çözünür bazlar	amfoterik hidroksitler
I. KO ile etkileşim (toplam - tuz ve su): 2LiOH + S03 \u003d Li2S04 + su II. Asitlerle etkileşim (tuz ve su): geleneksel nötralizasyon reaksiyonları (bkz. asitler) III. Bir tuz ve su hidroksokompleksi oluşturmak için AO ile etkileşime geçin: 2NaOH + Me + n O \u003d Na2Me + n O2 + H20 veya Na2 IV. Hidrokso oluşturmak için amfoterik hidroksitlerle reaksiyona girer karmaşık tuzlar: AO ile aynı, sadece susuz V. Çözünmeyen hidroksitler ve tuzlar oluşturmak için çözünür tuzlarla etkileşime geçin: 3CsOH + demir (III) klorür = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Tuzlar ve hidrojen oluşturmak için sulu bir çözeltide çinko ve alüminyum ile etkileşime geçin: 2RbOH + 2Al + su = hidroksit iyonu 2Rb + 3H2 ile kompleks	I. Isıtıldıklarında ayrışabilirler: çözünmeyen hidroksit = oksit + su II. Asitlerle reaksiyonlar (toplam: tuz ve su): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + su III. KO ile etkileşim: Me + n (OH) n + KO \u003d tuz + H20	I. Tuz ve su oluşturmak için asitlerle reaksiyona girin: (II) + 2HBr = CuBr2 + su II. Alkalilerle reaksiyon: sonuç - tuz ve su (durum: füzyon) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d tuz + 2H20 III. Güçlü hidroksitlerle reaksiyona girerler: reaksiyon sulu bir çözelti içinde gerçekleşirse sonuç tuzlardır: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Bunlar, bazların sergilediği en kimyasal özelliklerdir. Bazların kimyası oldukça basittir ve tüm inorganik bileşiklerin genel yasalarına uyar.

İnorganik tuzlar sınıfı. Sınıflandırma, fiziksel özellikler

ED'nin hükümlerine göre, tuzlar, sulu bir çözeltide metal katyonları Me + n ve asit kalıntıları An n- anyonlarına ayrışan inorganik bileşikler olarak adlandırılabilir. Yani tuzu hayal edebilirsiniz. Kimya birden fazla tanım verir, ancak bu en doğru olanıdır.

Aynı zamanda, kimyasal yapılarına göre, tüm tuzlar aşağıdakilere ayrılır:

• Asidik (bir hidrojen katyonu içeren). Örnek: NaHSO4.
• Bazik (bir hidrokso grubuna sahip). Örnek: MgOHNO3 , FeOHCL2.
• Orta (yalnızca bir metal katyon ve bir asit kalıntısından oluşur). Örnek: NaCL, CaSO 4.
• Çift (iki farklı metal katyonu içerir). Örnek: NaAl(S04) 3.
• Karmaşık (hidroksokompleksler, akuakompleksler ve diğerleri). Örnek: K2 .

Tuz formülleri, kimyasal yapılarını yansıtır ve ayrıca molekülün niteliksel ve niceliksel bileşiminden bahseder.

Oksitler, tuzlar, bazlar, asitler, ilgili tabloda görülebilen farklı çözünürlüğe sahiptir.

Tuzların toplanma durumu hakkında konuşursak, onların tekdüzeliğine dikkat etmeniz gerekir. Yalnızca katı, kristal veya toz halde bulunurlar. Renk şeması oldukça çeşitlidir. Karmaşık tuzların çözeltileri, kural olarak, parlak doygun renklere sahiptir.

Orta tuz sınıfı için kimyasal etkileşimler

Bazların, asitlerin, tuzların benzer kimyasal özelliklerine sahiptirler. Daha önce de düşündüğümüz gibi oksitler, bu faktörde onlardan biraz farklıdır.

Toplamda, orta tuzlar için 4 ana etkileşim türü ayırt edilebilir.

I. Başka bir tuz ve zayıf bir asit oluşumu ile asitlerle (yalnızca ED açısından güçlü) etkileşim:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Tuzlar ve çözünmeyen bazlar görünümünde çözünür hidroksitlerle reaksiyonlar:

CuS04 + 2LiOH = 2LiS04 çözünür tuz + Cu(OH)2 çözünmeyen baz

III. Çözünmeyen bir tuz ve bir çözünür tuz oluşturmak için başka bir çözünür tuzla etkileşim:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. EHRNM'de tuzu oluşturanın solundaki metallerle reaksiyonlar. Bu durumda reaksiyona giren metal, normal şartlar altında su ile etkileşime girmemelidir:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Bunlar, orta tuzların özelliği olan ana etkileşim türleridir. Karmaşık, bazik, çift ve asidik tuzların formülleri, tezahür eden kimyasal özelliklerin özgüllüğü hakkında kendileri için konuşurlar.

Oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların formülleri, bu inorganik bileşik sınıflarının tüm temsilcilerinin kimyasal yapısını yansıtır ve ayrıca maddenin adı ve içeriği hakkında bir fikir verir. fiziki ozellikleri. Bu nedenle, yazılarına özel dikkat gösterilmelidir. Çok çeşitli bileşikler bize genel olarak harika bir bilim - kimya sunar. Oksitler, bazlar, asitler, tuzlar - bu, geniş çeşitliliğin yalnızca bir parçasıdır.

a) bir sebep bulmak.

1) Baz elde etmenin yaygın bir yöntemi, hem çözünmeyen hem de çözünen bazların elde edilebildiği değişim reaksiyonudur:

CuS04 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2  + K2S04,

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

Bu yöntemle çözünür bazlar elde edildiğinde, çözünmeyen bir tuz çökelir.

2) Alkaliler, alkali ve toprak alkali metallerin veya bunların oksitlerinin su ile etkileşimi ile de elde edilebilir:

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

SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2.

3) Teknolojideki alkaliler genellikle sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi ile elde edilir:

B)kimyasaltemel özellikler.

1) Bazların en karakteristik reaksiyonu, asitlerle etkileşimidir - nötralizasyon reaksiyonu. Hem alkalileri hem de çözünmeyen bazları içerir:

NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H20,

Cu (OH) 2 + H2S04 \u003d СuSO4 + 2 H20.

2) Yukarıda alkalilerin asidik ve amfoterik oksitlerle nasıl etkileştiği gösterilmiştir.

3) Alkaliler çözünür tuzlarla etkileştiğinde yeni bir tuz ve yeni bir baz oluşur. Böyle bir reaksiyon, yalnızca ortaya çıkan maddelerden en az biri çökeldiğinde tamamlanır.

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

4) Alkali metal hidroksitler hariç çoğu baz ısıtıldığında karşılık gelen oksit ve suya ayrışır:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3 H20,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H20.

ASİT - molekülleri bir veya daha fazla hidrojen atomu ve bir asit kalıntısından oluşan karmaşık maddeler. Asitlerin bileşimi, A'nın asit kalıntısı olduğu H x A genel formülü ile ifade edilebilir. Asitlerdeki hidrojen atomları metal atomları ile değiştirilebilir veya değiştirilebilir ve tuzlar oluşur.

Asit böyle bir hidrojen atomu içeriyorsa, o zaman bir monobazik asittir (HCl - hidroklorik, HNO3 - nitrik, HCIO - hipokloröz, CH3COOH - asetik); iki hidrojen atomu - dibazik asitler: H2S04 - sülfürik, H2S - hidrojen sülfit; üç hidrojen atomu tribaziktir: H3P04 - ortofosforik, H3AsO4 - ortoarsenik.

Asit kalıntısının bileşimine bağlı olarak, asitler anoksik (H2S, HBr, HI) ve oksijen içeren (H3P04, H2S03, H2Cr04) olarak ayrılır. Oksijen içeren asitlerin moleküllerinde, hidrojen atomları oksijen yoluyla merkez atoma bağlanır: H - O - E. Oksijensiz asitlerin isimleri, metal olmayan Rus adının kökünden oluşur, bağlantı ünlü - Ö- ve "hidrojen" kelimeleri (H2S - hidrojen sülfür). Oksijen içeren asitlerin isimleri şu şekilde verilir: asit kalıntısının bir parçası olan metal olmayan (daha az sıklıkla bir metal) en yüksek derece oksidasyon, daha sonra elementin Rus adının köküne son ekler eklenir. -N-, -ev-, veya - ov- ve sonra biten -ve ben-(H2S04 - sülfürik, H2CrO4 - krom). Merkez atomun oksidasyon durumu daha düşükse, son ek kullanılır. -ist-(H2S03 - kükürtlü). Metal olmayan bir asit dizisi oluşturuyorsa, diğer son ekler de kullanılır (HClO - klor yumurtacı aya, HClO 2 - klor ist aya, HClO 3 - klor oval aya, HClO 4 - klor N ve ben).

İLE
elektrolitik ayrışma teorisi açısından asitler, sulu bir çözeltide katyon olarak yalnızca hidrojen iyonlarının oluşumu ile ayrışan elektrolitlerdir:

N x A xN + + A x-

H + iyonlarının varlığı, asit çözeltilerindeki göstergelerin rengindeki bir değişiklikten kaynaklanır: turnusol (kırmızı), metil turuncu (pembe).

Asitlerin hazırlanışı ve özellikleri

A) asit elde etmek.

1) Anoksik asitler, metal olmayanları doğrudan hidrojenle birleştirerek ve ardından karşılık gelen gazları suda çözerek elde edilebilir:

2) Oksijen içeren asitler genellikle asit oksitlerin suyla reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilir.

3) Hem oksijensiz hem de oksijen içeren asitler, tuzlar ve diğer asitler arasındaki değişim reaksiyonlarıyla elde edilebilir:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSO 4  + 2 HBr,

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

FeS + H2S04 (razb.) \u003d H2S  + FeSO4,

NaCl (katı) + H2S04 (kons.) \u003d HCI  + NaHS04,

AgNO 3 + HCI \u003d AgCl  + HNO 3,

4) Bazı durumlarda asit elde etmek için redoks reaksiyonları kullanılabilir:

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

B ) asitlerin kimyasal özellikleri.

1) Asitler, bazlar ve amfoterik hidroksitlerle etkileşime girer. Bu durumda pratik olarak çözünmeyen asitler (H2SiO3, H3BO3) sadece çözünür alkalilerle reaksiyona girebilir.

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

2) Asitlerin bazik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi yukarıda tartışılmıştır.

3) Asitlerin tuzlarla etkileşimi, tuz ve su oluşumu ile bir değişim reaksiyonudur. Bu reaksiyon, reaksiyon ürünü çözünmeyen veya uçucu bir madde veya zayıf bir elektrolit ise tamamlanır.

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) Asitlerin metallerle etkileşimi bir redoks işlemidir. İndirgeyici madde bir metaldir, oksitleyici madde hidrojen iyonlarıdır (oksitleyici olmayan asitler: HCI, HBr, HI, H2S04 (seyreltik), H3PO4) veya asit kalıntısının bir anyonudur (oksitleyici asitler: H 2 SO 4 (kons), HNO 3(kons ve dil)). Oksitleyici olmayan asitlerin hidrojene kadar olan voltaj serilerinde metallerle etkileşiminin reaksiyon ürünleri tuz ve gaz halindeki hidrojendir:

Zn + H2S04 (razb) \u003d ZnS04 + H2 

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 

Oksitleyici asitler, düşük aktiviteli olanlar (Cu, Hg, Ag) dahil hemen hemen tüm metallerle etkileşime girerken, asit anyon indirgeme ürünleri, tuz ve su oluşur:

Cu + 2H2S04 (kons.) \u003d CuSO4 + SO2  + 2 H20,

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

AMFOTERİK HİDROKSİTLER asit-baz ikiliği sergilerler: asitlerle baz olarak reaksiyona girerler:

2Cr(OH) 3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H20,

ve bazlarla - asit olarak:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reaksiyon bir alkali solüsyonda gerçekleşir);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCr02 + 2H20 (füzyon sırasında reaksiyon katılar arasında ilerler).

Amfoterik hidroksitler, güçlü asitler ve bazlarla tuzlar oluşturur.

Diğer çözünmeyen hidroksitler gibi, amfoterik hidroksitler de ısıtıldığında oksit ve suya ayrışır:

Be (OH) 2 \u003d BeO + H20.

TUZ- metal katyonları (veya amonyum) ve asit kalıntılarının anyonlarından oluşan iyonik bileşikler. Herhangi bir tuz, bir bazın bir asitle nötrleştirilmesinin ürünü olarak kabul edilebilir. Asit ve bazın alınma oranına bağlı olarak tuzlar elde edilir: orta(ZnS04, MgCl2) - bazın asitle tamamen nötrleştirilmesinin ürünü, ekşi(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - fazla asit ile, ana(CuOHCl, AlOHSO 4) - fazla baz ile.

Uluslararası terminolojiye göre tuzların isimleri iki kelimeden oluşur: asit anyonunun isimleri yalın hal ve metal katyonu, değişken ise, oksidasyon derecesini parantez içinde bir Roma rakamı ile gösteren, tamlamadaki metal katyonu. Örneğin: Cr2(S04)3 - krom (III) sülfat, AlCl3 - alüminyum klorür. Asit tuzlarının adları, kelime eklenerek oluşturulur. hidro- veya dihidro-(hidroanyondaki hidrojen atomlarının sayısına bağlı olarak): Ca (HCO 3) 2 - kalsiyum bikarbonat, NaH2P04 - sodyum dihidrojen fosfat. Temel tuzların adları, kelime eklenerek oluşturulur. hidrokso- veya dihidrokso-: (AlOH)Cl2 - alüminyum hidroksoklorür, 2S04 - krom (III) dihidrokssülfat.

Tuzların hazırlanışı ve özellikleri

A ) tuzların kimyasal özellikleri.

1) Tuzların metallerle etkileşimi bir redoks işlemidir. Aynı zamanda, elektrokimyasal voltaj dizisinde soldaki metal, aşağıdakileri tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnS04 + Cu

Alkali ve toprak alkali metaller su ile etkileşime girerek hidrojenin yerini aldığından, diğer metalleri tuzlarının sulu çözeltilerinden geri yüklemek için kullanılmazlar:

2Na + 2H2O \u003d H2  + 2NaOH.

2) Tuzların asitler ve alkalilerle etkileşimi yukarıda tartışılmıştır.

3) Bir çözeltide tuzların birbirleriyle etkileşimi, yalnızca ürünlerden birinin az çözünür bir madde olması durumunda geri dönüşümsüz olarak ilerler:

BaCl2 + Na2S04 \u003d BaS04  + 2NaCl.

4) Tuzların hidrolizi - bazı tuzların ayrışmasını suyla değiştirin. Tuzların hidrolizi, "elektrolitik ayrışma" başlığı altında ayrıntılı olarak tartışılacaktır.

B) tuz almanın yolları.

Laboratuvar uygulamasında, çeşitli bileşik sınıflarının ve basit maddelerin kimyasal özelliklerine bağlı olarak genellikle aşağıdaki tuz elde etme yöntemleri kullanılır:

1) Metallerin metal olmayanlarla etkileşimi:

Cu + Cl2 \u003d CuCl2,

2) Metallerin tuz çözeltileriyle etkileşimi:

Fe + CuCl2 \u003d FeCl2 + Cu.

3) Metallerin asitlerle etkileşimi:

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2 .

4) Asitlerin bazlar ve amfoterik hidroksitlerle etkileşimi:

3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + 3H20.

5) Asitlerin bazik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H20.

6) Asitlerin tuzlarla etkileşimi:

HCI + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Alkalilerin çözeltideki tuzlarla etkileşimi:

3KOH + FeCl3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) İki tuzun çözeltideki etkileşimi:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Alkalilerin asidik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi:

Ca (OH) 2 + C02 \u003d CaC03 + H20.

10) Çeşitli yapıdaki oksitlerin birbirleriyle etkileşimi:

CaO + CO2 \u003d CaCO3.

Tuzlar doğada mineraller ve kayalar şeklinde, okyanusların ve denizlerin sularında çözünmüş halde bulunur.

Karmaşık inorganik maddelerin sınıflarından biri bazlardır. Bunlar, diğer maddelerle etkileşime girdiğinde ayrılabilen metal atomları ve bir hidroksil grubu içeren bileşiklerdir.

Yapı

Bazlar bir veya daha fazla hidrokso grubu içerebilir. Bazların genel formülü Me(OH)x'tir. Metal atomu her zaman birdir ve hidroksil gruplarının sayısı metalin değerine bağlıdır. Bu durumda OH grubunun değerliliği her zaman I'dir. Örneğin NaOH bileşiğinde sodyum değerliliği I'dir, dolayısıyla bir hidroksil grubu vardır. Mg (OH) 2 tabanında, magnezyumun değeri II, Al (OH) 3, alüminyumun değeri III'tür.

Metal içeren bileşiklerde hidroksil gruplarının sayısı değişebilir. değişken değerlik. Örneğin, Fe (OH) 2 ve Fe (OH) 3. Bu gibi durumlarda, demir (II) hidroksit, demir (III) hidroksit adından sonra değer parantez içinde belirtilir.

Fiziki ozellikleri

Bazın özelliği ve aktivitesi metale bağlıdır. Bazların çoğu beyaz, kokusuz katılardır. Ancak bazı metaller maddeye karakteristik bir renk verir. Örneğin, CuOH sarıdır, Ni(OH)2 açık yeşildir, Fe(OH)3 kırmızı-kahverengidir.

Pirinç. 1. Katı haldeki alkaliler.

Çeşit

Vakıflar iki kritere göre sınıflandırılır:

• OH gruplarının sayısına göre- tek asitli ve çok asitli;
• suda çözünürlük ile- alkaliler (çözünür) ve çözünmez.

Alkaliler, alkali metaller - lityum (Li), sodyum (Na), potasyum (K), rubidyum (Rb) ve sezyum (Cs) tarafından oluşturulur. Ayrıca toprak alkali metaller - kalsiyum (Ca), stronsiyum (Sr) ve baryum (Ba), alkali oluşturan aktif metaller arasındadır.

Bu unsurlar aşağıdaki temelleri oluşturur:

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

Diğer tüm bazlar, örneğin Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3 çözünmez.

Başka bir deyişle, alkalilere güçlü bazlar, çözünmeyenlere zayıf bazlar denir. Elektrolitik ayrışma sırasında, alkaliler hızla bir hidroksil grubunu bırakır ve diğer maddelerle daha hızlı reaksiyona girer. Çözünmeyen veya zayıf bazlar daha az aktiftir, çünkü hidroksil grubu bağışlamayın.

Pirinç. 2. Bazların sınıflandırılması.

İnorganik maddelerin sistemleştirilmesinde özel bir yer amfoterik hidroksitler tarafından işgal edilir. Hem asitlerle hem de bazlarla etkileşime girerler, yani. koşullara bağlı olarak alkali veya asit gibi davranır. Bunlar Zn(OH)2 , Al(OH)3 , Pb(OH)2 , Cr(OH)3 , Be(OH)2 ve diğer bazları içerir.

Fiş

zemin almak Farklı yollar. En basiti, metalin su ile etkileşimidir:

Ba + 2H2O → Ba (OH)2 + H2.

Alkaliler, oksidin su ile etkileşiminin bir sonucu olarak elde edilir:

Na2O + H20 → 2NaOH.

Çözünmeyen bazlar, alkalilerin tuzlarla etkileşiminin bir sonucu olarak elde edilir:

CuS04 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2S04 .

Kimyasal özellikler

Bazların ana kimyasal özellikleri tabloda açıklanmıştır.

tepkiler	ne oluşur	örnekler
asitli	Tuz ve su. Çözünmeyen bazlar sadece çözünür asitlerle reaksiyona girer.	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Yüksek sıcaklıkta ayrışma	metal oksit ve su	2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Asidik oksitlerle (alkaliler reaksiyona girer)		NaOH + CO2 → NaHC03
Metal olmayanlarla (alkaliler girin)	tuz ve hidrojen	2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2
tuzlarla takas	hidroksit ve tuz	Ba(OH) 2 + Na2S04 → 2NaOH + BaSO4 ↓
Bazı metallerle alkaliler	Karmaşık tuz ve hidrojen	2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

Gösterge yardımıyla, bazın sınıfını belirlemek için bir test yapılır. Bir baz ile etkileşime girdiğinde turnusol maviye, fenolftalein kıpkırmızıya ve metil oranj sarıya döner.

Pirinç. 3. Göstergelerin gerekçelere tepkisi.

Ne öğrendik?

8. sınıf kimya dersinden itibaren bazların özellikleri, sınıflandırılması ve diğer maddelerle etkileşimlerini öğrendik. zemin - karmaşık maddeler, bir metal ve bir OH hidroksil grubundan oluşur. Çözünür veya alkali ve çözünmez olarak ayrılırlar. Alkaliler, diğer maddelerle hızla reaksiyona giren daha agresif bazlardır. Bazlar, bir metal veya metal oksidin suyla ve ayrıca bir tuz ve bir alkalinin reaksiyonuyla elde edilir. Bazlar asitler, oksitler, tuzlar, metaller ve ametallerle reaksiyona girer ve yüksek sıcaklıklarda bozunur.

konu sınavı

Rapor Değerlendirmesi

Ortalama puanı: 4.5. Alınan toplam puan: 135.

Alkali metal hidroksitler - normal koşullar altında katı beyaz kristalli maddelerdir, higroskopiktirler, dokunulduğunda sabunludurlar, suda çok çözünürler (çözünmeleri ekzotermik bir süreçtir), eriyebilir. Toprak alkali metallerin hidroksitleri Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2), alkali metal hidroksitlere kıyasla suda çok daha az çözünen beyaz toz halindeki maddelerdir. Suda çözünmeyen bazlar genellikle depolama sırasında ayrışan jel benzeri çökeltiler oluşturur. Örneğin, Cu(OH)2 mavi jelatinimsi bir çökeltidir.

3.1.4 Bazların kimyasal özellikleri.

Bazların özellikleri OH - iyonlarının varlığından kaynaklanmaktadır. Alkalilerin ve suda çözünmeyen bazların özelliklerinde farklılıklar vardır, ancak ortak özellik asitlerle etkileşim reaksiyonudur. Bazların kimyasal özellikleri tablo 6'da sunulmaktadır.

Tablo 6 - Bazların kimyasal özellikleri

alkaliler	çözünmeyen bazlar
Tüm bazlar asitlerle reaksiyona girer ( Nötrleştirme reaksiyonu)
2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H20
Bazlar reaksiyona girer asidik oksitler ile tuz ve su oluşumu ile: 6KOH + P 2 O 5 \u003d 2K 3 RO 4 + 3H 2 O
Alkaliler reaksiyona girer tuz çözeltileri ile reaksiyon ürünlerinden biri ise çökelir(yani, çözünmeyen bir bileşik oluşursa): CuS04 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2  + K2S04 Na2S04 + Ba(OH)2 = 2NaOH + BaSO4 	Suda çözünmeyen bazlar ve amfoterik hidroksitler ısıtıldığında ayrışır karşılık gelen oksit ve suya: Mn (OH) 2  MnO + H2O Cu (OH) 2  CuO + H 2 O
Alkaliler bir gösterge ile tespit edilebilir. Alkali ortamda: turnusol - mavi, fenolftalein - ahududu, metil turuncu - sarı

3.1.5 Temel temeller.

NaOH- kostik soda, kostik soda. eriyebilir (t pl = 320 °C) beyaz higroskopik kristaller, suda yüksek oranda çözünür. Solüsyon dokunulduğunda sabunludur ve tehlikeli bir yakıcı sıvıdır. NaOH, kimya endüstrisinin en önemli ürünlerinden biridir. Petrol ürünlerinin saflaştırılması için büyük miktarlarda gereklidir ve sabun, kağıt, tekstil ve diğer endüstrilerin yanı sıra suni elyaf üretimi için yaygın olarak kullanılır.

KOH- kostik potas. Beyaz higroskopik kristaller, suda yüksek oranda çözünür. Solüsyon dokunulduğunda sabunludur ve tehlikeli bir yakıcı sıvıdır. KOH'ın özellikleri NaOH'ınkine benzer, ancak potasyum hidroksit, daha yüksek maliyeti nedeniyle çok daha az kullanılır.

Ca(OH) 2 - sönmüş kireç. Beyaz kristaller, suda az çözünür. Çözeltisine "kireç suyu", süspansiyonuna "kireç sütü" denir. Karbon dioksiti tanımak için kireçli su kullanılır, CO 2 geçirildiğinde bulanıklaşır. Sönmüş kireç, inşaat endüstrisinde bağlayıcıların imalatı için bir temel olarak yaygın olarak kullanılmaktadır.

Metal ve hidroksil grubu (OH). Örneğin, sodyum hidroksit NaOH, kalsiyum hidroksit - CA(Ah) 2 , baryum hidroksit - Ba(Ah) 2 vb.

Hidroksitlerin elde edilmesi.

1. Değişim reaksiyonu:

CaS04 + 2NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na2S04,

2. Sulu tuz çözeltilerinin elektrolizi:

2KCl + 2H20 \u003d 2KOH + H2 + Cl2,

3. Alkali ve toprak alkali metallerin veya bunların oksitlerinin su ile etkileşimi:

Bin + 2H 2 Ö = 2 KOH + H 2 ,

Hidroksitlerin kimyasal özellikleri.

1. Hidroksitler doğada alkalidir.

2. hidroksitler suda (alkali) çözünürler ve çözünmezler. Örneğin, KOH- suda çözünür CA(Ah) 2 - az çözünür, beyaz bir çözeltiye sahiptir. Periyodik tablonun 1. grubunun metalleri D.I. Mendeleev çözünür bazlar (hidroksitler) verir.

3. Hidroksitler ısıtıldığında ayrışır:

cu(Ah) 2 = CuO + H 2 Ö.

4. Alkaliler, asidik ve amfoterik oksitlerle reaksiyona girer:

2KOH + CO2 \u003d K2C03 + H20.

5. Alkaliler, bazı ametallerle farklı sıcaklıklarda farklı şekillerde reaksiyona girebilir:

NaOH + Cl 2 = NaCI + NaOCl + H 2 Ö(soğuk),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCI + NaClO 3 + 3 H 2 Ö(sıcaklık).

6. Asitlerle etkileşime geçin:

KOH + HNO3 = NO 3 + H 2 Ö.