Alused (hüdroksiidid)– kompleksained, mille molekulid sisaldavad ühte või mitut hüdroksü-OH rühma. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca(OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.
Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalliga, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (ammoniaagile vee lisamise reaktsioon):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).
Hüdroksürühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis sõltub metalli valentsusest ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 jne.
Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.
Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on “seebised”, katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.
Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis toimivad hapetega suhtlemisel alustena ja käituvad leelistega nagu happed.
Erinevatel alustel on hüdroksürühmade eemaldamise võime erinev, seega jagunevad need tugevateks ja nõrkadeks alusteks.
Tugevad alused vesilahustes loobuvad kergesti oma hüdroksürühmadest, kuid nõrgad alused mitte.
Aluste keemilised omadused
Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.
1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad värvi sõltuvalt koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes on neil üht värvi, happelistes lahustes teist värvi. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin muutub fuksiaks.
2. Koostoime happeoksiididega koos soola ja vee moodustumine:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse reaktsiooni happega nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reageerib sooladega uue soola ja aluse moodustamine:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
5. Kuumutamisel võivad need laguneda veeks ja peamiseks oksiidiks:
Cu(OH)2 = CuO + H2O.
Kas teil on endiselt küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendajalt abi saamiseks registreeruge.
Esimene tund on tasuta!
veebilehel, materjali täielikul või osalisel kopeerimisel on vajalik link allikale.
3. Hüdroksiidid
Mitmeelemendiliste ühendite hulgas on oluliseks rühmaks hüdroksiidid. Mõnel neist on aluste omadused (aluselised hüdroksiidid) - NaOH, Ba(OH ) 2 jne; teistel on hapete omadused (happehüdroksiidid) - HNO3, H3PO4 ja teised. Samuti on olemas amfoteersed hüdroksiidid, mis olenevalt tingimustest võivad avaldada nii aluste kui ka hapete omadusi - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 jne.
3.1. Aluste klassifikatsioon, valmistamine ja omadused
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt on alused (aluselised hüdroksiidid) ained, mis lahuses dissotsieeruvad, moodustades OH-hüdroksiidioonid - .
Tänapäevase nomenklatuuri järgi nimetatakse neid tavaliselt elementide hüdroksiidideks, märkides vajadusel elemendi valentsi (rooma numbritega sulgudes): KOH - kaaliumhüdroksiid, naatriumhüdroksiid NaOH , kaltsiumhüdroksiid Ca(OH ) 2, kroomhüdroksiid ( II)-Cr(OH ) 2, kroomhüdroksiid ( III) – Cr (OH) 3.
Metallhüdroksiidid tavaliselt jagatud kahte rühma: vees lahustuv(moodustunud leelis- ja leelismuldmetallidest - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba ja seetõttu nimetatakse leelisteks) ja vees lahustumatu. Peamine erinevus nende vahel on OH-ioonide kontsentratsioon - leeliselistes lahustes on üsna kõrge, kuid lahustumatute aluste puhul määrab selle aine lahustuvus ja on tavaliselt väga väike. Siiski on OH-ioonide väikesed tasakaalukontsentratsioonid - isegi lahustumatute aluste lahustes määratakse selle ühendite klassi omadused.
Hüdroksüülrühmade arvu järgi (happesus) , mida saab asendada happelise jäägiga, eristatakse:
Monohappealused - KOH, NaOH;
dihappelised alused - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
Trihappe alused - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Põhjuste leidmine
1. Üldine aluste valmistamise meetod on vahetusreaktsioon, mille abil saab saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,
K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .
Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.
Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerse aluse lahustumine võib toimuda näiteks
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
Sellistel juhtudel kasutatakse hüdroksiidide saamiseks ammooniumhüdroksiidi, milles amfoteersed oksiidid ei lahustu:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Tehnoloogias saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.
(täielik elektrolüüsi reaktsioon)
Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,
SrO + H2O = Sr (OH) 2.
Aluste keemilised omadused
1. Kõik vees lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel oksiidideks:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Aluste kõige iseloomulikum reaktsioon on nende interaktsioon hapetega – neutraliseerimisreaktsioon. Sellesse sisenevad nii leelised kui ka lahustumatud alused:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
3. Leelised interakteeruvad happeliste ja amfoteersete oksiididega:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Alused võivad reageerida happeliste sooladega:
2NaHS03 + 2KOH = Na2SO3 + K2SO3 + 2H2O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.
5. Eriti tuleb rõhutada leeliselahuste võimet reageerida mõnede mittemetallidega (halogeenid, väävel, valge fosfor, räni):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (külmas),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kuumutamisel),
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,
3KOH + 4P + 3H2O = PH 3 + 3KH 2PO 2,
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2.
6. Lisaks on leeliste kontsentreeritud lahused kuumutamisel võimelised lahustama ka mõningaid metalle (neid, mille ühenditel on amfoteersed omadused):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,
Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2.
Aluselistel lahustel on pH> 7 (leeliseline keskkond), muutke indikaatorite värvi (lakmus - sinine, fenoolftaleiin - lilla).
M.V. Andriukhova, L.N. Borodina
Põhjused – kompleksained, mis koosnevad metallikatioonist Me + (või metallitaolisest katioonist, näiteks ammooniumioonist NH 4 +) ja hüdroksiidi anioonist OH -.
Vees lahustuvuse alusel jagunevad alused järgmisteks osadeks lahustuv (leelised) Ja lahustumatud alused . On olemas ka ebastabiilsed alused, mis lagunevad spontaanselt.
Põhjuste leidmine
1. Aluseliste oksiidide interaktsioon veega. Sel juhul ainult need oksiidid, mis vastavad lahustuvale alusele (leelis). Need. sel viisil saad ainult leelised:
aluseline oksiid + vesi = alus
Näiteks , naatriumoksiid moodustub vees naatriumhüdroksiid(naatriumhüdroksiid):
Na2O + H2O → 2NaOH
Samal ajal umbes vask(II)oksiid Koos vesi ei reageeri:
CuO + H2O ≠
2. Metallide koostoime veega. Kus reageerida veegatavatingimustesainult leelismetallid(liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium), kaltsium, strontsium ja baarium.Sel juhul toimub redoksreaktsioon, vesinik on oksüdeerija ja metall on redutseerija.
metall + vesi = leelis + vesinik
Näiteks, kaalium reageerib -ga vesi väga tormine:
2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0
3. Mõnede leelismetallisoolade lahuste elektrolüüs. Reeglina viiakse leeliste saamiseks läbi elektrolüüs leelis- või leelismuldmetallide ja hapnikuvabade hapete soolade lahused (välja arvatud vesinikfluoriidhape) - kloriidid, bromiidid, sulfiidid jne. Seda küsimust käsitletakse üksikasjalikumalt artiklis .
Näiteks , naatriumkloriidi elektrolüüs:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
4. Alused tekivad teiste leeliste koosmõjul sooladega. Sel juhul interakteeruvad ainult lahustuvad ained ja toodetes peaks moodustuma lahustumatu sool või lahustumatu alus:
või
leelis + sool 1 = sool 2 ↓ + leelis
Näiteks: Kaaliumkarbonaat reageerib lahuses kaltsiumhüdroksiidiga:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH
Näiteks: Vask(II)kloriid reageerib lahuses naatriumhüdroksiidiga. Sel juhul kukub see välja sinine vask(II)hüdroksiidi sade:
CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl
Lahustumatute aluste keemilised omadused
1. Lahustumatud alused reageerivad tugevate hapete ja nende oksiididega (ja mõned keskmised happed). Sel juhul, sool ja vesi.
lahustumatu alus + hape = sool + vesi
lahustumatu alus + happeoksiid = sool + vesi
Näiteks ,Vask(II)hüdroksiid reageerib tugeva vesinikkloriidhappega:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Sel juhul ei interakteeru vask(II)hüdroksiid happeoksiidiga nõrk süsihape - süsinikdioksiid:
Cu(OH)2 + CO2 ≠
2. Lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel oksiidiks ja veeks.
Näiteks, Raud(III)hüdroksiid laguneb kuumutamisel raud(III)oksiidiks ja veeks:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
3. Lahustumatud alused ei reageeriamfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega.
lahustumatu alus + amfoteerne oksiid ≠
lahustumatu alus + amfoteerne hüdroksiid ≠
4. Mõned lahustumatud alused võivad toimida kuiredutseerivad ained. Redutseerivad ained on alused, mille moodustavad metallid koos miinimum või vahepealne oksüdatsiooniaste, mis võib suurendada nende oksüdatsiooniastet (raud(II)hüdroksiid, kroom(II)hüdroksiid jne).
Näiteks , Raud(II)hüdroksiidi saab oksüdeerida õhuhapnikuga vee juuresolekul raud(III)hüdroksiidiks:
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3
Leeliste keemilised omadused
1. Leelised reageerivad mis tahes happed - nii tugevad kui nõrgad . Sel juhul moodustub keskmine sool ja vesi. Neid reaktsioone nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonid. Võimalik on ka haridus hapu sool, kui hape on mitmealuseline, teatud reaktiivide vahekorras või sisse liigne hape. IN liigne leelis keskmine sool ja vesi moodustuvad:
leelis (liigne) + hape = keskmine sool + vesi
leelis + mitmealuseline hape (liigne) = happesool + vesi
Näiteks , Naatriumhüdroksiid võib kolmealuselise fosforhappega suhtlemisel moodustada kolme tüüpi sooli: divesinikfosfaadid, fosfaadid või hüdrofosfaadid.
Sel juhul tekivad divesinikfosfaadid happe liias või siis, kui reaktiivide molaarsuhe (ainete koguste suhe) on 1:1.
NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O
Kui leelise ja happe molaarsuhe on 2:1, moodustuvad hüdrofosfaadid:
2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O
Leelise liias või leelise ja happe molaarsuhtega 3:1 moodustub leelismetalli fosfaat.
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
2. Leelised reageerivadamfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid. Kus sulatis tekivad tavalised soolad , A lahuses - komplekssoolad .
leelis (sula) + amfoteeroksiid = keskmine sool + vesi
leelis (sula) + amfoteerne hüdroksiid = keskmine sool + vesi
leelis (lahus) + amfoteeroksiid = komplekssool
leelis (lahus) + amfoteerne hüdroksiid = komplekssool
Näiteks , kui alumiiniumhüdroksiid reageerib naatriumhüdroksiidiga sulas moodustub naatriumaluminaat. Happelisem hüdroksiid moodustab happelise jäägi:
NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O
A lahuses moodustub komplekssool:
NaOH + Al(OH)3 = Na
Pange tähele, kuidas soola kompleksvalem koosneb:kõigepealt valime keskse aatomi (toReeglina on tegemist amfoteerse hüdroksiidmetalliga).Siis lisame sellele ligandid- meie puhul on need hüdroksiidioonid. Ligandide arv on tavaliselt 2 korda suurem kui keskaatomi oksüdatsiooniaste. Kuid alumiiniumkompleks on erand, selle ligandide arv on enamasti 4. Saadud fragmendi lisame nurksulgudesse - see on kompleksioon. Määrame selle laengu ja lisame väljastpoolt vajaliku arvu katioone või anioone.
3. Leelised suhtlevad happeliste oksiididega. Samas on võimalik ka haridus hapu või keskmine sool, olenevalt leelise ja happeoksiidi molaarsuhtest. Leelise liias moodustub keskmine sool ja happelise oksiidi liias happesool:
leelis (liigne) + happeoksiid = keskmine sool + vesi
või:
leelis + happeoksiid (liig) = happesool
Näiteks , suhtlemisel naatriumhüdroksiidi liig Süsinikdioksiidiga moodustub naatriumkarbonaat ja vesi:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
Ja suhtlemisel liigne süsinikdioksiid naatriumhüdroksiidiga moodustub ainult naatriumvesinikkarbonaat:
2NaOH + CO 2 = NaHCO 3
4. Leelised suhtlevad sooladega. Leelised reageerivad ainult lahustuvate sooladega lahuses, tingimusel, et Toidus moodustub gaas või sete . Sellised reaktsioonid kulgevad vastavalt mehhanismile ioonivahetus.
leelis + lahustuv sool = sool + vastav hüdroksiid
Leelised interakteeruvad metallisoolade lahustega, mis vastavad lahustumatutele või ebastabiilsetele hüdroksiididele.
Näiteks, naatriumhüdroksiid reageerib lahuses vasksulfaadiga:
Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-
Samuti leelised reageerivad ammooniumisoolade lahustega.
Näiteks , Kaaliumhüdroksiid reageerib ammooniumnitraadi lahusega:
NH4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O
! Amfoteersete metallide soolade koostoimel liigse leelisega moodustub komplekssool!
Vaatame seda probleemi üksikasjalikumalt. Kui sool, mille moodustab metall, millele see vastab amfoteerne hüdroksiid , interakteerub väikese koguse leelisega, siis toimub tavaline vahetusreaktsioon ja tekib sadeselle metalli hüdroksiid .
Näiteks , liigne tsinksulfaat reageerib lahuses kaaliumhüdroksiidiga:
ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
Kuid selles reaktsioonis ei moodustu alus, vaid mphoteerne hüdroksiid. Ja nagu me juba eespool märkisime, amfoteersed hüdroksiidid lahustuvad liigsetes leelistes, moodustades komplekssooli . T Seega, kui tsinksulfaat reageerib liigne leeliselahus moodustub komplekssool, sade ei teki:
ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4
Seega saame 2 skeemi metallisoolade, mis vastavad amfoteersele hüdroksiidile, interaktsiooniks leelistega:
amfoteerne metallisool (liig) + leelis = amfoteerne hüdroksiid↓ + sool
amph.metallisool + leelis (liigne) = komplekssool + sool
5. Leelised suhtlevad happeliste sooladega.Sel juhul moodustuvad keskmised soolad või vähem happelised soolad.
hapusool + leelis = keskmine sool + vesi
Näiteks , Kaaliumhüdrosulfit reageerib kaaliumhüdroksiidiga, moodustades kaaliumsulfiti ja vee:
KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O
Happeliste soolade omadusi on väga mugav määrata happelise soola mõtteliselt 2 aineks – happeks ja soolaks – lõhkudes. Näiteks purustame naatriumvesinikkarbonaadi NaHCO 3 uoolhappeks H 2 CO 3 ja naatriumkarbonaadiks Na 2 CO 3. Bikarbonaadi omadused määravad suuresti süsihappe ja naatriumkarbonaadi omadused.
6. Leelised suhtlevad lahuses olevate metallidega ja sulavad. Sel juhul toimub oksüdatsiooni-redutseerimise reaktsioon, mis moodustub lahuses komplekssool Ja vesinik, sulas - keskmine sool Ja vesinik.
Märge! Lahuses leelistega reageerivad ainult need metallid, mille metalli minimaalse positiivse oksüdatsiooniastmega oksiid on amfoteerne!
Näiteks , raud ei reageeri leeliselahusega, raud(II)oksiid on aluseline. A alumiiniumist lahustub leelise vesilahuses, alumiiniumoksiid on amfoteerne:
2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20
7. Leelised suhtlevad mittemetallidega. Sel juhul tekivad redoksreaktsioonid. Tavaliselt, mittemetalle on leeliste hulgas ebaproportsionaalselt palju. Nad ei vasta leelistega hapnik, vesinik, lämmastik, süsinik ja inertgaasid (heelium, neoon, argoon jne):
NaOH +O 2 ≠
NaOH +N2 ≠
NaOH +C ≠
Väävel, kloor, broom, jood, fosfor ja muud mittemetallid ebaproportsionaalne leelistes (st nad ise oksüdeeruvad ja taastuvad).
Näiteks kloorsuhtlemisel külm leelis läheb oksüdatsiooniolekusse -1 ja +1:
2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O
Kloor suhtlemisel kuum leelis läheb oksüdatsiooniolekusse -1 ja +5:
6NaOH +Cl20 = 5NaCl - + NaCl +5O3 + 3H2O
Räni oksüdeeritakse leeliste toimel oksüdatsiooniastmeni +4.
Näiteks, lahuses:
2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0
Fluor oksüdeerib leeliseid:
2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O
Lisateavet nende reaktsioonide kohta saate artiklist.
8. Leelised ei lagune kuumutamisel.
Erandiks on liitiumhüdroksiid:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O
Aluste üldised omadused määratakse OH - iooni olemasoluga nende lahustes, mis loob lahuses leeliselise keskkonna (fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks, metüüloranž muutub kollaseks, lakmus muutub siniseks).
1. Leeliste keemilised omadused:
1) koostoime happeoksiididega:
2KOH+CO2®K2CO3+H20;
2) reaktsioon hapetega (neutraliseerimisreaktsioon):
2NaOH+ H2SO4®Na2S04 +2H20;
3) interaktsioon lahustuvate sooladega (ainult siis, kui leelise mõjul lahustuvale soolale tekib sade või eraldub gaas):
2NaOH+ CuSO4®Cu(OH)2¯+Na2SO4,
Ba(OH)2 +Na2SO4®BaSO4¯+2NaOH, KOH(konts.)+NH4Cl(kristalne)®NH3 +KCl+H2O.
2. Lahustumatute aluste keemilised omadused:
1) aluste interaktsioon hapetega:
Fe(OH)2 +H2SO4®FeSO4 +2H2O;
2) lagunemine kuumutamisel. Kuumutamisel lagunevad lahustumatud alused aluseliseks oksiidiks ja veeks:
Cu(OH)2®CuO+H2O
Töö lõpp -
See teema kuulub jaotisesse:
Aatomimolekulaarsed uuringud keemias. Atom. Molekul. Keemiline element. Mol. Lihtsad kompleksained. Näited
Aatomimolekulaarsed õpetused keemias aatom molekul keemiline element mool lihtsad kompleksained näited.. kaasaegse keemia teoreetiline alus on aatomi molekulaar.. aatomid on väikseimad keemilised osakesed, mis on kemikaali piiriks..
Kui vajate sellel teemal lisamaterjali või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:
Mida teeme saadud materjaliga:
Kui see materjal oli teile kasulik, saate selle oma sotsiaalvõrgustike lehele salvestada:
| Säuts |
Kõik selle jaotise teemad:
Põhjuste leidmine
1. Leeliste valmistamine: 1) leelis- või leelismuldmetallide või nende oksiidide interaktsioon veega: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H
Hapete nomenklatuur
Hapete nimetused on tuletatud elemendist, millest hape moodustub. Samas on hapnikuvabade hapete nimetustes tavaliselt lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriid, HBr - vesinikbromo
Hapete keemilised omadused
Hapete üldomadused vesilahustes on määratud happemolekulide dissotsiatsioonil tekkinud H+ ioonide olemasoluga, seega on happed prootonidoonorid: HxAn«xH+
Hapete saamine
1) happeoksiidide interaktsioon veega: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Happesoolade keemilised omadused
1) happesoolad sisaldavad vesinikuaatomeid, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, seega võivad nad reageerida leelistega, muutudes keskmiseks või muudeks happelisteks sooladeks - väiksema arvuga
Happesoolade saamine
Happesoola võib saada: 1) mitmealuselise happe mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil alusega: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Aluselised soolad.
Aluselised (hüdroksosoolad) on soolad, mis tekivad aluse hüdroksiidioonide mittetäieliku asendamise tulemusena happeanioonidega. Üksikud happealused, nt NaOH, KOH,
Aluseliste soolade keemilised omadused
1) aluselised soolad sisaldavad hüdroksorühmi, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, mistõttu võivad nad reageerida hapetega, muutudes vähema koguse vaheühenditeks või aluselisteks sooladeks
Aluseliste soolade valmistamine
Põhisoola saab: 1) aluse mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil happega: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Keskmised soolad.
Keskmised soolad on happe H+ ioonide täieliku asendamise saadused metalliioonidega; neid võib pidada ka alusaniooni OH-ioonide täieliku asendamise saadusteks
Keskmiste soolade nomenklatuur
Vene nomenklatuuris (kasutatakse tehnoloogilises praktikas) on keskmiste soolade nimetamise järjekord järgmine: sõna lisatakse hapnikku sisaldava happe nimetusele.
Keskmiste soolade keemilised omadused
1) Peaaegu kõik soolad on ioonsed ühendid, seetõttu dissotsieeruvad sulatis ja vesilahuses ioonideks (kui vool juhitakse läbi lahuste või sulasoolade, toimub elektrolüüs).
Keskmiste soolade valmistamine
Enamik soolade saamise meetodeid põhinevad vastandliku olemusega ainete - metallid mittemetallidega, happelised oksiidid aluselistega, alused hapetega - vastastikmõjul (vt tabel 2).
Aatomi struktuur.
Aatom on elektriliselt neutraalne osake, mis koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest. Elemendi aatomnumber elementide perioodilises tabelis on võrdne tuuma laenguga
Aatomituumade koostis
Tuum koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonite arv on võrdne elemendi aatomnumbriga. Neutronite arv tuumas on võrdne isotoobi massiarvu erinevusega ja
elektron
Elektronid pöörlevad ümber tuuma teatud statsionaarsetel orbiitidel. Liikudes mööda oma orbiidi, elektron ei kiirga ega neela elektromagnetilist energiat. Toimub energia eraldumine või neeldumine
Elektrooniliste tasemete ja elementide alamtasandite täitmise reegel
Elektronide arv, mis võib olla ühel energiatasemel, määratakse valemiga 2n2, kus n on tasandi arv. Esimese nelja energiataseme maksimaalne täitmine: esimese jaoks
Ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus, elektronegatiivsus.
Aatomi ionisatsioonienergia. Energiat, mis on vajalik elektroni eemaldamiseks ergastamata aatomist, nimetatakse esimeseks ionisatsioonienergiaks (potentsiaaliks) I: E + I = E+ + e- Ionisatsioonienergia
Kovalentne side
Enamikul juhtudel, kui side tekib, jagatakse seotud aatomite elektrone. Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks (ladina keeles eesliide "co-".
Sigma ja pi ühendused.
Sigma (σ)-, pi (π)-sidemed - erinevate ühendite molekulide kovalentsete sidemete tüüpide ligikaudne kirjeldus, σ-sidet iseloomustab see, et elektronpilve tihedus on maksimaalne
Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptor mehhanismi abil.
Lisaks eelmises lõigus kirjeldatud kovalentse sideme moodustumise homogeensele mehhanismile on olemas heterogeenne mehhanism – vastaslaenguga ioonide – H+ prootoni ja
Keemiline side ja molekulaargeomeetria. BI3, PI3
Joonis 3.1 Dipoolelementide lisamine NH3 ja NF3 molekulides
Polaarne ja mittepolaarne side
Kovalentne side tekib elektronide jagamise tulemusena (ühiste elektronpaaride moodustamiseks), mis tekib elektronipilvede kattumisel. Hariduses
Iooniline side
Iooniline side on keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise interaktsiooni kaudu. Seega hariduse protsessi ja
Oksüdatsiooni olek
Valentsus 1. Valents on keemiliste elementide aatomite võime moodustada teatud arv keemilisi sidemeid. 2. Valentsusväärtused varieeruvad vahemikus I kuni VII (harva VIII). Valens
Vesinikside
Lisaks erinevatele heteropolaarsetele ja homöopolaarsetele sidemetele on veel üks eritüüpi side, mis on viimase kahe aastakümne jooksul pälvinud keemikute üha suuremat tähelepanu. See on nn vesinik
Kristallvõred
Niisiis iseloomustab kristalli struktuuri osakeste õige (regulaarne) paigutus kristalli rangelt määratletud kohtades. Kui ühendate need punktid vaimselt joontega, saate tühikuid.
Lahendused
Kui lauasoola, suhkru või kaaliumpermanganaadi (kaaliumpermanganaadi) kristallid panna veega nõusse, siis saame jälgida, kuidas tahke aine hulk järk-järgult väheneb. Samal ajal vett
Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: elektrolüüdid juhivad elektrivoolu, mitteelektrolüüdid elektrit ei juhi. See jaotus on tingimuslik, sest kõik
Dissotsiatsioonimehhanism.
Vee molekulid on dipoolid, s.o. molekuli üks ots on negatiivselt laetud, teine positiivselt laetud. Molekulil on negatiivne poolus, mis läheneb naatriumioonile, ja positiivne poolus, mis läheneb klooriioonile; surround io
Vee ioonne saadus
Vesinikuindeks (pH) on väärtus, mis iseloomustab vesinikioonide aktiivsust või kontsentratsiooni lahustes. Vesinikuindikaator on tähistatud pH-ga. Vesiniku indeks on numbriline
Keemiline reaktsioon
Keemiline reaktsioon on ühe aine muundumine teiseks. Selline määratlus vajab aga üht olulist täiendust. Tuumareaktoris või kiirendis muundatakse ka osa aineid
Koefitsientide paigutamise meetodid OVR-is
Elektroonilise tasakaalu meetod 1). Kirjutame keemilise reaktsiooni võrrandi KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Aatomite leidmine
Hüdrolüüs
Hüdrolüüs on soolaioonide ja vee vahelise interaktsiooni vahetusprotsess, mis viib kergelt dissotsieerunud ainete moodustumiseni ja millega kaasneb keskkonna reaktsiooni (pH) muutumine. Sisuliselt
Keemiliste reaktsioonide kiirus
Reaktsiooni kiirus määratakse ühe reagendi molaarse kontsentratsiooni muutusega: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t
Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tegurid
1. Reageerivate ainete olemus. Olulist rolli mängivad keemiliste sidemete olemus ja reaktiivi molekulide struktuur. Reaktsioonid kulgevad vähem tugevate sidemete hävimise ja ainete tekke suunas
Aktiveerimisenergia
Keemiliste osakeste kokkupõrge viib keemilise vastastikmõjuni ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab mingi kindla väärtuse. Arvestame üksteisega
Katalüüsi katalüsaator
Paljusid reaktsioone saab kiirendada või aeglustada teatud ainete sisseviimisega. Lisatavad ained reaktsioonis ei osale ja selle kulgemise käigus ei tarbita, kuid avaldavad olulist mõju
Keemiline tasakaal
Keemilisi reaktsioone, mis kulgevad mõlemas suunas võrreldava kiirusega, nimetatakse pöörduvateks. Sellistes reaktsioonides moodustuvad reaktiivide ja produktide tasakaalulised segud, mille koostis
Le Chatelier’ põhimõte
Le Chatelier' põhimõte ütleb, et tasakaalu paremale nihutamiseks peate esmalt suurendama rõhku. Tõepoolest, kui rõhk tõuseb, hakkab süsteem "vastupanu" rõhu suurenemisele
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid Suurenda kiirust Vähenda kiirust Keemiliselt aktiivsete reaktiivide olemasolu
Hessi seadus
Tabeli väärtuste kasutamine
Termiline efekt
Reaktsiooni käigus sidemed lähteainetes katkevad ja reaktsiooniproduktides tekivad uued sidemed. Kuna side tekib vabanemisel ja selle katkemine energia neeldumisel, siis x
Metall ja hüdroksüülrühm (OH). Näiteks naatriumhüdroksiid - NaOH, kaltsiumhüdroksiid - Ca(Oh) 2 , baariumhüdroksiid - Ba(Oh) 2 jne.
Hüdroksiidide valmistamine.
1. Vahetusreaktsioon:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Soola vesilahuste elektrolüüs:
2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,
3. Leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide koostoime veega:
K+2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Hüdroksiidide keemilised omadused.
1. Hüdroksiidid on oma olemuselt aluselised.
2. Hüdroksiidid lahustub vees (leelis) ja on lahustumatu. Näiteks, KOH- lahustub vees ja Ca(Oh) 2 - kergelt lahustuv valge lahus. Perioodilise tabeli 1. rühma metallid D.I. Mendelejev annab lahustuvad alused (hüdroksiidid).
3. Hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel:
Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.
4. Leelised reageerivad happeliste ja amfoteersete oksiididega:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Leelised võivad erinevatel temperatuuridel reageerida mõne mittemetalliga erineval viisil:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(külm),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(soojus).
6. Suhelge hapetega:
KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.