Podlage predstavljajo kompleksne povezave, vključno z dvema glavnima strukturnima komponentama:

1. Hidroksi skupina (ena ali več). Zato je, mimogrede, drugo ime za te snovi "hidroksidi".
2. Kovinski atom ali amonijev ion (NH4+).

Ime baze izhaja iz kombinacije imen obeh njenih komponent: na primer kalcijev hidroksid, bakrov hidroksid, srebrov hidroksid itd.

Edina izjema pri splošno pravilo Upoštevati je treba tvorbo baz, ko se hidrokso skupina ne veže na kovino, temveč na amonijev kation (NH4+). Ta snov nastane, ko se amoniak raztopi v vodi.

Če govorimo o lastnostih baz, je treba takoj opozoriti, da je valenca hidrokso skupine enaka eni, zato bo število teh skupin v molekuli neposredno odvisno od valence reagirajočih kovin. Primeri v tem primeru so formule snovi, kot so NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Kemične lastnosti baz se kažejo v njihovih reakcijah s kislinami, solmi, drugimi bazami, pa tudi v njihovem delovanju na indikatorje. Zlasti alkalije je mogoče določiti tako, da njihovo raztopino izpostavimo določenemu indikatorju. V tem primeru bo opazno spremenil svojo barvo: na primer, iz bele bo postal modra, fenolftalein pa bo postal škrlaten.

Kemične lastnosti baz, ki se kažejo v njihovi interakciji s kislinami, vodijo do znanih reakcij nevtralizacije. Bistvo te reakcije je, da kovinski atomi, ki se pridružijo kislemu ostanku, tvorijo sol, hidrokso skupina in vodikov ion pa se, ko se združita, pretvorita v vodo. To reakcijo imenujemo reakcija nevtralizacije, ker po njej ne ostanejo alkalije ali kisline.

Značilno kemijske lastnosti baze se kažejo tudi v njihovi reakciji s solmi. Omeniti velja, da samo alkalije reagirajo s topnimi solmi. Strukturne značilnosti teh snovi vodijo do tvorbe nove soli in nove, največkrat netopne baze, kot rezultat reakcije.

Končno se kemične lastnosti baz odlično manifestirajo med toplotno izpostavljenostjo njim - segrevanjem. Tukaj je pri izvajanju določenih poskusov vredno upoštevati, da se skoraj vse baze, razen alkalij, pri segrevanju obnašajo izjemno nestabilno. Velika večina jih skoraj v trenutku razpade na ustrezen oksid in vodo. In če vzamemo baze kovin, kot sta srebro in živo srebro, jih v normalnih pogojih ni mogoče dobiti, saj začnejo razpadati že pri sobni temperaturi.

2.5 Lastnosti kislin, baz in soli z vidika teorije elektrolitske disociacije

V luči teorije elektrolitske disociacije razmislimo o lastnostih snovi, ki kažejo lastnosti elektrolitov v vodnih raztopinah.

kisline. Kisline imajo naslednje splošne lastnosti:

sposobnost interakcije z bazami za tvorbo soli;

sposobnost interakcije z nekaterimi kovinami s sproščanjem vodika;

možnost spreminjanja barv indikatorjev, še posebej, da se lakmus obarva rdeče;

kisel okus.

Ko katera koli kislina disociira, nastanejo vodikovi ioni. Zato moramo vse lastnosti, ki so skupne vodnim raztopinam kislin, pojasniti s prisotnostjo hidratiranih vodikovih ionov. Povzročijo, da lakmus pordeči, dajo kislinam kiselkast okus itd. Z izločanjem vodikovih ionov, na primer med nevtralizacijo, se kislinske lastnosti. Zato teorija elektrolitske disociacije opredeljuje kisline kot elektrolite, ki disociirajo v raztopinah in tvorijo vodikove ione.

V močnih kislinah, ki popolnoma disociirajo, se lastnosti kislin manifestirajo v večji meri, v šibkih - v manjši meri. Čim bolje kislina disociira, tj. večja kot je njegova disociacijska konstanta, močnejša je.

Vrednosti kislinske disociacijske konstante se spreminjajo v zelo širokem območju. Zlasti je disociacijska konstanta vodikovega cianida veliko manjša od konstante ocetne kisline. In čeprav sta obe kislini šibki, je ocetna kislina še vedno veliko močnejša od vodikovega cianida. Vrednosti prve in druge disociacijske konstante žveplove kisline kažejo, da je glede na prvo stopnjo disociacije H 2 SO 4 močna kislina, glede na drugo pa šibka. Kisline, katerih disociacijske konstante ležijo v območju 10 -4 - 10 -2, včasih imenujemo kisline srednje jakosti. Sem spadajo zlasti ortofosforjeva in žveplova kislina (glede na disociacijo v prvi stopnji).

Razlogi. Vodne raztopine baz imajo naslednje splošne lastnosti:

sposobnost interakcije s kislinami za tvorbo soli;

sposobnost spreminjanja barv indikatorjev drugače, kot jih spreminjajo kisline (na primer povzročijo, da lakmus postane moder);

Svojevrsten "milni" okus.

Ker je vsem raztopinam baz skupna prisotnost hidroksidnih ionov v njih, je jasno, da je nosilec bazičnih lastnosti hidroksidni ion. Zato so z vidika teorije elektrolitske disociacije baze elektroliti, ki disociirajo v raztopinah z eliminacijo hidroksidnih ionov.

Moč baz je tako kot jakost kislin odvisna od vrednosti disociacijske konstante. Večja kot je disociacijska konstanta to osnovo, močnejši je.

Obstajajo hidroksidi, ki lahko medsebojno delujejo in tvorijo soli ne samo s kislinami, ampak tudi z bazami. Ti hidroksidi vključujejo cinkov hidroksid. Pri interakciji z npr. klorovodikova kislina cinkov klorid dobimo:

Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O

in pri interakciji z natrijevim hidroksidom - natrijevim cinkatom:

Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Hidrokside s to lastnostjo imenujemo amfoterni hidroksidi ali amfoterni elektroliti. Takšni hidroksidi poleg cinkovega hidroksida vključujejo hidrokside aluminija, kroma in nekatere druge.

Pojav amfoternosti je razložen z dejstvom, da se v molekulah amfoternih elektrolitov moč vezi med kovino in kisikom nekoliko razlikuje od moči vezi med kisikom in vodikom. Disociacija takšnih molekul je torej možna na mestih obeh teh vezi. Če amfoterni elektrolit označimo s formulo ROH, lahko njegovo disociacijo izrazimo z diagramom

H + + RO - - ROH-R + + OH -

Tako je v raztopini amfoternega elektrolita kompleksno ravnovesje, v katerem sodelujejo disociacijski produkti tako kislinskega kot bazičnega tipa.

Pri nekaterih je opaziti tudi pojav amfoteričnosti organske spojine. Ima pomembno vlogo v biološki kemiji; na primer, proteini so amfoterni elektroliti.

Sol. Soli lahko definiramo kot elektrolite, ki po raztapljanju v vodi disociirajo, pri čemer se sprostijo pozitivni ioni, razen vodikovih ionov, in negativni ioni, razen hidroksidnih ionov. Ni ionov, ki bi bili skupni vodnim raztopinam vseh soli; Zato soli nimajo splošnih lastnosti. Soli praviloma dobro disociirajo in čim nižji so naboji ionov, ki tvorijo sol, tem bolje.

Ko se raztopi kislinske soli v raztopini nastajajo kovinski kationi in kompleksni anioni kislinski ostanek, kot tudi ioni, ki so produkti disociacije tega kompleksnega kislega ostanka, vključno z ioni H +. Na primer, ko se natrijev bikarbonat raztopi, poteka disociacija po naslednjih enačbah:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 - = H + + CO 3 2-

Ko bazične soli disociirajo, nastanejo kisli anioni in kompleksni kationi, sestavljeni iz kovinskih in hidroksilnih skupin. Ti kompleksni kationi so tudi sposobni disociacije. Zato so v bazični raztopini soli prisotni OH - ioni. Na primer, ko se hidroksomagnezijev klorid raztopi, poteka disociacija po enačbah:

MgOHCl = MgOH + + Cl -

MgOH + = Mg 2+ + OH -

Tako teorija elektrolitske disociacije pojasnjuje splošne lastnosti kislin s prisotnostjo vodikovih ionov v njihovih raztopinah, splošne lastnosti baz pa s prisotnostjo hidroksidnih ionov v njihovih raztopinah. Vendar ta razlaga ni splošna. Znano kemične reakcije, ki se pojavljajo s sodelovanjem kislin in baz, za katere teorija elektrolitske disociacije ni uporabna: zlasti lahko kisline in baze reagirajo med seboj, ne da bi disociirale na ione. Tako brezvodni vodikov klorid, sestavljen le iz molekul, zlahka reagira z brezvodnimi bazami. Poleg tega so znane snovi, ki ne vsebujejo hidrokso skupin, ampak kažejo lastnosti baz. Na primer, amoniak reagira s kislinami in tvori soli (amonijeve soli), čeprav ne vsebuje OH skupin. Tako z vodikovim kloridom tvori tipično sol - amonijev klorid:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Preučevanje tovrstnih reakcij, pa tudi reakcij, ki se odvijajo v nevodnih medijih, je vodilo do oblikovanja bolj splošnih idej o kislinah in bazah. K najpomembnejšemu sodobne teorije kislin in baz spada v protonsko teorijo, predstavljeno leta 1923.

Po protonski teoriji je kislina protonski donor, tj. delec (molekula ali ion), ki je sposoben oddati vodikov ion - proton, in bazo - akceptor protona, tj. delec (molekula ali ion), ki je sposoben sprejeti proton. Razmerje med kislino in bazo določa shema:

Baza + proton - kislina

Baza in kislina, povezani s tem razmerjem, se imenujeta konjugata. Na primer, HSO 4 - ion je konjugirana baza kisline H 2 SO 4.

Reakcijo med kislino in bazo predstavlja protonska teorija na naslednji način:

(Kislina) 1 + (Baza) 2 = (Kislina) 2 + (Baza) 1

Na primer, v reakciji

HC1 + NH 3 = NH 3 + + Cl -

Cl ion je konjugirana baza kisline HC1, ion NH 3 + pa je konjugirana kislina baze NH 3.

Bistvena točka protonske teorije je, da se snov kaže kot kislina ali baza, odvisno od tega, s katero drugo snovjo reagira. Najpomembnejši dejavnik v tem primeru je energija vezave snovi na proton. Tako je v seriji NH 3 - H 2 O - HF ta energija največja za NH 3 in najmanjša za HF. Zato voda v mešanici z NH 3 deluje kot kislina, v mešanici s HF pa deluje kot baza:

NH 3 + H 2 O = NH 4 + + OH -

HF + H 2 O = F - + H 3 O +

Puferske raztopine

Puferske raztopine

Puferske raztopine

Raztopine močnih kislin in baz v dovolj visokih koncentracijah imajo tudi puferski učinek. Konjugirana sistema sta v tem primeru H3O+/H2O - za močne kisline in OH-/H2O - za močne baze...

Interakcija kositrovih tetraalkinilidov s kislinskimi kloridi karboksilne kisline

Interakcija kositrovih tetraalkinilidov s kloridi karboksilne kisline je avtokatalitična in po doseganju določenih koncentracij kositrovega klorida v reakcijski mešanici proces poteka v 20-30 minutah...

Če sol tvorita šibka kislina in močna baza, potem lahko reakcijo hidrolize shematično predstavimo na naslednji način: M+ + A - + H2O HA + M+ + OH-...

Hidroliza soli. Značilnosti hidrolize tal

Reakcijo hidrolize soli, ki jo tvorita močna kislina in šibka baza, lahko shematično prikažemo takole: M + + A - + H2O MOH + H + + A - , (16) in hidrolizna konstanta Kg = . (17) Raztopina ima kislo reakcijo (СН+СН-)...

Hidroliza soli. Značilnosti hidrolize tal

Hidroliza soli, ki jo tvorita šibka kislina in šibka baza, se pojavi še posebej globoko. Reakcija hidrolize: M+ + A - + H2O MOH + HA. (22) Produkti hidrolize so še vedno isti, čeprav šibko, disociirani na ione ...

Hidroliza soli. Značilnosti hidrolize tal

Oglejmo si zdaj hidrolizo soli, ki jih tvori šibka polibazična kislina ali šibka baza polivalentne kovine. Hidroliza takih soli poteka v stopnjah. torej...

Razredi anorganske snovi. Raztopine elektrolitov. Atomske velikosti in vodikova vez

elektroliti. Znano je, da obstajata dva glavna razloga za prehod električnega toka skozi prevodnike: ali zaradi gibanja elektronov v električnem polju ali zaradi gibanja ionov. Elektronska prevodnost je lastna predvsem ...

Razlogi

Alkalije (natrijev, kalijev, litijev hidroksid) tvorijo trde, bele, zelo higroskopske kristale. Tališče je 322 °C, KOH je 405 °C in 473 °C. Kristalne mreže Kalijev hidroksid je kubičnega tipa, kot NaCl...

Razlogi

Iz prejšnjega pododdelka lahko vidite, da je večina hidroksidov v normalnih pogojih netopnih v vodi. In samo alkalije in hidroksidi druge skupine, glavna podskupina, periodni sistem kemični elementi D.I. Mendelejev...

Proces nastajanja in rasti zarodnega lista

Ker je voda dobro topilo, ima voda v naravi vedno nečistoče. Torej, v morska voda raztopi do 40 g soli na 1 liter, v vodnjaku in izviru - do 1 g, deževnica in sneg običajno vsebujejo 7 - 10 mg. soli na 1l. voda...

Razvoj dodatnega pouka v šoli na temo "Kemija" na različne načine kuhanje"

(Problemsko integrirana lekcija) »Če želite razumeti neskončno, morate najprej ločiti, nato povezati ...

kemija kompleksne spojine elementi podskupine kroma

Med kemične spojine, vključno s kompleksnimi, ločimo paramagnetne in diamagnetne, ki različno interagirajo z zunanjim magnetnim poljem...

Elektroliti, njihove lastnosti in uporaba

Svante Arrhenius je opozoril na tesno povezavo med sposobnostjo prevajanja raztopin soli, kislin in baz. električni tok in odstopanja raztopin teh snovi od zakonov Van't Hoffa in Raoulta. Pokazal je ...

Po branju članka boste znali ločiti snovi na soli, kisline in baze. Članek opisuje, kaj je pH raztopine in kakšne splošne lastnosti imajo kisline in baze.

Tako kot kovine in nekovine so kisline in baze delitve snovi, ki temeljijo na podobnih lastnostih. Prva teorija o kislinah in bazah je pripadala švedskemu znanstveniku Arrheniusu. Arrheniusova kislina je razred snovi, ki pri reakciji z vodo disociirajo (razpadejo) in tvorijo vodikov kation H +. Arrheniusovo zemljišče vodna raztopina tvorijo OH - anione. Naslednjo teorijo sta leta 1923 predlagala znanstvenika Bronsted in Lowry. Brønsted-Lowryjeva teorija opredeljuje kisline kot snovi, ki so sposobne oddati proton v reakciji (vodikov kation se v reakcijah imenuje proton). Baze so torej snovi, ki lahko v reakciji sprejmejo proton. Trenutno vklopljeno v tem trenutku teorija - Lewisova teorija.

Lewisova teorija opredeljuje kisline kot molekule ali ione, ki so sposobni sprejeti elektronske pare, s čimer tvorijo Lewisove adukte (adukt je spojina, ki nastane s kombinacijo dveh reaktantov brez tvorbe stranskih produktov). IN Praviloma s kislino razumejo Brønsted-Lowryjevo kislino, to je snovi, ki lahko oddajo proton. Če mislijo na definicijo Lewisove kisline, potem se v besedilu taka kislina imenuje Lewisova kislina. Ta pravila veljajo za kisline in baze.

Disociacija

Disociacija je proces razgradnje snovi na ione v raztopinah ali talinah. Na primer, disociacija klorovodikove kisline je razgradnja HCl v H + in Cl -.

Lastnosti kislin in baz

Baze so na otip ponavadi milne, medtem ko so kisline na splošno kislega okusa.

Ko baza reagira s številnimi kationi, nastane oborina. Ko kislina reagira z anioni, se običajno sprosti plin.

Pogosto uporabljene kisline:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Pogosto uporabljene baze:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Močne in šibke kisline in baze

Močne kisline

Take kisline, ki popolnoma disociirajo v vodi, pri čemer nastanejo vodikovi kationi H + in anioni.

Primer močne kisline je klorovodikova kislina HCl:

HCl (raztopina) + H 2 O (l) → H 3 O + (raztopina) + Cl - (raztopina)

Primeri močnih kislin: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

• Seznam močnih kislin
• HCl - klorovodikova kislina
• HBr - vodikov bromid
• HI - vodikov jodid HNO3-
• dušikova kislina
• HClO 4 - perklorova kislina

H 2 SO 4 - žveplova kislina

Šibke kisline

Samo delno raztopljen v vodi, na primer HF:
= < 0,01M для вещества 0,1М

HF (raztopina) + H2O (l) → H3O + (raztopina) + F - (raztopina) - pri takšni reakciji več kot 90% kisline ne disociira:

Močne in šibke kisline lahko ločimo z merjenjem prevodnosti raztopin: prevodnost je odvisna od števila ionov, močnejša kot je kislina, bolj je disociirana, torej močnejša kot je kislina, večja je prevodnost.

• Seznam šibkih kislin
• HF vodikov fluorid
• H 3 PO 4 fosforjeva kislina
• H 2 SO 3 žveplov
• H2S vodikov sulfid
• H 2 CO 3 premog

H 2 SiO 3 silicij

Močna podlaga

Močne baze popolnoma disociirajo v vodi:

NaOH (raztopina) + H 2 O ↔ NH 4

Močne baze vključujejo kovinske hidrokside prve (alkalije, alkalijske kovine) in druge (alkalinotereni, zemeljskoalkalijske kovine) skupine.

• Seznam močnih baz
• NaOH natrijev hidroksid (kavstična soda)
• KOH kalijev hidroksid (kavstična pepelika)
• LiOH litijev hidroksid
• Ba(OH) 2 barijev hidroksid

Ca(OH) 2 kalcijev hidroksid (gašeno apno)

Lewisova teorija opredeljuje kisline kot molekule ali ione, ki so sposobni sprejeti elektronske pare, s čimer tvorijo Lewisove adukte (adukt je spojina, ki nastane s kombinacijo dveh reaktantov brez tvorbe stranskih produktov). Šibki temelji reverzibilna reakcija

v prisotnosti vode tvori OH - ione:

NH 3 (raztopina) + H 2 O ↔ NH + 4 (raztopina) + OH - (raztopina)

Večina šibkih baz so anioni:

F - (raztopina) + H 2 O ↔ HF (raztopina) + OH - (raztopina)

• Mg(OH) 2 magnezijev hidroksid
• Fe(OH) 2 železov(II) hidroksid
• Zn(OH) 2 cinkov hidroksid
• NH4OH amonijev hidroksid
• Fe(OH) 3 železov(III) hidroksid

Reakcije kislin in baz

Močna kislina in močna baza

To reakcijo imenujemo nevtralizacija: ko je količina reagentov zadostna za popolno disociacijo kisline in baze, bo nastala raztopina nevtralna.

primer:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Šibka baza in šibka kislina

Splošni pogled reakcije:
Šibka baza (raztopina) + H 2 O ↔ Šibka kislina (raztopina) + OH - (raztopina)

Močna baza in šibka kislina

Baza popolnoma disociira, kislina delno disociira, nastala raztopina ima šibke lastnosti razlogi:

HX (raztopina) + OH - (raztopina) ↔ H 2 O + X - (raztopina)

Močna kislina in šibka baza

Kislina popolnoma disociira, baza pa ne disociira popolnoma:

Disociacija vode

Disociacija je razgradnja snovi na njene sestavne molekule. Lastnosti kisline ali baze so odvisne od ravnovesja, ki je prisotno v vodi:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (raztopina) + OH - (raztopina)
K c = / 2
Ravnotežna konstanta vode pri t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, velja tudi enakost: = 10 -14, ki jo imenujemo disociacijska konstanta vode. Za čisto vodo = = 10 -7, torej -lg = 7,0.

To vrednost (-lg) imenujemo pH – vodikov potencial. Če pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, potem ima snov osnovne lastnosti.

Metode za določanje pH

Instrumentalna metoda

Posebna naprava, pH meter, je naprava, ki pretvori koncentracijo protonov v raztopini v električni signal.

Indikatorji

Snov, ki spreminja barvo v določenem območju pH, odvisno od kislosti raztopine, z uporabo več indikatorjev lahko dosežete dokaj natančen rezultat.

Sol

Sol je ionska spojina, ki jo tvorita kation, ki ni H+, in anion, ki ni O2-.

V šibki vodni raztopini soli popolnoma disociirajo. Določanje kislinsko-bazičnih lastnosti raztopine soli

, je treba ugotoviti, kateri ioni so prisotni v raztopini, in upoštevati njihove lastnosti: nevtralni ioni, ki nastanejo iz močnih kislin in baz, ne vplivajo na pH: v vodi ne sproščajo niti H + niti OH - ionov. Na primer Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Anioni, ki nastanejo iz šibkih kislin, imajo alkalne lastnosti (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); kationi z alkalnimi lastnostmi ne obstajajo.

Vsi kationi razen kovin prve in druge skupine imajo kisle lastnosti.

Raztopine, ki ohranijo svojo raven pH, ko dodamo majhno količino močne kisline ali močne baze, so v glavnem sestavljene iz:

• Mešanica šibke kisline, njene ustrezne soli in šibke baze
• Šibka baza, ustrezna sol in močna kislina

Za pripravo pufrske raztopine določene kislosti je potrebno zmešati šibko kislino ali bazo z ustrezno soljo, pri čemer je treba upoštevati:

• območje pH, v katerem bo puferska raztopina učinkovita
• Kapaciteta raztopine - količina močne kisline ali močne baze, ki jo lahko dodamo, ne da bi to vplivalo na pH raztopine
• Ne sme priti do neželenih reakcij, ki bi lahko spremenile sestavo raztopine

Test:

Razlogi – kompleksne snovi, ki so sestavljeni iz kovinskega kationa Me + (ali kovinskega kationa, na primer amonijevega iona NH 4 +) in hidroksidnega aniona OH -.

Baze glede na topnost v vodi delimo na topni (alkalije) in netopne baze . Obstaja tudi nestabilne temelje, ki se spontano razgradijo.

Pridobivanje razlogov

1. Interakcija osnovnih oksidov z vodo. V tem primeru samo tisti oksidi, ki ustrezajo topni bazi (alkaliji). Tisti. na ta način lahko dobite le alkalije:

bazični oksid + voda = baza

Na primer , natrijev oksid tvori v vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Hkrati o bakrov(II) oksid z vodo se ne odziva:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija kovin z vodo. Ob istem času reagirajo z vodov normalnih pogojihsamo alkalijske kovine(litij, natrij, kalij, rubidij, cezij), kalcij, stroncij in barij.V tem primeru pride do redoks reakcije, vodik je oksidant, kovina pa redukcijsko sredstvo.

kovina + voda = alkalija + vodik

Na primer, kalij reagira z vodo zelo burno:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza raztopin nekaterih soli alkalijskih kovin. Za pridobivanje alkalij se praviloma izvaja elektroliza raztopine soli, ki jih tvorijo alkalijske ali zemeljsko alkalijske kovine in kisline brez kisika (razen fluorovodikove kisline) - kloridi, bromidi, sulfidi itd. To vprašanje je podrobneje obravnavano v članku .

Na primer , elektroliza natrijevega klorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastanejo pri interakciji drugih alkalij s solmi. V tem primeru medsebojno delujejo le topne snovi, v produktih pa bi morala nastati netopna sol oz netopna baza:

oz

alkalije + sol 1 = sol 2 ↓ + alkalije

Na primer: Kalijev karbonat reagira v raztopini s kalcijevim hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primer: Bakrov(II) klorid v raztopini reagira z natrijevim hidroksidom. V tem primeru izpade modra oborina bakrovega(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Kemijske lastnosti netopnih baz

1. Netopne baze reagirajo z močnimi kislinami in njihovimi oksidi (in nekaj srednjih kislin). V tem primeru sol in vodo.

netopna baza + kislina = sol + voda

netopna baza + kislinski oksid= sol + voda

Na primer ,Bakrov(II) hidroksid reagira z močno klorovodikovo kislino:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

V tem primeru bakrov (II) hidroksid ne sodeluje s kislinskim oksidom šibka ogljikova kislina– ogljikov dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Netopne baze pri segrevanju razpadejo v oksid in vodo.

Na primer, Železov (III) hidroksid pri segrevanju razpade na železov (III) oksid in vodo:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Netopne baze ne reagirajoz amfoternimi oksidi in hidroksidi.

netopna baza + amfoterni oksid ≠

netopna baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Nekatere netopne baze lahko delujejo kotredukcijska sredstva. Reducenti so baze, ki jih tvorijo kovine z najmanj oz vmesno oksidacijsko stanje, ki lahko povečajo njihovo oksidacijsko stopnjo (železov (II) hidroksid, kromov (II) hidroksid itd.).

Na primer, Železov (II) hidroksid lahko oksidiramo z atmosferskim kisikom v prisotnosti vode v železov (III) hidroksid:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Kemijske lastnosti alkalij

1. Alkalije reagirajo s katerim koli kisline - močne in šibke . V tem primeru srednja sol in vodo. Te reakcije se imenujejo nevtralizacijske reakcije. Možno je tudi izobraževanje kisla sol, če je kislina polibazična, pri določenem razmerju reagentov ali v presežek kisline. IN presežek alkalije nastaneta srednja sol in voda:

alkalija (presežek) + kislina = srednja sol + voda

alkalija + polibazična kislina (presežek) = kisla sol + voda

Na primer , Natrijev hidroksid lahko pri interakciji s tribazično fosforno kislino tvori 3 vrste soli: dihidrogenfosfati, fosfati oz hidrofosfati.

V tem primeru nastanejo dihidrogenfosfati v presežku kisline ali ko je molsko razmerje (razmerje količin snovi) reagentov 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Pri molskem razmerju alkalije in kisline 2:1 nastanejo hidrofosfati:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

V presežku alkalije ali pri molskem razmerju med alkalijo in kislino 3:1 nastane fosfat alkalijske kovine.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alkalije reagirajo zamfoterni oksidi in hidroksidi. Ob istem času v talini nastanejo navadne soli , A v raztopini - kompleksne soli .

alkalija (talina) + amfoterni oksid = srednja sol + voda

alkalija (talina) + amfoterni hidroksid = srednja sol + voda

alkalija (raztopina) + amfoterni oksid = kompleksna sol

alkalija (raztopina) + amfoterni hidroksid = kompleksna sol

Na primer , ko aluminijev hidroksid reagira z natrijevim hidroksidom v talini nastane natrijev aluminat. Bolj kisli hidroksid tvori kisli ostanek:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

A v raztopini nastane kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Upoštevajte, kako je sestavljena formula kompleksne soli:najprej izberemo osrednji atom (doPraviloma je amfoterna hidroksidna kovina).Nato mu dodamo ligandi- v našem primeru so to hidroksidni ioni. Število ligandov je običajno 2-krat večje od oksidacijskega stanja osrednjega atoma. Toda aluminijev kompleks je izjema, njegovo število ligandov je najpogosteje 4. Nastali fragment zapremo v oglate oklepaje - to je kompleksen ion. Določimo njegov naboj in dodamo potrebno število kationov ali anionov na zunanjo stran.

3. Alkalije medsebojno delujejo s kislimi oksidi. Hkrati je možno izobraževanje kislo oz srednja sol, odvisno od molskega razmerja alkalijskega in kislinskega oksida. V presežku alkalije nastane srednja sol, v presežku kislega oksida pa kisla sol:

alkalija (presežek) + kislinski oksid = srednja sol + voda

ali:

alkalijski + kislinski oksid (presežek) = kisla sol

Na primer , pri interakciji presežek natrijevega hidroksida Z ogljikovim dioksidom nastaneta natrijev karbonat in voda:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

In pri interakciji presežek ogljikov dioksid z natrijevim hidroksidom nastane samo natrijev bikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalije medsebojno delujejo s solmi. Alkalije reagirajo samo s topnimi solmi v raztopini, pod pogojem, da V hrani se tvorijo plini ali usedline . Takšne reakcije potekajo v skladu z mehanizmom ionska izmenjava.

alkalija + topna sol = sol + ustrezen hidroksid

Alkalije medsebojno delujejo z raztopinami kovinskih soli, ki ustrezajo netopnim ali nestabilnim hidroksidom.

Na primer, natrijev hidroksid reagira z bakrovim sulfatom v raztopini:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

tudi alkalije reagirajo z raztopinami amonijevih soli.

Na primer , Kalijev hidroksid reagira z raztopino amonijevega nitrata:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Ko soli amfoternih kovin medsebojno delujejo s presežkom alkalij, nastane kompleksna sol!

Oglejmo si to vprašanje podrobneje. Če sol ki ga tvori kovina, kar ustreza amfoterni hidroksid , interakcija z majhno količino alkalije, potem normalno reakcija izmenjave, in oborinehidroksid te kovine .

Na primer , presežek cinkovega sulfata reagira v raztopini s kalijevim hidroksidom:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Vendar pri tej reakciji ne nastane baza, ampak mphoterni hidroksid. In kot smo že navedli zgoraj, amfoterni hidroksidi se raztopijo v presežku alkalij in tvorijo kompleksne soli . T Tako, ko cinkov sulfat reagira z presežek alkalne raztopine nastane kompleksna sol, oborina ne nastane:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Tako dobimo 2 shemi interakcije kovinskih soli, ki ustrezata amfoternim hidroksidom, z alkalijami:

amfoterna kovinska sol (presežek) + alkalija = amfoterni hidroksid↓ + sol

amf.kovinska sol + alkalija (presežek) = kompleksna sol + sol

5. Alkalije medsebojno delujejo s kislimi solmi.V tem primeru nastanejo srednje ali manj kisle soli.

kisla sol + alkalija = srednja sol + voda

Na primer , Kalijev hidrosulfit reagira s kalijevim hidroksidom, da nastane kalijev sulfit in voda:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Lastnosti kislih soli je zelo priročno določiti tako, da kislo sol mentalno razdelimo na 2 snovi - kislino in sol. Na primer, natrijev bikarbonat NaHCO 3 razgradimo v uolno kislino H 2 CO 3 in natrijev karbonat Na 2 CO 3. Lastnosti bikarbonata v veliki meri določajo lastnosti ogljikove kisline in lastnosti natrijevega karbonata.

6. Alkalije medsebojno delujejo s kovinami v raztopini in se stopijo. V tem primeru pride do oksidacijsko-redukcijske reakcije, ki nastane v raztopini kompleksna sol in vodik, v talini - srednja sol in vodik.

Pozor! Z alkalijami v raztopini reagirajo le tiste kovine, katerih oksid z minimalnim pozitivnim oksidacijskim stanjem kovine je amfoteren!

Na primer , železo ne reagira z raztopino alkalij, železov (II) oksid je bazičen. A aluminij se topi v vodni raztopini alkalije, aluminijev oksid je amfoteren:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalije medsebojno delujejo z nekovinami. V tem primeru pride do redoks reakcij. praviloma nekovine so nesorazmerne v alkalijah. Ne odzovejo se z alkalijami kisik, vodik, dušik, ogljik in inertni plini (helij, neon, argon itd.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Žveplo, klor, brom, jod, fosfor in druge nekovine nesorazmeren v alkalijah (tj. samooksidirajo in se samoobnovijo).

Na primer klorpri interakciji z hladen lug preide v oksidacijska stanja -1 in +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Klor pri interakciji z vroč lug preide v oksidacijska stanja -1 in +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Silicij oksidira z alkalijami do oksidacijskega stanja +4.

Na primer, v raztopini:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oksidira alkalije:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Več o teh reakcijah si lahko preberete v članku.

8. Alkalije pri segrevanju ne razpadejo.

Izjema je litijev hidroksid:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Kemijske lastnosti glavnih razredov anorganskih spojin

Kislinski oksidi

1. Kislinski oksid + voda = kislina (izjema - SiO 2)
   SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
   Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4
2. Kislinski oksid + alkalija = sol + voda
   SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
   P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
3. Kislinski oksid + bazični oksid = sol
   CO 2 + BaO = BaCO 3
   SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3

   Bazični oksidi

   1. Bazični oksid + voda = alkalije (oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin reagirajo)
      CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
      Na 2 O + H 2 O = 2NaOH
   2. Bazični oksid + kislina = sol + voda
      CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
      3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O
   3. Bazični oksid + kisli oksid = sol
      MgO + CO 2 = MgCO 3
      Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3

      Amfoterni oksidi

      1. Amfoterni oksid + kislina = sol + voda
         Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
         ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O
      2. Amfoterni oksid + alkalija = sol (+ voda)
         ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (pravilneje: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (pravilneje: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Amfoterni oksid + kisli oksid = sol
         ZnO + CO 2 = ZnCO 3
      4. Amfoterni oksid + bazični oksid = sol (če je taljena)
         ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
         Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
         Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2) 2

         kisline

         1. Kislina + bazični oksid = sol + voda
            2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
            3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
         2. Kislina + amfoterni oksid = sol + voda
            3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
            2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O
         3. Kislina + baza = sol + voda
            H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O
         4. Kislina + amfoterni hidroksid = sol + voda
            3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
            2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O
         5. Močna kislina + sol šibke kisline = šibka kislina + sol močne kisline
            2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
            H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3
         6. Kislina + kovina (nahaja se v nizu napetosti levo od vodika) = sol + vodik
            2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
            H 2 SO 4 (razredčena) + Fe = FeSO 4 + H 2
            Pomembno: oksidacijske kisline (HNO 3, konc. H 2 SO 4) reagirajo s kovinami različno.

         Amfoterni hidroksidi

         1. Amfoterni hidroksid + kislina = sol + voda
            2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
            Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
         2. Amfoterni hidroksid + alkalije = sol + voda (ko je zlit)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
            Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
         3. Amfoterni hidroksid + alkalije = sol (v vodni raztopini)
            Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2
            Al(OH) 3 + NaOH = Na
            Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

            Alkalije

            1. Alkalijski + kislinski oksid = sol + voda
               Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O
               2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
            2. Alkalija + kislina = sol + voda
               3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
               Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
            3. Alkalija + amfoterni oksid = sol + voda
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (pravilneje: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alkalija + amfoterni hidroksid = sol (v vodni raztopini)
               2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
               NaOH + Al(OH) 3 = Na
            5. Alkalija + topna sol = netopna baza + sol
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl
            6. Alkalija + kovina (Al, Zn) + voda = sol + vodik
               2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
               2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2

               Soli

               1. Sol šibke kisline + močna kislina = sol močne kisline + šibka kislina
                  Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
                  BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)
               2. Topna sol+ topna sol = netopna sol + sol
                  Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
                  СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl
               3. Topna sol + alkalija = sol + netopna baza
                  Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
                  2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3
               4. Topna kovinska sol (*) + kovina (**) = kovinska sol (**) + kovina (*)
                  Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
                  Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
                  Pomembno: 1) kovina (**) mora biti v nizu napetosti levo od kovine (*), 2) kovina (**) NE sme reagirati z vodo.

                  Morda vas bodo zanimali tudi drugi razdelki kemijskega priročnika: