Основи номенклатури хімічні властивості. Гідроксиди
Сучасна хімічна наука є безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все довкола - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна та органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і які властивості вони мають.
Головні категорії неорганічних сполук
До таких прийнято відносити такі:
- Оксиди.
- Солі.
- Основи.
- Кислоти.
Кожен із класів представлений великою різноманітністю сполук неорганічної природи та має значення практично у будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Усі основні характеристики, характерні цих сполук, перебування у природі та отримання вивчаються у шкільному курсі хімії обов'язковому порядку, в 8-11 класах.
Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, в якій представлені приклади кожної з речовин та їх агрегатний стан, знаходження у природі. А також показані взаємодії, що описують Хімічні властивості. Однак ми розглянемо кожен із класів окремо та детальніше.
Група сполук - оксиди
4. Реакції, внаслідок яких елементи змінюють СО
Me + n O + C = Me 0 + CO
1. Реагент вода: утворення кислот (SiO 2 виняток)
КО + вода = кислота
2. Реакції з основами:
CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O
3. Реакції з основними оксидами: утворення солі
P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2
4. Реакції ОВР:
CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,
Виявляють подвійні властивості, взаємодіють за принципом кислотно-основного методу (з кислотами, лугами, основними оксидами, оксидами кислотними). З водою у взаємодію не вступають.
1. З кислотами: утворення солей та води
АТ + кислота = сіль + Н 2 О
2. З основами (лугами): утворення гідроксокомплексів
Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li
3. Реакції з кислотними оксидами: одержання солей
FeO + SO 2 = FeSO 3
4. Реакції з ГО: утворення солей, сплавлення
MnO + Rb 2 O = подвійна сіль Rb 2 MnO 2
5. Реакції сплавлення з лугами та карбонатами лужних металів: утворення солей
Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O
Кожен вищий оксид, утворений як металом, і неметалом, розчиняючись у питній воді, дає сильну кислоту чи луг.
Кислоти органічні та неорганічні
У класичному звучанні (ґрунтуючись на позиціях ЕД - електролітичної дисоціації - Сванте Арреніуса) кислоти - це сполуки, водному середовищідисоціюючі на катіони Н + та аніони залишків кислоти An - . Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому є багато різних теорій для гідроксидів.
Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються лише з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість у речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H + кислотний залишок n-. Органічні речовинимають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка відображатиме не тільки склад і кількість молекули, а й порядок розташування атомів, їх зв'язок між собою та головну функціональну групу для карбонових кислот -СООН.
У неорганіці всі кислоти поділяються на дві групи:
- безкисневі - HBr, HCN, HCL та інші;
- кисень (оксокислоти) - HClO 3 і все, де є кисень.
Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільністю (стабільні чи стійкі – всі, крім вугільної та сірчистої, нестабільні чи нестійкі – вугільна та сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорна та інші, а також слабкими: сірководнева, хлорновата та інші.
Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, належать до карбонових кислот. Їх загальна особливість- Наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН 3 СООН (оцтова), 17 Н 35 СООН (стеаринова) та інші.
Існує ряд кислот, на які особливо ретельно робиться наголос при розгляді цієї теми в шкільному курсі хімії.
- Соляна.
- Азотна.
- Ортофосфорний.
- Бромоводородна.
- Вугільна.
- Йодоводнева.
- Сірчана.
- Оцтова, або етанова.
- Бутанова, або олійна.
- Бензойна.
Дані 10 кислот з хімії є основними речовинами відповідного класу як у шкільному курсі, так і загалом у промисловості та синтезах.
Властивості неорганічних кислот
До основних фізичних властивостей слід віднести насамперед різний агрегатний стан. Адже існує низка кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) за звичайних умов. Переважна більшість відомих неорганічних кислотє різними рідинами. Температури кипіння та плавлення також варіюються.
Кислоти здатні викликати важкі опіки, оскільки мають силу, що руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:
- метилоранж (у звичайному середовищі - помаранчевий, у кислотах - червоний),
- лакмус (у нейтральній – фіолетовий, у кислотах – червоний) або деякі інші.
До найважливіших хімічних властивостей можна віднести здатність вступати у взаємодію як із простими, і зі складними речовинами.
| З чим взаємодіють | Приклад реакції |
1. З простими речовинами-металами. Обов'язкова умова: метал повинен стояти в ЕХРНМ до водню, оскільки метали, що стоять після водню, не здатні витіснити його зі складу кислот. В результаті реакції завжди утворюється водень у вигляді газу та сіль. | |
2. З основами. Підсумком реакції є сіль та вода. Подібні реакції сильних кислот із лугами звуться реакцій нейтралізації. | Будь-яка кислота (сильна) + розчинна основа = сіль та вода |
| 3. З амфотерними гідроксидами. Підсумок: сіль та вода. | 2HNO 2 + гідроксид берилію = Be(NO 2) 2 (сіль середня) + 2H 2 O |
| 4. Із основними оксидами. Підсумок: вода, сіль. | 2HCL + FeO = хлорид заліза (II) + H 2 O |
| 5. З амфотерними оксидами. Підсумковий ефект: сіль та вода. | 2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O |
6. З солями, утвореними слабшими кислотами. Підсумковий ефект: сіль та слабка кислота. | 2HBr + MgCO 3 = магнію бромід + H 2 O + CO 2 |
При взаємодії з металами однаково реагують в повному обсязі кислоти. Хімія (9 клас) у школі передбачає вельми неглибоке вивчення таких реакцій, проте і такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної і сірчаної кислоти при взаємодії з металами.
Гідроксиди: луги, амфотерні та нерозчинні основи
Оксиди, солі, основи, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічних ґрат, і навіть взаємним впливом атомів у складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот та основ це зробити складніше.
Так само, як і кислоти, основами теорії ЕД називаються речовини, здатні у водному розчині розпадатися на катіони металів Ме n+ і аніони гідроксогруп ОН - .
- Розчинні або луги (сильні підстави, що змінюють колір індикаторів). Утворені металами І, ІІ груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи лише головних підгруп);
- Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють фарбування індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
- Молекулярні (слабкі основи, у водному середовищі оборотно дисоціюють на іони-молекули). Приклад: N 2 H 4, аміни, аміак.
- Амфотерні гідроксиди (проявляють подвійні основно-кислотні властивості). Приклад: берилію, цинку тощо.
Кожна представлена група вивчається у шкільному курсі хімії у розділі "Підстави". Хімія 8-9 класу передбачає докладне вивчення лугів та малорозчинних сполук.
Головні характерні властивості основ
Всі луги та малорозчинні сполуки знаходяться у природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо луги білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути різного забарвлення. Розчинність більшості сполук даного класу можна переглянути в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показано їх розчинність.
Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів наступним чином: фенолфталеїн – малиновий, метилоранж – жовтий. Це забезпечується вільною присутністю гідроксогруп у розчині. Саме тому малорозчинні основи такої реакції не дають.
Хімічні властивості кожної групи підстав різні.
| Хімічні властивості | ||
| лугів | Малорозчинних основ | Амфотерних гідроксидів |
I. Взаємодіють з КО (підсумок -сіль та вода): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода ІІ. Взаємодіють з кислотами (сіль та вода): звичайні реакції нейтралізації (дивіться кислоти) ІІІ. Взаємодіють з АТ з утворенням гідроксокомплексу солі та води: 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, або Na 2 IV. Взаємодіють з амфотерними гідроксидами з утворенням гідрокси комплексних солей: Те саме, що і з АТ, тільки без води V. Взаємодіють з розчинними солями з утворенням нерозчинних гідроксидів та солей: 3CsOH + хлорид заліза (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Взаємодіють з цинком та алюмінієм у водному розчині з утворенням солей та водню: 2RbOH + 2Al + вода = комплекс з гідроксидом іоном 2Rb + 3H 2 | I. При нагріванні здатні розкладатися: нерозчинний гідроксид = оксид + вода ІІ. Реакції з кислотами (підсумок: сіль та вода): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода ІІІ. Взаємодіють із КО: Me + n (OH) n + КО = сіль + H 2 O | I. Реагують з кислотами з утворенням солі та води: (II) + 2HBr = CuBr 2 + вода ІІ. Реагують з лугами: результат - сіль і вода (умова: сплавлення) Zn(OH) 2 + 2CsOH = сіль + 2H 2 O ІІІ. Реагують із сильними гідроксидами: результат - солі, якщо реакція йде у водному розчині: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 |
Це більшість хімічних властивостей, які виявляють основи. Хімія основ досить проста і підпорядковується загальним закономірностям усіх неорганічних сполук.
Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості
Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, що у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме +n і аніони кислотних залишків An n- . Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, проте це найточніше.
При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:
- Кислі (що мають у складі катіон водню). Приклад: NaHSO 4.
- Основні (що мають у складі гідроксогрупу). Приклад: MgOHNO 3 FeOHCL 2 .
- Середні (складаються лише з катіону металу та кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO 4.
- Подвійні (включають два різних катіона металу). Приклад: NaAl(SO 4) 3.
- Комплексні (гідроксокомплекси, аквакомплекси та інші). Приклад: До 2 .
Формули солей відображають їхню хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.
Оксиди, солі, основи, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.
Якщо ж говорити про агрегатний стан солей, потрібно помітити їх одноманітність. Вони існують лише у твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гама досить різноманітна. Розчини комплексних солей зазвичай мають яскраві насичені фарби.
Хімічні взаємодії класу середніх солей
Мають схожі хімічні властивості основи, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.
Усього можна виділити 4 основні типи взаємодій для середніх солей.
I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з погляду ЕД) з утворенням іншої солі та слабкої кислоти:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
ІІ. Реакції з розчинними гідроксидами з появою солей та нерозчинних основ:
CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 сіль розчинна + Cu(OH) 2 нерозчинна основа
ІІІ. Взаємодія з іншою розчинною сіллю з утворенням нерозчинної солі та розчинної:
PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL
IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ ліворуч від того, що утворює сіль. При цьому метал, що вступає в реакцію, не повинен за звичайних умов вступати у взаємодію з водою:
Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag
Це основні типи взаємодій, які притаманні середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність хімічних властивостей.
Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність усіх представників даних класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини та її фізичні властивості. Тому на їхнє написання слід звертати особливу увагу. Величезне розмаїття сполук пропонує нам загалом дивовижна наука – хімія. Оксиди, основи, кислоти, солі - це лише частина неосяжного різноманіття.
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 = Сu(ОН) 2 + K 2 SO 4 ,
До 2 СО 3 + (ОН) 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 - хлорноватиста, 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 - про- і слова «воднева» (H 2 S – сірководнева). Назви кисневмісних кислот дають так: якщо неметал (рідше метал), що входить до складу кислотного залишку, знаходиться в вищого ступеняокислення, 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 з двох слів: назви аніону кислоти називному відмінкуі катіону металу у родовому із зазначенням ступеня його окислення, якщо вона змінна, римською цифрою у дужках. Наприклад: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрому (III), AlCl 3 – хлорид алюмінію. Назви кислих солей утворюють додаванням слова гідро-або дигідро-(залежно від кількості атомів водню в гідроаніоні): Ca(HCO 3) 2 – гідрокарбонат кальцію, NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію. Назви основних солей утворюють додаванням слова гідроксо-або дигідроксо-: (AlOH)Cl 2 - гідроксохлорид алюмінію, 2 SO 4 - дигідроксосульфат хрому(III).
Отримання та властивості солей
а ) хімічні властивості солей.
1) Взаємодія солей з металами – окисно-відновлювальний процес. При цьому метал, що стоїть лівіше в електрохімічному ряду напруг, витісняє наступні розчини їх солей:
Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
Лужні та лужноземельні метали не використовують для відновлення інших металів із водних розчинів їх солей, оскільки вони взаємодіють з водою, витісняючи водень:
2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.
2) Взаємодія солей з кислотами та лугами була розглянута вище.
3) Взаємодія солей між собою в розчині протікають незворотно лише в тому випадку, якщо один із продуктів – малорозчинна речовина:
BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.
4) Гідроліз солей – обмінне розкладання деяких солей водою. Гідроліз солей буде детально розглянуто у темі «електролітична дисоціація».
б) способи одержання солей.
У лабораторній практиці зазвичай використовують такі способи одержання солей, засновані на хімічних властивостях різних класів сполук та простих речовин:
1) Взаємодія металів із неметалами:
Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,
2) Взаємодія металів із розчинами солей:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.
3) Взаємодія металів із кислотами:
Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .
4) Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами:
3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.
5) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами:
2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.
6) Взаємодія кислот із солями:
HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .
7) Взаємодія лугів із солями в розчині:
3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.
8) Взаємодія двох солей у розчині:
NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.
9) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:
Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.
10) Взаємодія оксидів різного характеру один з одним:
CaO+CO2 = CaCO3.
Солі зустрічаються в природі у вигляді мінералів та гірських порід, у розчиненому стані у воді океанів та морів.
Один із класів складних неорганічних речовин - основи. Це сполуки, що включають атоми металу та гідроксильну групу, яка може відщеплюватися при взаємодії з іншими речовинами.
Будова
Підстави можуть містити одну або декілька гідроксогруп. Загальна формула основ - Ме(ОН) х. Атом металу завжди один, а кількість гідроксильних груп залежить від валентності металу. При цьому валентність групи ВІН завжди I. Наприклад, у з'єднанні NaOH валентність натрію дорівнює I, отже, є одна гідроксильна група. В основі Mg(OH) 2 валентність магнію - II, Al(OH) 3 валентність алюмінію - III.
Кількість гідроксильних груп може змінюватися в з'єднаннях з металами з змінною валентністю. Наприклад, Fe(OH) 2 і Fe(OH) 3 . У таких випадках валентність вказується у дужках після назви – гідроксид заліза (II), гідроксид заліза (III).
Фізичні властивості
Характеристика та активність основи залежить від металу. Більшість підстав – тверді речовини білого кольору без запаху. Однак деякі метали надають речовині характерного забарвлення. Наприклад, CuOH має жовтий колір, Ni(OH) 2 – світло-зелений, Fe(OH) 3 – червоно-коричневий.
Мал. 1. Луги у твердому стані.
Види
Підстави класифікуються за двома ознаками:
- за кількістю груп ВІН- однокислотні та багатокислотні;
- по розчинності у воді- луги (розчинні) та нерозчинні.
Луги утворюються лужними металами - літієм (Li), натрієм (Na), калієм (K), рубідієм (Rb) та цезієм (Cs). Крім того, до активних металів, що утворюють луги, відносять лужноземельні метали - кальцій (Ca), стронцій (Sr) та барій (Ba).
Ці елементи утворюють такі підстави:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH) 2 ;
- Sr(OH) 2;
- Ba(OH) 2 .
Всі інші підстави, наприклад, Mg(OH) 2 Cu (OH) 2 Al (OH) 3 відносяться до нерозчинних.
Інакше луги називаються сильними основами, а нерозчинні – слабкими основами. При електролітичній дисоціації луги швидко віддають гідроксильну групу та швидше вступають у реакцію з іншими речовинами. Нерозчинні чи слабкі підстави менш активні, т.к. не віддають гідроксильну групу.
Мал. 2. Класифікація основ.
Особливе місце у систематизації неорганічних речовин займають амфотерні гідроксиди. Вони взаємодіють і з кислотами, і із основами, тобто. залежно від умов поводяться як луг чи кислота. До них відносяться Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 та інші підстави.
Отримання
Підстави отримують у різний спосіб. Найпростіший - взаємодія металу з водою:
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 .
Луги отримують в результаті взаємодії оксиду з водою:
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.
Нерозчинні основи виходять внаслідок взаємодії лугів із солями:
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .
Хімічні властивості
Основні хімічні властивості основ описані у таблиці.
|
Реакції |
Що утворюється |
Приклади |
|
З кислотами |
Сіль та вода. Нерозчинні основи взаємодіють лише з розчинними кислотами |
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O |
|
Розкладання при високій температурі |
Оксид металу та вода |
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O |
|
З кислотними оксидами (реагують луги) |
NaOH + CO 2 → NaHCO 3 |
|
|
З неметалами (вступають луги) |
Сіль та водень |
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2 |
|
Обмін із солями |
Гідроксид та сіль |
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓ |
|
лугів з деякими металами |
Складна сіль та водень |
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 |
За допомогою індикатора проводиться тест визначення класу основи. При взаємодії з основою лакмус стає синім, фенолфталеїн – малиновим, метилоранж – жовтим.
Мал. 3. Реакція індикаторів на основи.
Що ми дізналися?
З уроку 8 класу хімії дізналися про особливості, класифікацію та взаємодію основ з іншими речовинами. Основи - складні речовини, Що складаються з металу та гідроксильної групи ВІН. Вони діляться на розчинні або лужні та нерозчинні. Луги - більш агресивні основи, що швидко реагують з іншими речовинами. Підстави отримують при взаємодії металу або оксиду металу з водою, а також в результаті реакції солі та луги. Підстави реагують з кислотами, оксидами, солями, металами та неметалами, а також розкладаються за високої температури.
Тест на тему
Оцінка доповіді
Середня оцінка: 4.5. Усього отримано оцінок: 135.
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.
Металу та гідроксильної групи (ОН). Наприклад, гідроксид натрію - NaOH, гідроксид кальцію - Ca(OH) 2 , гідроксид барію - Ba(OH) 2 і т.д.
Одержання гідроксидів.
1. Реакція обміну:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Електроліз водних розчинів солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаємодія лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:
К + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Хімічні властивості гідроксидів.
1. Гідроксиди мають лужний характер середовища.
2. Гідроксидирозчиняються у воді (лугу) і бувають нерозчинними. Наприклад, KOH- Розчиняється у воді, а Ca(OH) 2 - Малорозчинний, має розчин білого кольору. Метали 1-ої групи періодичної таблиці Д.І. Менделєєва дають розчинні основи (гідрокси).
3. Гідроксиди розкладаються при нагріванні:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
4. Луги реагують з кислотними та амфотерними оксидами:
2KOH + CO2 = K2CO3+H2O.
5. Луги можуть реагувати з деякими неметалами за різних температур по-різному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(Нагрів).
6. Взаємодіють із кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.
