Egenskaber for opløselige og uopløselige baser. Grunde

Moderne kemividenskab repræsenterer mange forskellige grene, og hver af dem har udover sit teoretiske grundlag stor anvendt og praktisk betydning. Uanset hvad du rører ved, er alt omkring dig et kemisk produkt. Hovedafsnittene er uorganisk og organisk kemi. Lad os overveje, hvilke hovedklasser af stoffer der klassificeres som uorganiske, og hvilke egenskaber de har.

Hovedkategorier af uorganiske forbindelser

Disse omfatter følgende:

1. Oxider.
2. Salt.
3. Grunde.
4. Syrer.

Hver af klasserne er repræsenteret af en bred vifte af forbindelser af uorganisk natur og er vigtig i næsten enhver struktur af menneskelig økonomisk og industriel aktivitet. Alle de vigtigste egenskaber, der er karakteristiske for disse forbindelser, deres forekomst i naturen og deres produktion studeres uden fejl i et skolekemikursus i klasse 8-11.

Der er en generel tabel over oxider, salte, baser, syrer, som viser eksempler på hvert stof og deres aggregeringstilstand og forekomst i naturen. Interaktioner, der beskriver kemiske egenskaber, er også vist. Vi vil dog se på hver af klasserne separat og mere detaljeret.

Gruppe af forbindelser - oxider

4. Reaktioner som følge af hvilke grundstoffer ændrer CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagensvand: dannelse af syrer (SiO 2 undtagelse)

CO + vand = syre

2. Reaktioner med baser:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaktioner med basiske oxider: saltdannelse

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR-reaktioner:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

De udviser dobbelte egenskaber og interagerer efter princippet om syre-base-metoden (med syrer, baser, basiske oxider, sure oxider). De interagerer ikke med vand.

1. Med syrer: dannelse af salte og vand

AO + syre = salt + H 2 O

2. Med baser (alkalier): dannelse af hydroxokomplekser

Al 2 O 3 + LiOH + vand = Li

3. Reaktioner med sure oxider: opnåelse af salte

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaktioner med OO: dannelse af salte, fusion

MnO + Rb 2 O = dobbeltsalt Rb 2 MnO 2

5. Fusionsreaktioner med alkalier og alkalimetalcarbonater: dannelse af salte

Al 2 O 3 + 2 LiOH = 2 LiAlO 2 + H 2 O

De danner hverken syrer eller baser. De udviser meget specifikke egenskaber.

Hvert højere oxid, dannet enten af ​​et metal eller et ikke-metal, giver, når det opløses i vand, en stærk syre eller alkali.

Organiske og uorganiske syrer

I klassisk forstand (baseret på positionerne af ED - elektrolytisk dissociation - Svante Arrhenius) er syrer forbindelser, der dissocierer i et vandigt miljø til kationer H + og anioner af syrerester An -. Men i dag er syrer også blevet grundigt undersøgt under vandfri forhold, så der er mange forskellige teorier for hydroxider.

Empiriske formler for oxider, baser, syrer, salte består kun af symboler, elementer og indekser, der angiver deres mængde i stoffet. For eksempel er uorganiske syrer udtrykt med formlen H + syrerest n-. Organiske stoffer har en anden teoretisk repræsentation. Ud over den empiriske kan du nedskrive en fuld og forkortet strukturformel for dem, som ikke kun afspejler molekylets sammensætning og mængde, men også rækkefølgen af ​​atomerne, deres forbindelse med hinanden og de vigtigste funktionelle gruppe for carboxylsyrer -COOH.

I uorganiske stoffer er alle syrer opdelt i to grupper:

• iltfri - HBr, HCN, HCL og andre;
• iltholdige (oxosyrer) - HClO 3 og alt, hvor der er ilt.

Uorganiske syrer er også klassificeret efter stabilitet (stabile eller stabile - alt undtagen kulsyre og svovlholdig, ustabil eller ustabil - kulsyre og svovlholdig). Med hensyn til styrke kan syrer være stærke: svovlsyre, saltsyre, salpetersyre, perchlorsyre og andre, såvel som svage: svovlbrinte, hypoklorholdige og andre.

Organisk kemi tilbyder ikke den samme sort. Syrer, der er organiske i naturen, klassificeres som carboxylsyrer. Deres fælles træk er tilstedeværelsen af ​​den -COOH funktionelle gruppe. For eksempel HCOOH (myresyre), CH3COOH (eddikesyre), C17H35COOH (stearinsyre) og andre.

Der er en række syrer, som er særligt omhyggeligt fremhævet, når man overvejer dette emne i et skolekemikursus.

1. Solyanaya.
2. Nitrogen.
3. Ortofosforsyre.
4. Hydrobromsyre.
5. Kul.
6. Hydrogeniodid.
7. Svovlsyre.
8. Eddike eller ethan.
9. Butan eller olie.
10. Benzoin.

Disse 10 syrer i kemi er grundlæggende stoffer i den tilsvarende klasse både i skoleforløbet og generelt i industri og synteser.

Egenskaber af uorganiske syrer

De vigtigste fysiske egenskaber omfatter først og fremmest den forskellige aggregeringstilstand. Der er trods alt en række syrer, der har form af krystaller eller pulvere (borsyre, orthophosphorsyre) under normale forhold. Langt de fleste kendte uorganiske syrer er forskellige væsker. Koge- og smeltepunkter varierer også.

Syrer kan forårsage alvorlige forbrændinger, da de har magten til at ødelægge organisk væv og hud. Indikatorer bruges til at påvise syrer:

• methyl orange (i normale omgivelser - orange, i syrer - rød),
• lakmus (i neutral - violet, i syrer - rød) eller nogle andre.

De vigtigste kemiske egenskaber omfatter evnen til at interagere med både simple og komplekse stoffer.

Kemiske egenskaber af uorganiske syrer

Hvad interagerer de med?	Eksempel reaktion
1. Med simple stoffer - metaller. Obligatorisk betingelse: metallet skal være i EHRNM før brint, da metaller, der står efter brint, ikke er i stand til at fortrænge det fra sammensætningen af ​​syrer. Reaktionen producerer altid brintgas og salt.
2. Med begrundelse. Resultatet af reaktionen er salt og vand. Sådanne reaktioner af stærke syrer med alkalier kaldes neutraliseringsreaktioner.	Enhver syre (stærk) + opløselig base = salt og vand
3. Med amfotere hydroxider. Nederste linje: salt og vand.	2HNO 2 + berylliumhydroxid = Be(NO 2) 2 (medium salt) + 2H 2 O
4. Med basiske oxider. Resultat: vand, salt.	2HCL + FeO = jern(II)chlorid + H2O
5. Med amfotere oxider. Sluteffekt: salt og vand.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Med salte dannet af svagere syrer. Sluteffekt: salt og svag syre.	2HBr + MgCO 3 = magnesiumbromid + H 2 O + CO 2

Når de interagerer med metaller, reagerer ikke alle syrer lige meget. Kemi (9. klasse) i skolen involverer en meget overfladisk undersøgelse af sådanne reaktioner, men selv på dette niveau overvejes de specifikke egenskaber af koncentreret salpetersyre og svovlsyre, når de interagerer med metaller.

Hydroxider: alkalier, amfotere og uopløselige baser

Oxider, salte, baser, syrer - alle disse klasser af stoffer har en fælles kemisk natur, forklaret af strukturen af ​​krystalgitteret, såvel som den gensidige påvirkning af atomer i molekylerne. Men hvis det var muligt at give en meget specifik definition for oxider, så er det sværere at gøre for syrer og baser.

Ligesom syrer er baser ifølge ED-teorien stoffer, der kan nedbrydes i en vandig opløsning til metalkationer Me n + og anioner af hydroxylgrupperne OH - .

• Opløselig eller alkalisk (stærke baser, der ændrer farven på indikatorer). Dannet af metaller fra gruppe I og II. Eksempel: KOH, NaOH, LiOH (det vil sige, at der kun tages hensyn til grundstoffer fra hovedundergrupperne);
• Lidt opløselig eller uopløselig (medium styrke, skift ikke farven på indikatorerne). Eksempel: magnesiumhydroxid, jern (II), (III) og andre.
• Molekylær (svage baser, i et vandigt miljø dissocieres de reversibelt til ionmolekyler). Eksempel: N 2 H 4, aminer, ammoniak.
• Amfotere hydroxider (viser dobbelte basiske syreegenskaber). Eksempel: beryllium, zink og så videre.

Hver præsenteret gruppe studeres i skolens kemikursus i afsnittet "Fundamentals". Kemi i klasse 8-9 involverer en detaljeret undersøgelse af alkalier og dårligt opløselige forbindelser.

Hovedkarakteristiske egenskaber ved baser

Alle alkalier og let opløselige forbindelser findes i naturen i en fast krystallinsk tilstand. Samtidig er deres smeltetemperaturer normalt lave, og dårligt opløselige hydroxider nedbrydes ved opvarmning. Farven på baserne er anderledes. Hvis alkalier er hvide, kan krystaller af dårligt opløselige og molekylære baser have meget forskellige farver. Opløseligheden af ​​de fleste forbindelser af denne klasse kan findes i tabellen, som præsenterer formlerne for oxider, baser, syrer, salte og viser deres opløselighed.

Alkalier kan ændre farven på indikatorer som følger: phenolphtalein - crimson, methyl orange - gul. Dette sikres ved den frie tilstedeværelse af hydroxogrupper i opløsningen. Derfor giver dårligt opløselige baser ikke en sådan reaktion.

De kemiske egenskaber af hver gruppe af baser er forskellige.

Kemiske egenskaber
Alkalier	Lidt opløselige baser	Amfotere hydroxider
I. Interagere med CO (resultat - salt og vand): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + vand II. Interagerer med syrer (salt og vand): almindelige neutraliseringsreaktioner (se syrer) III. De interagerer med AO for at danne et hydroxokompleks af salt og vand: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, eller Na 2 IV. De interagerer med amfotere hydroxider for at danne hydroxokomplekssalte: Det samme som med AO, kun uden vand V. Reager med opløselige salte for at danne uopløselige hydroxider og salte: 3CsOH + jern(III)chlorid = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reager med zink og aluminium i en vandig opløsning for at danne salte og brint: 2RbOH + 2Al + vand = kompleks med hydroxidion 2Rb + 3H 2	I. Når de opvarmes, kan de nedbrydes: uopløseligt hydroxid = oxid + vand II. Reaktioner med syrer (resultat: salt og vand): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vand III. Interagere med KO: Me +n (OH) n + KO = salt + H 2 O	I. Reager med syrer for at danne salt og vand: (II) + 2HBr = CuBr2 + vand II. Reager med alkalier: resultat - salt og vand (tilstand: fusion) Zn(OH)2 + 2CsOH = salt + 2H2O III. Reager med stærke hydroxider: resultatet er salte, hvis reaktionen sker i en vandig opløsning: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Disse er de fleste af de kemiske egenskaber, som baser udviser. Basernes kemi er ret enkel og følger de generelle love for alle uorganiske forbindelser.

Klasse af uorganiske salte. Klassifikation, fysiske egenskaber

Baseret på bestemmelserne i ED kan salte kaldes uorganiske forbindelser, der dissocierer i en vandig opløsning til metalkationer Me +n og anioner af sure rester An n-. Sådan kan du forestille dig salte. Kemi giver mere end én definition, men denne er den mest nøjagtige.

Desuden er alle salte i henhold til deres kemiske natur opdelt i:

• Syrlig (indeholder en brintkation). Eksempel: NaHSO 4.
• Basic (indeholder en hydroxogruppe). Eksempel: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (består kun af en metalkation og en syrerest). Eksempel: NaCL, CaSO 4.
• Dobbelt (inkluder to forskellige metalkationer). Eksempel: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hydroxokomplekser, aquakomplekser og andre). Eksempel: K 2.

Salteformlerne afspejler deres kemiske natur og angiver også den kvalitative og kvantitative sammensætning af molekylet.

Oxider, salte, baser, syrer har forskellige opløselighedsegenskaber, som kan ses i den tilsvarende tabel.

Hvis vi taler om tilstanden af ​​aggregering af salte, skal vi bemærke deres ensartethed. De findes kun i faste, krystallinske eller pulverformige tilstande. Farveudvalget er ret varieret. Opløsninger af komplekse salte har som regel lyse, mættede farver.

Kemiske interaktioner for klassen af ​​mellemstore salte

De har lignende kemiske egenskaber som baser, syrer og salte. Oxider, som vi allerede har undersøgt, er noget forskellige fra dem i denne faktor.

I alt kan der skelnes mellem 4 hovedtyper af interaktioner for mellemstore salte.

I. Interaktion med syrer (kun stærk fra ED synspunkt) med dannelse af et andet salt og en svag syre:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktioner med opløselige hydroxider, der producerer salte og uopløselige baser:

CuSO4 + 2LiOH = 2LiSO4-opløseligt salt + Cu(OH)2-uopløselig base

III. Reaktion med et andet opløseligt salt for at danne et uopløseligt salt og et opløseligt salt:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktioner med metaller placeret i EHRNM til venstre for den, der danner saltet. I dette tilfælde bør det reagerende metal ikke interagere med vand under normale forhold:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Disse er hovedtyperne af interaktioner, der er karakteristiske for mellemstore salte. Formlerne for komplekse, basiske, dobbelte og sure salte taler for sig selv om specificiteten af ​​de udstillede kemiske egenskaber.

Formlerne for oxider, baser, syrer, salte afspejler den kemiske essens af alle repræsentanter for disse klasser af uorganiske forbindelser, og giver desuden en idé om stoffets navn og dets fysiske egenskaber. Derfor bør der lægges særlig vægt på deres skrivning. Et stort udvalg af forbindelser tilbydes os af den generelt fantastiske videnskab om kemi. Oxider, baser, syrer, salte - dette er kun en del af den enorme mangfoldighed.

Før vi diskuterer de kemiske egenskaber af baser og amfotere hydroxider, lad os klart definere, hvad de er?

1) Baser eller basiske hydroxider omfatter metalhydroxider i oxidationstilstanden +1 eller +2, dvs. hvis formler er skrevet enten som MeOH eller Me(OH) 2. Der er dog undtagelser. Hydroxiderne Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 er således ikke baser.

2) Amfotere hydroxider omfatter metalhydroxider i oxidationstilstanden +3, +4, samt, som undtagelser, hydroxiderne Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metalhydroxider i oxidationstilstanden +4 findes ikke i Unified State Examination-opgaver, så de vil ikke blive taget i betragtning.

Kemiske egenskaber af baser

Alle grunde er opdelt i:

Lad os huske, at beryllium og magnesium ikke er jordalkalimetaller.

Ud over at være opløselige i vand, dissocierer alkalier også meget godt i vandige opløsninger, mens uopløselige baser har en lav grad af dissociation.

Denne forskel i opløselighed og evne til at dissociere mellem alkalier og uopløselige hydroxider fører igen til mærkbare forskelle i deres kemiske egenskaber. Så især alkalier er mere kemisk aktive forbindelser og er ofte i stand til at indgå i reaktioner, som uopløselige baser ikke gør.

Interaktion mellem baser og syrer

Alkalier reagerer med absolut alle syrer, selv meget svage og uopløselige. For eksempel:

Uopløselige baser reagerer med næsten alle opløselige syrer, men reagerer ikke med uopløselig kiselsyre:

Det skal bemærkes, at både stærke og svage baser med den generelle formel af formen Me(OH) 2 kan danne basiske salte, når der er mangel på syre, for eksempel:

Interaktion med syreoxider

Alkalier reagerer med alle sure oxider og danner salte og ofte vand:

Uopløselige baser er i stand til at reagere med alle højere syreoxider svarende til stabile syrer, for eksempel P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, for at danne mellemstore salte:

Uopløselige baser af typen Me(OH) 2 reagerer i nærværelse af vand med kuldioxid udelukkende for at danne basiske salte. For eksempel:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

På grund af dens exceptionelle inerthed reagerer kun de stærkeste baser, alkalier, med siliciumdioxid. I dette tilfælde dannes normale salte. Reaktionen sker ikke med uopløselige baser. For eksempel:

Interaktion af baser med amfotere oxider og hydroxider

Alle alkalier reagerer med amfotere oxider og hydroxider. Hvis reaktionen udføres ved at fusionere et amfotert oxid eller hydroxid med en fast alkali, fører denne reaktion til dannelsen af ​​hydrogenfrie salte:

Hvis der anvendes vandige opløsninger af alkalier, dannes hydroxokomplekssalte:

I tilfælde af aluminium, under påvirkning af et overskud af koncentreret alkali, i stedet for Na-salt, dannes Na 3-salt:

Interaktion mellem baser og salte

Enhver base reagerer kun med ethvert salt, hvis to betingelser er opfyldt samtidigt:

1) opløselighed af udgangsforbindelserne;

2) tilstedeværelsen af ​​bundfald eller gas blandt reaktionsprodukterne

For eksempel:

Termisk stabilitet af underlag

Alle alkalier, undtagen Ca(OH) 2, er modstandsdygtige over for varme og smelter uden nedbrydning.

Alle uopløselige baser, samt let opløselig Ca(OH) 2, nedbrydes ved opvarmning. Den højeste nedbrydningstemperatur for calciumhydroxid er omkring 1000 o C:

Uopløselige hydroxider har meget lavere nedbrydningstemperaturer. For eksempel nedbrydes kobber(II)hydroxid allerede ved temperaturer over 70 o C:

Kemiske egenskaber af amfotere hydroxider

Interaktion af amfotere hydroxider med syrer

Amfotere hydroxider reagerer med stærke syrer:

Amfotere metalhydroxider i oxidationstilstanden +3, dvs. type Me(OH) 3, reagerer ikke med syrer som H 2 S, H 2 SO 3 og H 2 CO 3 på grund af, at de salte, der kunne dannes som følge af sådanne reaktioner, er udsat for irreversibel hydrolyse til det oprindelige amfotere hydroxid og tilsvarende syre:

Interaktion mellem amfotere hydroxider og sure oxider

Amfotere hydroxider reagerer med højere oxider, som svarer til stabile syrer (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotere metalhydroxider i oxidationstilstanden +3, dvs. type Me(OH) 3, reagerer ikke med sure oxider SO 2 og CO 2.

Interaktion af amfotere hydroxider med baser

Blandt baser reagerer amfotere hydroxider kun med alkalier. I dette tilfælde, hvis der anvendes en vandig opløsning af alkali, dannes hydroxokomplekssalte:

Og når amfotere hydroxider fusioneres med faste alkalier, opnås deres vandfri analoger:

Interaktion mellem amfotere hydroxider og basiske oxider

Amfotere hydroxider reagerer, når de smelter sammen med oxider af alkali- og jordalkalimetaller:

Termisk nedbrydning af amfotere hydroxider

Alle amfotere hydroxider er uopløselige i vand og, som alle uopløselige hydroxider, nedbrydes, når de opvarmes til det tilsvarende oxid og vand.

En af klasserne af komplekse uorganiske stoffer er baser. Det er forbindelser, der indeholder metalatomer og en hydroxylgruppe, som kan spaltes af, når de interagerer med andre stoffer.

Struktur

Baser kan indeholde en eller flere hydroxygrupper. Den generelle formel for baserne er Me(OH) x. Der er altid ét metalatom, og antallet af hydroxylgrupper afhænger af metallets valens. I dette tilfælde er valensen af ​​OH-gruppen altid I. For eksempel i NaOH-forbindelsen er valensen af ​​natrium I, derfor er der en hydroxylgruppe. Ved basen Mg(OH) 2 er valensen af ​​magnesium II, Al(OH) 3 er valensen af ​​aluminium III.

Antallet af hydroxylgrupper kan variere i forbindelser med metaller med variabel valens. For eksempel Fe(OH)2 og Fe(OH)3. I sådanne tilfælde er valensen angivet i parentes efter navnet - jern(II)hydroxid, jern(III)hydroxid.

Fysiske egenskaber

Basens egenskaber og aktivitet afhænger af metallet. De fleste baser er lugtfri, hvide faste stoffer. Nogle metaller giver dog stoffet en karakteristisk farve. For eksempel er CuOH gul, Ni(OH)2 er lysegrøn, Fe(OH)3 er rødbrun.

Ris. 1. Alkalier i fast tilstand.

Slags

Baserne er klassificeret efter to kriterier:

• efter antal OH-grupper- enkeltsyre og multisyre;
• ved opløselighed i vand- alkalier (opløselige) og uopløselige.

Alkalier dannes af alkalimetaller - lithium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb) og cæsium (Cs). Derudover omfatter aktive metaller, der danner alkalier, jordalkalimetallerne - calcium (Ca), strontium (Sr) og barium (Ba).

Disse elementer danner følgende baser:

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

Alle andre baser, for eksempel Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, er klassificeret som uopløselige.

På en anden måde kaldes alkalier for stærke baser, og uopløselige baser kaldes svage baser. Under elektrolytisk dissociation opgiver alkalier hurtigt en hydroxylgruppe og reagerer hurtigere med andre stoffer. Uopløselige eller svage baser er mindre aktive pga doner ikke en hydroxylgruppe.

Ris. 2. Klassificering af baser.

Amfotere hydroxider indtager en særlig plads i systematiseringen af ​​uorganiske stoffer. De interagerer med både syrer og baser, dvs. Afhængigt af forholdene opfører de sig som en alkali eller en syre. Disse omfatter Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 og andre baser.

Kvittering

Baser opnås på forskellige måder. Den enkleste er samspillet mellem metal og vand:

Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2.

Alkalier opnås ved at reagere oxidet med vand:

Na20 + H2O → 2NaOH.

Uopløselige baser opnås som et resultat af interaktionen af ​​alkalier med salte:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4.

Kemiske egenskaber

Basernes vigtigste kemiske egenskaber er beskrevet i tabellen.

Reaktioner	Hvad dannes	Eksempler
Med syrer	Salt og vand. Uopløselige baser reagerer kun med opløselige syrer	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Nedbrydning ved høj temperatur	Metaloxid og vand	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Med sure oxider (reagerer alkalier)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Med ikke-metaller (alkalier enter)	Salt og brint	2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2
Udskift med salte	Hydroxid og salt	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2 NaOH + BaSO 4 ↓
Alkalier med nogle metaller	Kompleks salt og brint	2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

Ved hjælp af indikatoren udføres en test for at bestemme basens klasse. Når den interagerer med en base, bliver lakmus blå, phenolphtalein bliver rød, og methylorange bliver gul.

Ris. 3. Reaktion af indikatorer til baser.

Hvad har vi lært?

Fra 8. klasses kemi-lektion lærte vi om funktionerne, klassificeringen og interaktionen af ​​baser med andre stoffer. Baser er komplekse stoffer bestående af et metal og en hydroxylgruppe OH. De er opdelt i opløselige eller alkaliske og uopløselige. Alkalier er mere aggressive baser, der reagerer hurtigt med andre stoffer. Baser opnås ved at omsætte et metal eller metaloxid med vand, såvel som ved omsætning af et salt og en alkali. Baser reagerer med syrer, oxider, salte, metaller og ikke-metaller og nedbrydes også ved høje temperaturer.

Test om emnet

Evaluering af rapporten

Gennemsnitlig vurdering: 4.5. Samlede vurderinger modtaget: 135.

Efter at have læst artiklen vil du være i stand til at adskille stoffer i salte, syrer og baser. Artiklen beskriver, hvad pH-værdien af ​​en opløsning er, og hvilke generelle egenskaber syrer og baser har.

Ligesom metaller og ikke-metaller er syrer og baser opdelingen af ​​stoffer baseret på lignende egenskaber. Den første teori om syrer og baser tilhørte den svenske videnskabsmand Arrhenius. Ifølge Arrhenius er en syre en klasse af stoffer, der, når de reagerer med vand, dissocierer (henfalder) og danner hydrogenkationen H+. Arrhenius-baser i vandig opløsning danner OH - anioner. Den næste teori blev foreslået i 1923 af videnskabsmændene Bronsted og Lowry. Brønsted-Lowry-teorien definerer syrer som stoffer, der er i stand til at donere en proton i en reaktion (en brintkation kaldes en proton i reaktioner). Baser er derfor stoffer, der kan acceptere en proton i en reaktion. Den aktuelle teori er Lewis-teorien. Lewis-teorien definerer syrer som molekyler eller ioner, der er i stand til at acceptere elektronpar og derved danne Lewis-addukter (et addukt er en forbindelse dannet ved at kombinere to reaktanter uden at danne biprodukter).

I uorganisk kemi betyder en syre som regel en Bronsted-Lowry-syre, det vil sige stoffer, der er i stand til at donere en proton. Hvis de betyder definitionen af ​​en Lewis-syre, så kaldes en sådan syre i teksten en Lewis-syre. Disse regler gælder for syrer og baser.

Dissociation

Dissociation er processen med nedbrydning af et stof til ioner i opløsninger eller smelter. For eksempel er dissociationen af ​​saltsyre nedbrydningen af ​​HCl til H + og Cl -.

Egenskaber af syrer og baser

Baser har en tendens til at føles sæbeagtige at røre ved, mens syrer generelt smager surt.

Når en base reagerer med mange kationer, dannes et bundfald. Når en syre reagerer med anioner, frigives der normalt en gas.

Hyppigt anvendte syrer:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3

Almindeligt anvendte baser:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Stærke og svage syrer og baser

Stærke syrer

Sådanne syrer, der dissocierer fuldstændigt i vand og producerer hydrogenkationer H + og anioner. Et eksempel på en stærk syre er saltsyre HCl:

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

Eksempler på stærke syrer: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste over stærke syrer

• HCl - saltsyre
• HBr - hydrogenbromid
• HI - hydrogeniodid
• HNO 3 - salpetersyre
• HClO 4 - perchlorsyre
• H 2 SO 4 - svovlsyre

Svage syrer

Kun delvist opløst i vand, for eksempel HF:

HF (opløsning) + H2O (l) → H3O + (opløsning) + F - (opløsning) - i en sådan reaktion dissocierer mere end 90 % af syren ikke:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Stærke og svage syrer kan skelnes ved at måle ledningsevnen af ​​opløsninger: ledningsevne afhænger af antallet af ioner, jo stærkere syren er, jo mere dissocieret er den, derfor, jo stærkere syren er, jo højere ledningsevne.

Liste over svage syrer

• HF hydrogenfluorid
• H3PO4-phosphorsyre
• H 2 SO 3 svovlholdig
• H2S hydrogensulfid
• H 2 CO 3 kul
• H 2 SiO 3 silicium

Stærke grunde

Stærke baser dissocieres fuldstændigt i vand:

NaOH (opløsning) + H 2 O ↔ NH 4

Stærke baser omfatter metalhydroxider af den første (alkaliske, alkalimetaller) og anden (alkalinotherener, jordalkalimetaller) grupper.

Liste over stærke baser

• NaOH natriumhydroxid (kaustisk soda)
• KOH kaliumhydroxid (kaustisk kaliumhydroxid)
• LiOH lithiumhydroxid
• Ba(OH)2-bariumhydroxid
• Ca(OH) 2 calciumhydroxid (læsket kalk)

Svagt fundament

I en reversibel reaktion i nærvær af vand danner den OH - ioner:

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

De fleste svage baser er anioner:

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

Liste over svage baser

• Mg(OH)2 magnesiumhydroxid
• Fe(OH)2 jern(II)hydroxid
• Zn(OH)2 zinkhydroxid
• NH4OH ammoniumhydroxid
• Fe(OH)3 jern(III)hydroxid

Reaktioner af syrer og baser

Stærk syre og stærk base

Denne reaktion kaldes neutralisering: når mængden af ​​reagenser er tilstrækkelig til fuldstændig at adskille syren og basen, vil den resulterende opløsning være neutral.

Eksempel:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Svag base og svag syre

Generel reaktionstype:
Svag base (opløsning) + H 2 O ↔ Svag syre (opløsning) + OH - (opløsning)

Stærk base og svag syre

Basen dissocierer fuldstændigt, syren dissocierer delvist, den resulterende opløsning har svage egenskaber af en base:

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

Stærk syre og svag base

Syren dissocierer fuldstændigt, basen dissocierer ikke fuldstændigt:

Dissociation af vand

Dissociation er nedbrydningen af ​​et stof til dets komponentmolekyler. Egenskaberne af en syre eller base afhænger af ligevægten, der er til stede i vand:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (opløsning) + OH - (opløsning)
K c = / 2
Ligevægtskonstanten for vand ved t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, følgende lighed gælder også: = 10 -14, som kaldes vands dissociationskonstanten. For rent vand = = 10 -7, derfor -lg = 7,0.

Denne værdi (-lg) kaldes pH - brintpotentiale. Hvis pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, så har stoffet grundlæggende egenskaber.

Metoder til bestemmelse af pH

Instrumentel metode

En speciel enhed, et pH-meter, er en enhed, der omdanner koncentrationen af ​​protoner i en opløsning til et elektrisk signal.

Indikatorer

Et stof, der ændrer farve i et bestemt pH-område afhængigt af opløsningens surhedsgrad; ved hjælp af flere indikatorer kan du opnå et ret præcist resultat.

Salt

Et salt er en ionisk forbindelse dannet af en anden kation end H+ og en anden anion end O2-. I en svag vandig opløsning dissocierer saltene fuldstændigt.

At bestemme syre-base egenskaberne af en saltopløsning, er det nødvendigt at bestemme, hvilke ioner der er til stede i opløsningen og overveje deres egenskaber: neutrale ioner dannet af stærke syrer og baser påvirker ikke pH: de frigiver hverken H + eller OH - ioner i vand. For eksempel Cl -, NO - 3, SO 2-4, Li+, Na+, K+.

Anioner dannet af svage syrer udviser alkaliske egenskaber (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); kationer med alkaliske egenskaber eksisterer ikke.

Alle kationer undtagen metaller fra den første og anden gruppe har sure egenskaber.

Bufferløsning

Opløsninger, der bevarer deres pH-niveau, når en lille mængde af en stærk syre eller en stærk base tilsættes, består hovedsageligt af:

• En blanding af en svag syre, dens tilsvarende salt og en svag base
• Svag base, tilsvarende salt og stærk syre

For at forberede en bufferopløsning med en vis surhedsgrad er det nødvendigt at blande en svag syre eller base med det passende salt under hensyntagen til:

• pH-område, hvori bufferopløsningen vil være effektiv
• Opløsningskapacitet - mængden af ​​stærk syre eller stærk base, der kan tilsættes uden at påvirke opløsningens pH
• Der bør ikke forekomme uønskede reaktioner, der kan ændre sammensætningen af ​​opløsningen

Prøve:

1. Base + syre salt + vand

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Base + syreoxid
salt + vand

2KOH + SO 2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Alkali + amfotert oxid/hydroxid
salt + vand

2NaOH (tv) + Al2O3
2NaAl02 + H20;

NaOH (fast) + Al(OH) 3
NaAlO2 + 2H2O.

Udvekslingsreaktionen mellem en base og et salt sker kun i opløsning (både basen og saltet skal være opløselige) og kun hvis mindst et af produkterne er et bundfald eller en svag elektrolyt (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH)2 + Na2SO4
BaSO4 + 2 NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl2 + NH4OH.

Kun alkalimetalbaser med undtagelse af LiOH er varmebestandige

Ca(OH)2
CaO + H20;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (s) + Zn
Na2Zn02 + H2.

SYRE

Syrer fra positionen TED kaldes komplekse stoffer, der dissocierer i opløsninger og danner hydrogenionen H+.

Klassificering af syrer

1. Ifølge antallet af hydrogenatomer, der er i stand til at eliminere i en vandig opløsning, opdeles syrer i monobasisk(HF, HNO2), dibasisk(H 2 CO 3, H 2 SO 4), tribasic(H3PO4).

2. Efter syrens sammensætning opdeles de i iltfri(HCl, H2S) og iltholdigt(HC104, HNO3).

3. Efter syrer evne til at dissociere i vandige opløsninger opdeles de i svag Og stærk. Molekyler af stærke syrer i vandige opløsninger desintegrerer fuldstændigt til ioner, og deres dissociation er irreversibel.

For eksempel HCl
H+ + Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Svage syrer dissocierer reversibelt, dvs. deres molekyler i vandige opløsninger desintegrerer delvist til ioner og polybasiske - trinvist.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

1) H2S
HS - + H + , 2) HS -
H++S2-.

Den del af et syremolekyle uden en eller flere hydrogenioner H+ kaldes syrerest. Ladningen af ​​en syrerest er altid negativ og bestemmes af antallet af H + ioner fjernet fra syremolekylet. For eksempel kan orthophosphorsyre H 3 PO 4 danne tre sure rester: H 2 PO - dihydrogenphosphation, HPO - hydrogenphosphation, PO - fosfationer.

Navnene på iltfrie syrer er sammensat ved at tilføje endelsen - hydrogen til roden af ​​det russiske navn på det syredannende grundstof (eller til navnet på en gruppe atomer, for eksempel CN ​​- - cyan): HCl - saltsyre (saltsyre), H 2 S - hydrosulfidsyre, HCN - blåsyre (blåsyre).

Navnene på oxygenholdige syrer er også dannet af det russiske navn på det syredannende element med tilføjelsen af ​​ordet "syre". I dette tilfælde ender navnet på den syre, hvori grundstoffet er i den højeste grad af oxidation, på "... æg" eller "... æg", for eksempel er H 2 SO 4 svovlsyre, H 3 AsO 4 er arsensyre. Med et fald i oxidationstilstanden af ​​det syredannende element ændres slutningerne i følgende rækkefølge: "...naya"(HClO 4 - perchlorsyre), "...ish"(HClO 3 - perchlorsyre), "...træt"(HClO 2 - klorsyre), "...ovous"(HClO er hypoklorsyre). Hvis et grundstof danner syrer, mens det kun er i to oxidationstilstande, så får navnet på syren svarende til grundstoffets laveste oxidationstilstand endelsen "... ren" (HNO 3 - salpetersyre, HNO 2 - salpetersyre) .

Det samme sure oxid (f.eks. P 2 O 5) kan svare til flere syrer, der indeholder et atom af et givet grundstof i molekylet (f.eks. HPO 3 og H 3 PO 4). I sådanne tilfælde føjes præfikset "meta..." til navnet på den syre, der indeholder det mindste antal oxygenatomer i molekylet, og præfikset "ortho..." føjes til navnet på syren, der indeholder største antal iltatomer i molekylet (HPO 3 - metaphosphorsyre, H 3 PO 4 - orthophosphorsyre).

Hvis et syremolekyle indeholder flere atomer af et syredannende grundstof, tilføjes et talpræfiks til dets navn, for eksempel H 4 P 2 O 7 - to fosforsyre, H 2 B 4 O 7 – fire borsyre.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O – H

H-O-O O O O

Peroxosulfuric acid Peroxosulfuric acid

Syrer kemiske egenskaber

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuS04 + H2O.

2HCl + BeO
BeCl2 + H2O.

Syrer interagerer med saltopløsninger, hvis dette resulterer i dannelsen af ​​et salt uopløseligt i syrer eller en svagere (flygtig) syre sammenlignet med den oprindelige syre.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H 2 CO 3
H 2 O + CO 2.

H2SO4 (fortyndet) + Fe
FeS04 + H2;

HCl + Cu .

Figur 2 viser vekselvirkningen mellem syrer og metaller.

SYRE - OXIDISER

Metal i spændingsserien efter H 2

+
ingen reaktion

Metal i spændingsområdet op til N 2

+
metalsalt + H 2

til min grad

H2S04 koncentreret

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oxidation (s.o.)

+
ingen reaktion

/Mq/Zn

afhængig af forhold

Metalsulfat i max s.o.

+
+ +

Metal (andre)

+
+ +

HNO3 koncentreret

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ingen reaktion

Alkalisk/jordalkalimetal

Metalnitrat i max d.o.

Metal (andre; Al, Cr, Fe, Co, Ni ved opvarmning)

TN+

+

HNO 3 fortyndet

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ingen reaktion

Alkalisk/jordalkalimetal

NH 3 (NH 4 NO 3)

Nitratmetal

la i max s.o.

+
+

Metal (resten i gården af ​​spændinger op til N 2)

NO/N 2 O/N 2 / NH 3 (NH 4 NO 3)

afhængig af forhold

+

Metal (resten i rækken af ​​spændinger efter H 2)

Fig.2. INTERAKTION AF SYRER MED METALLER

SALT

Salte – Disse er komplekse stoffer, der dissocierer i opløsninger for at danne positivt ladede ioner (kationer - basiske rester), med undtagelse af hydrogenioner, og negativt ladede ioner (anioner - sure rester), bortset fra hydroxidioner.