Lahustuvate ja mittelahustuvate aluste omadused. Põhjused

Kaasaegne keemiateadus esindab paljusid erinevaid harusid ning igaühel neist on lisaks teoreetilisele alusele suur rakenduslik ja praktiline tähendus. Mida iganes te puudutate, on kõik teie ümber keemiatoode. Peamised osad on anorgaaniline ja orgaaniline keemia. Mõelgem, millised peamised ainete klassid on klassifitseeritud anorgaanilisteks ja millised omadused neil on.

Anorgaaniliste ühendite peamised kategooriad

Nende hulka kuuluvad järgmised:

1. Oksiidid.
2. soola.
3. Põhjused.
4. Happed.

Kõiki klasse esindavad mitmesugused anorgaanilise iseloomuga ühendid ja need on olulised peaaegu igas inimese majandus- ja tööstustegevuse struktuuris. Kõiki nendele ühenditele iseloomulikke põhiomadusi, nende esinemist looduses ja teket õpitakse kooli keemiakursusel 8-11 klassis.

Seal on üldine oksiidide, soolade, aluste, hapete tabel, kus on toodud näited iga aine kohta ning nende agregatsiooniseisund ja looduses esinemine. Samuti on näidatud keemilisi omadusi kirjeldavad koostoimed. Vaatame aga iga klassi eraldi ja üksikasjalikumalt.

Ühendite rühm - oksiidid

4. Reaktsioonid, mille tulemusena elemendid muudavad CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reaktiivvesi: hapete moodustumine (SiO 2 erand)

CO + vesi = hape

2. Reaktsioonid alustega:

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

3. Reaktsioonid aluseliste oksiididega: soolade moodustumine

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

4. OVR reaktsioonid:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Neil on kahesugused omadused ja nad interakteeruvad happe-aluse meetodi põhimõttel (hapete, leeliste, aluseliste oksiidide, happeoksiididega). Nad ei suhtle veega.

1. Hapetega: soolade ja vee moodustumine

AO + hape = sool + H2O

2. Alustega (leelised): hüdroksokomplekside moodustumine

Al 2 O 3 + LiOH + vesi = Li

3. Reaktsioonid happeoksiididega: soolade saamine

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaktsioonid OO-ga: soolade moodustumine, sulandumine

MnO + Rb 2 O = topeltsool Rb 2 MnO 2

5. Fusioonireaktsioonid leeliste ja leelismetallikarbonaatidega: soolade moodustumine

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

Nad ei moodusta ei happeid ega leeliseid. Neil on väga spetsiifilised omadused.

Iga kõrgem oksiid, mis on moodustatud kas metallist või mittemetallist, annab vees lahustatuna tugeva happe või leelise.

Orgaanilised ja anorgaanilised happed

Klassikalises tähenduses (ED – elektrolüütilise dissotsiatsiooni – Svante Arrhenius – positsioonide alusel) on happed ühendid, mis dissotsieeruvad vesikeskkonnas katioonideks H + ja happejääkide An - anioonideks. Kuid tänapäeval on happeid põhjalikult uuritud ka veevabades tingimustes, seega on hüdroksiidide kohta palju erinevaid teooriaid.

Oksiidide, aluste, hapete, soolade empiirilised valemid koosnevad ainult sümbolitest, elementidest ja indeksitest, mis näitavad nende kogust aines. Näiteks anorgaanilisi happeid väljendatakse valemiga H + happejääk n- . Orgaanilistel ainetel on erinev teoreetiline esitus. Lisaks empiirilisele saate nende jaoks üles kirjutada täieliku ja lühendatud struktuurivalemi, mis ei kajasta mitte ainult molekuli koostist ja kogust, vaid ka aatomite järjekorda, nende omavahelist seost ja peamist funktsionaalset. rühm karboksüülhapete jaoks -COOH.

Anorgaanilistes ainetes jagunevad kõik happed kahte rühma:

• hapnikuvaba - HBr, HCN, HCL ja teised;
• hapnikku sisaldavad (oksohapped) - HClO 3 ja kõik, kus on hapnikku.

Anorgaanilisi happeid klassifitseeritakse ka stabiilsuse järgi (stabiilne või stabiilne – kõik peale süsi- ja väävlisisaldusega, ebastabiilne või ebastabiilne – süsi- ja väävliline). Tugevuse poolest võivad happed olla tugevad: väävel-, vesinikkloriid-, lämmastik-, perkloor- ja teised, aga ka nõrgad: vesiniksulfiid, hüpokloor ja teised.

Orgaaniline keemia ei paku sama mitmekesisust. Orgaanilised happed klassifitseeritakse karboksüülhapeteks. Nende ühine tunnus on -COOH funktsionaalrühma olemasolu. Näiteks HCOOH (sipelghape), CH 3 COOH (äädikhape), C 17 H 35 COOH (steariin) jt.

On mitmeid happeid, mida kooli keemiakursusel selle teema käsitlemisel eriti hoolikalt rõhutatakse.

1. Solyanaya.
2. Lämmastik.
3. Ortofosfor.
4. Hüdrobroomiline.
5. Kivisüsi.
6. Vesinikjodiid.
7. Väävelhape.
8. Äädik või etaan.
9. Butaan või õli.
10. Bensoe.

Need 10 hapet keemias on vastava klassi põhiained nii koolikursuses kui ka üldiselt tööstuses ja sünteesis.

Anorgaaniliste hapete omadused

Peamised füüsikalised omadused hõlmavad eelkõige erinevat agregatsiooni olekut. Lõppude lõpuks on palju happeid, mis on tavatingimustes kristallide või pulbrite kujul (boor, ortofosfor). Valdav enamus teadaolevatest anorgaanilistest hapetest on erinevad vedelikud. Samuti on erinevad keemis- ja sulamistemperatuurid.

Happed võivad põhjustada tõsiseid põletusi, kuna neil on võime hävitada orgaanilisi kudesid ja nahka. Hapete tuvastamiseks kasutatakse indikaatoreid:

• metüüloranž (tavakeskkonnas - oranž, hapetes - punane),
• lakmus (neutraalses - lilla, hapetes - punane) või mõned teised.

Kõige olulisemad keemilised omadused hõlmavad võimet suhelda nii lihtsate kui ka keerukate ainetega.

Anorgaaniliste hapete keemilised omadused

Millega nad suhtlevad?	Reaktsiooni näide
1. Lihtainetega – metallidega. Kohustuslik tingimus: metall peab olema EHRNM-is enne vesinikku, kuna vesiniku järel seisvad metallid ei suuda seda hapete koostisest välja tõrjuda. Reaktsiooni käigus tekib alati gaasiline vesinik ja sool.
2. Põhjustega. Reaktsiooni tulemuseks on sool ja vesi. Selliseid tugevate hapete reaktsioone leelistega nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonideks.	Igasugune hape (tugev) + lahustuv alus = sool ja vesi
3. Amfoteersete hüdroksiididega. Alumine rida: sool ja vesi.	2HNO 2 + berülliumhüdroksiid = Be(NO 2) 2 (keskmine sool) + 2H 2 O
4. Aluseliste oksiididega. Tulemus: vesi, sool.	2HCL + FeO = raud(II)kloriid + H2O
5. Amfoteersete oksiididega. Lõplik efekt: sool ja vesi.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Nõrgematest hapetest moodustunud sooladega. Lõppmõju: sool ja nõrk hape.	2HBr + MgCO 3 = magneesiumbromiid + H 2 O + CO 2

Metallidega suhtlemisel ei reageeri kõik happed võrdselt. Keemia (9. klass) koolis hõlmab selliste reaktsioonide väga pinnapealset uurimist, kuid ka sellel tasemel arvestatakse kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappe spetsiifilisi omadusi metallidega suhtlemisel.

Hüdroksiidid: leelised, amfoteersed ja lahustumatud alused

Oksiidid, soolad, alused, happed - kõigil neil aineklassidel on ühine keemiline olemus, mis on seletatav kristallvõre struktuuriga, aga ka aatomite vastastikuse mõjuga molekulides. Kui aga oksiididele oli võimalik anda väga konkreetne definitsioon, siis hapete ja aluste puhul on seda keerulisem teha.

Nii nagu happed, on ka alused ED teooria kohaselt ained, mis võivad vesilahuses laguneda metallikatioonideks Me n + ja hüdroksüülrühmade OH - anioonideks.

• Lahustuvad või leelised (tugevad alused, mis muudavad indikaatorite värvi). Moodustunud I ja II rühma metallidest. Näide: KOH, NaOH, LiOH (see tähendab, et arvesse võetakse ainult põhialarühmade elemente);
• Kergelt lahustuv või lahustumatu (keskmise tugevusega, indikaatorite värvi ei muuda). Näide: magneesiumhüdroksiid, raud (II), (III) ja teised.
• Molekulaarne (nõrgad alused, vesikeskkonnas dissotsieeruvad nad pöörduvalt ioonmolekulideks). Näide: N 2 H 4, amiinid, ammoniaak.
• Amfoteersed hüdroksiidid (näitavad kahekordseid aluselisi-happelisi omadusi). Näide: berüllium, tsink ja nii edasi.

Igat esitletud rühma õpitakse kooli keemiakursuse jaotises "Põhialused". Keemia 8.-9. klassis hõlmab üksikasjalikku leeliste ja halvasti lahustuvate ühendite uurimist.

Aluste peamised iseloomulikud omadused

Kõik leelised ja vähelahustuvad ühendid leidub looduses tahkes kristalses olekus. Samal ajal on nende sulamistemperatuur tavaliselt madal ja halvasti lahustuvad hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel. Aluste värv on erinev. Kui leelised on valged, võivad halvasti lahustuvate ja molekulaarsete aluste kristallid olla väga erinevat värvi. Enamiku selle klassi ühendite lahustuvuse leiate tabelist, mis esitab oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid ja näitab nende lahustuvust.

Leelised võivad indikaatorite värvi muuta järgmiselt: fenoolftaleiin - karmiinpunane, metüüloranž - kollane. Selle tagab hüdroksorühmade vaba olemasolu lahuses. Seetõttu ei anna halvasti lahustuvad alused sellist reaktsiooni.

Iga aluste rühma keemilised omadused on erinevad.

Keemilised omadused
Leelised	Kergelt lahustuvad alused	Amfoteersed hüdroksiidid
I. Koostoime COga (tulemus – sool ja vesi): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + vesi II. Koostoime hapetega (sool ja vesi): tavalised neutraliseerimisreaktsioonid (vt happed) III. Nad interakteeruvad AO-ga, moodustades soola ja vee hüdroksokompleksi: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O või Na 2 IV. Nad interakteeruvad amfoteersete hüdroksiididega, moodustades hüdroksokompleksi sooli: Sama mis AO-ga, ainult ilma veeta V. Reageerida lahustuvate sooladega, moodustades lahustumatud hüdroksiidid ja soolad: 3CsOH + raud(III)kloriid = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reageerige tsingi ja alumiiniumiga vesilahuses, moodustades soolad ja vesinik: 2RbOH + 2Al + vesi = kompleks hüdroksiidiooniga 2Rb + 3H 2	I. Kuumutamisel võivad need laguneda: lahustumatu hüdroksiid = oksiid + vesi II. Reaktsioonid hapetega (tulemus: sool ja vesi): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vesi III. KO-ga suhtlemine: Me + n (OH) n + KO = sool + H 2 O	I. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vee: (II) + 2HBr = CuBr2 + vesi II. Reageerida leelistega: tulemus - sool ja vesi (seisund: sulandumine) Zn(OH)2 + 2CsOH = sool + 2H2O III. Reageerige tugevate hüdroksiididega: tulemuseks on soolad, kui reaktsioon toimub vesilahuses: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Need on enamus aluste keemilistest omadustest. Aluste keemia on üsna lihtne ja järgib kõigi anorgaaniliste ühendite üldisi seadusi.

Anorgaaniliste soolade klass. Klassifikatsioon, füüsikalised omadused

ED sätete alusel võib sooli nimetada anorgaanilisteks ühenditeks, mis dissotsieeruvad vesilahuses metallikatioonideks Me +n ja happeliste jääkide An n- anioonideks. Nii võib soolasid ette kujutada. Keemia annab rohkem kui ühe määratluse, kuid see on kõige täpsem.

Lisaks jagunevad kõik soolad vastavalt nende keemilisele olemusele järgmisteks osadeks:

• Happeline (sisaldab vesiniku katiooni). Näide: NaHSO 4.
• Aluseline (sisaldab hüdroksorühma). Näide: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Keskmine (koosneb ainult metalli katioonist ja happejäägist). Näide: NaCL, CaSO 4.
• Topelt (kaasa kaks erinevat metallikatiooni). Näide: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hüdroksokompleksid, vesikompleksid ja teised). Näide: K 2.

Soolade valemid peegeldavad nende keemilist olemust ning näitavad ka molekuli kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist.

Oksiididel, sooladel, alustel, hapetel on erinevad lahustuvusomadused, mida saab vaadata vastavast tabelist.

Kui me räägime soolade agregatsiooni olekust, siis peame märkama nende ühtlust. Need esinevad ainult tahkes, kristallilises või pulbrilises olekus. Värvivalik on üsna mitmekesine. Keeruliste soolade lahused on reeglina heledate, küllastunud värvidega.

Keskmiste soolade klassi keemilised koostoimed

Neil on sarnased keemilised omadused nagu alustel, hapetel ja sooladel. Nagu me juba uurisime, on oksiidid selles teguris mõnevõrra erinevad.

Kokku saab keskmiste soolade puhul eristada 4 peamist interaktsiooni tüüpi.

I. Koostoime hapetega (ainult tugevad ED seisukohast) koos teise soola ja nõrga happe moodustumisega:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktsioonid lahustuvate hüdroksiididega, tekitades soolasid ja lahustumatud aluseid:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lahustuv sool + Cu(OH) 2 lahustumatu alus

III. Reaktsioon teise lahustuva soolaga, et moodustada lahustumatu sool ja lahustuv sool:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktsioonid metallidega, mis asuvad EHRNM-is soola moodustavast metallist vasakul. Sel juhul ei tohiks reageeriv metall normaalsetes tingimustes veega suhelda:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Need on peamised interaktsioonitüübid, mis on iseloomulikud keskmistele sooladele. Keemiliste, aluseliste, topelt- ja happeliste soolade valemid räägivad enda eest eksponeeritud keemiliste omaduste spetsiifilisusest.

Oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid peegeldavad kõigi nende anorgaaniliste ühendite klasside esindajate keemilist olemust ning annavad lisaks aimu aine nimetusest ja selle füüsikalistest omadustest. Seetõttu tuleks nende kirjutamisele pöörata erilist tähelepanu. Üldiselt hämmastav keemiateadus pakub meile tohutult erinevaid ühendeid. Oksiidid, alused, happed, soolad – see on vaid osa tohutust mitmekesisusest.

Enne aluste ja amfoteersete hüdroksiidide keemiliste omaduste arutamist määratlegem selgelt, mis need on?

1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2. Siiski on erandeid. Seega ei ole hüdroksiidid Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 alused.

2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4, aga ka erandina hüdroksiidid Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +4 ei leidu ühtse riigieksami ülesannetes, mistõttu neid ei arvestata.

Aluste keemilised omadused

Kõik põhjused on jagatud:

Pidagem meeles, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.

Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.

See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja võivad sageli osaleda reaktsioonides, mida lahustumatud alused ei tee.

Aluste koostoime hapetega

Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:

Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, kuid ei reageeri lahustumatu ränihappega:

Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me(OH) 2 võivad happe puudumisel moodustada aluselisi sooli, näiteks:

Koostoime happeoksiididega

Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:

Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeliste oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad:

Me(OH)2 tüüpi lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul ainult süsinikdioksiidiga, moodustades aluselisi sooli. Näiteks:

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

Tänu oma erakordsele inertsusele reageerivad ränidioksiidiga ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:

Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega

Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab see reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:

Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:

Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:

Aluste koostoime sooladega

Mis tahes alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:

1) lähteühendite lahustuvus;

2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas

Näiteks:

Substraatide termiline stabiilsus

Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.

Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca(OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:

Lahustumatutel hüdroksiididel on palju madalam lagunemistemperatuur. Näiteks vask(II)hüdroksiid laguneb juba temperatuuril üle 70 o C:

Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me(OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad selliste reaktsioonide tulemusena tekkida, alluvad pöördumatule hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me(OH) 3, ei reageeri happeliste oksiididega SO 2 ja CO 2.

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega

Alustest reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Sel juhul, kui kasutatakse leelise vesilahust, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:

Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:

Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega

Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:

Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine

Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.

Üks komplekssete anorgaaniliste ainete klasse on alused. Need on ühendid, mis sisaldavad metalliaatomeid ja hüdroksüülrühma, mida saab teiste ainetega suhtlemisel eraldada.

Struktuur

Alused võivad sisaldada ühte või mitut hüdroksorühma. Aluste üldvalem on Me(OH) x. Alati on üks metalliaatom ja hüdroksüülrühmade arv sõltub metalli valentsusest. Sel juhul on OH rühma valents alati I. Näiteks NaOH ühendis on naatriumi valents I, seega on üks hüdroksüülrühm. Alusel Mg(OH) 2 on magneesiumi valents II, Al(OH) 3 alumiiniumi valents on III.

Hüdroksüülrühmade arv võib muutuva valentsiga metallidega ühendites varieeruda. Näiteks Fe(OH)2 ja Fe(OH)3. Sellistel juhtudel on valents märgitud sulgudes pärast nimetust - raud(II)hüdroksiid, raud(III)hüdroksiid.

Füüsikalised omadused

Aluse omadused ja aktiivsus sõltuvad metallist. Enamik aluseid on lõhnatud valged tahked ained. Mõned metallid annavad aga ainele iseloomuliku värvuse. Näiteks CuOH on kollane, Ni(OH)2 on heleroheline, Fe(OH)3 on punakaspruun.

Riis. 1. Leelised tahkes olekus.

Liigid

Alused klassifitseeritakse kahe kriteeriumi alusel:

• OH rühmade arvu järgi- ühe- ja mitmehappeline;
• vees lahustuvuse järgi- leelised (lahustuvad) ja lahustumatud.

Leelisi moodustavad leelismetallid - liitium (Li), naatrium (Na), kaalium (K), rubiidium (Rb) ja tseesium (Cs). Lisaks on leeliste moodustavateks aktiivseteks metallideks leelismuldmetallid - kaltsium (Ca), strontsium (Sr) ja baarium (Ba).

Need elemendid moodustavad järgmised alused:

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

Kõik muud alused, näiteks Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, on klassifitseeritud lahustumatuks.

Teisel viisil nimetatakse leeliseid tugevateks alusteks ja lahustumatuid leeliseid nõrkadeks alusteks. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus loobuvad leelised kiiresti hüdroksüülrühmast ja reageerivad kiiremini teiste ainetega. Lahustumatud või nõrgad alused on vähem aktiivsed, sest ärge loovutage hüdroksüülrühma.

Riis. 2. Aluste klassifikatsioon.

Amfoteersed hüdroksiidid on anorgaaniliste ainete süstematiseerimisel erilisel kohal. Nad interakteeruvad nii hapete kui alustega, st. Olenevalt tingimustest käituvad nad nagu leelised või happed. Nende hulka kuuluvad Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 ja muud alused.

Kviitung

Aluseid saadakse erinevatel viisidel. Lihtsaim on metalli koostoime veega:

Ba + 2H 2O → Ba(OH)2 + H2.

Leelised saadakse oksiidi reageerimisel veega:

Na2O + H2O → 2NaOH.

Leeliste ja soolade koostoime tulemusena saadakse lahustumatud alused:

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4.

Keemilised omadused

Aluste peamised keemilised omadused on kirjeldatud tabelis.

Reaktsioonid	Mis moodustub	Näited
Hapetega	Sool ja vesi. Lahustumatud alused reageerivad ainult lahustuvate hapetega	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Kõrge temperatuuriga lagunemine	Metalloksiid ja vesi	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Happeoksiididega (reageerivad leelised)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Mittemetallidega (leelised sisenevad)	Sool ja vesinik	2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2
Vahetada sooladega	Hüdroksiid ja sool	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Leelised mõne metalliga	Keeruline sool ja vesinik	2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2

Indikaatori abil viiakse läbi test aluse klassi määramiseks. Alusega suheldes muutub lakmus siniseks, fenoolftaleiin karmiinpunaseks ja metüüloranž kollaseks.

Riis. 3. Näitajate reaktsioon alustele.

Mida me õppisime?

8. klassi keemiatunnist saime teada aluste omadustest, liigitusest ja koostoimest teiste ainetega. Alused on keerulised ained, mis koosnevad metallist ja hüdroksüülrühmast OH. Need jagunevad lahustuvateks või leelisteks ja lahustumatuteks. Leelised on agressiivsemad alused, mis reageerivad kiiresti teiste ainetega. Alused saadakse metalli või metallioksiidi reageerimisel veega, samuti soola ja leelise reaktsioonil. Alused reageerivad hapete, oksiidide, soolade, metallide ja mittemetallidega ning lagunevad ka kõrgel temperatuuril.

Test teemal

Aruande hindamine

Keskmine hinne: 4.5. Kokku saadud hinnanguid: 135.

Pärast artikli lugemist saate ained eraldada sooladeks, hapeteks ja alusteks. Artiklis kirjeldatakse, milline on lahuse pH ja millised üldised omadused on hapetel ja alustel.

Nagu metallid ja mittemetallid, on happed ja alused ainete jaotus, mis põhineb sarnastel omadustel. Esimene hapete ja aluste teooria kuulus Rootsi teadlasele Arrheniusele. Arrheniuse järgi on hape ainete klass, mis veega reageerides dissotsieeruvad (lagunevad), moodustades vesinikkatiooni H +. Arrheniuse alused vesilahuses moodustavad OH - anioone. Järgmise teooria pakkusid 1923. aastal välja teadlased Bronsted ja Lowry. Brønsted-Lowry teooria defineerib happeid kui aineid, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootonit loovutama (vesinikkatiooni nimetatakse reaktsioonides prootoniks). Vastavalt sellele on alused ained, mis võivad reaktsioonis vastu võtta prootoneid. Praegu on asjakohane teooria Lewise teooria. Lewise teooria defineerib happeid kui molekule või ioone, mis on võimelised vastu võtma elektronpaare, moodustades seeläbi Lewise adukte (adukt on ühend, mis moodustub kahe reagendi kombineerimisel ilma kõrvalsaadusi moodustamata).

Anorgaanilises keemias tähendab hape reeglina Bronsted-Lowry hapet, see tähendab aineid, mis on võimelised prootonit loovutama. Kui need tähendavad Lewise happe määratlust, siis tekstis nimetatakse sellist hapet Lewise happeks. Need reeglid kehtivad hapete ja aluste kohta.

Dissotsiatsioon

Dissotsiatsioon on aine lagunemise protsess lahustes või sulamites ioonideks. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon on HCl lagunemine H + ja Cl -.

Hapete ja aluste omadused

Alused kipuvad katsudes tunduma seebised, samas kui happed maitsevad üldiselt hapuna.

Kui alus reageerib paljude katioonidega, tekib sade. Kui hape reageerib anioonidega, eraldub tavaliselt gaas.

Tavaliselt kasutatavad happed:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Tavaliselt kasutatavad alused:
OH - , H 2 O , CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Tugevad ja nõrgad happed ja alused

Tugevad happed

Sellised happed, mis dissotsieeruvad vees täielikult, tekitades vesiniku katioone H + ja anioone. Tugeva happe näide on vesinikkloriidhape HCl:

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

Tugevate hapete näited: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Tugevate hapete loetelu

• HCl - vesinikkloriidhape
• HBr - vesinikbromiid
• HI - vesinikjodiid
• HNO 3 - lämmastikhape
• HClO 4 - perkloorhape
• H 2 SO 4 - väävelhape

Nõrgad happed

Ainult osaliselt vees lahustunud, näiteks HF:

HF (lahus) + H2O (l) → H3O + (lahus) + F - (lahus) - sellises reaktsioonis ei dissotsieeru üle 90% happest:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Lahuste juhtivust mõõtes saab eristada tugevaid ja nõrku happeid: juhtivus sõltub ioonide arvust, mida tugevam on hape, seda dissotsieerunud on see, seega mida tugevam on hape, seda suurem on juhtivus.

Nõrkade hapete loetelu

• HF vesinikfluoriid
• H 3 PO 4 fosfor
• H 2 SO 3 väävel
• H2S vesiniksulfiid
• H 2 CO 3 kivisüsi
• H 2 SiO 3 räni

Tugevad põhjused

Tugevad alused dissotsieeruvad vees täielikult:

NaOH (lahus) + H 2 O ↔ NH 4

Tugevate aluste hulka kuuluvad esimese (leelised, leelismetallid) ja teise (leelisotereenid, leelismuldmetallid) rühma metallhüdroksiidid.

Tugevate aluste nimekiri

• NaOH naatriumhüdroksiid (seebikivi)
• KOH kaaliumhüdroksiid (kaustiline kaaliumhüdroksiid)
• LiOH liitiumhüdroksiid
• Ba(OH)2 baariumhüdroksiid
• Ca(OH)2 kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi)

Nõrgad alused

Pöörduvas reaktsioonis vee juuresolekul moodustab see OH-ioone:

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

Enamik nõrku aluseid on anioonid:

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

Nõrkade aluste loend

• Mg(OH)2 magneesiumhüdroksiid
• Fe(OH)2 raud(II)hüdroksiid
• Zn(OH)2 tsinkhüdroksiid
• NH 4OH ammooniumhüdroksiid
• Fe(OH)3 raud(III)hüdroksiid

Hapete ja aluste reaktsioonid

Tugev hape ja tugev alus

Seda reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimiseks: kui reaktiivide kogus on happe ja aluse täielikuks dissotsiatsiooniks piisav, on saadud lahus neutraalne.

Näide:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Nõrk alus ja nõrk hape

Üldine reaktsiooni tüüp:
Nõrk alus (lahus) + H 2 O ↔ Nõrk hape (lahus) + OH - (lahus)

Tugev alus ja nõrk hape

Alus dissotsieerub täielikult, hape dissotsieerub osaliselt, saadud lahusel on nõrgad aluse omadused:

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

Tugev hape ja nõrk alus

Hape dissotsieerub täielikult, alus ei dissotsieeru täielikult:

Vee dissotsiatsioon

Dissotsiatsioon on aine lagunemine selle komponentmolekulideks. Happe või aluse omadused sõltuvad vees leiduvast tasakaalust:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (lahus) + OH - (lahus)
K c = / 2
Vee tasakaalukonstant t=25° juures: K c = 1,83⋅10 -6, kehtib ka järgmine võrdus: = 10 -14, mida nimetatakse vee dissotsiatsioonikonstandiks. Puhta vee puhul = = 10 -7, seega -lg = 7,0.

Seda väärtust (-lg) nimetatakse pH-ks – vesiniku potentsiaaliks. Kui pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, siis on ainel põhiomadused.

PH määramise meetodid

Instrumentaalne meetod

Spetsiaalne seade, pH-meeter, on seade, mis muudab prootonite kontsentratsiooni lahuses elektriliseks signaaliks.

Näitajad

Aine, mis muudab värvi teatud pH vahemikus sõltuvalt lahuse happesusest, mitme indikaatori abil saate üsna täpse tulemuse.

soola

Sool on ioonne ühend, mille moodustavad katioon, mis ei ole H+, ja anioon, mis ei ole O2-. Nõrgas vesilahuses dissotsieeruvad soolad täielikult.

Soolalahuse happe-aluse omaduste määramiseks, tuleb kindlaks teha, millised ioonid lahuses esinevad ja arvestada nende omadusi: tugevatest hapetest ja alustest moodustunud neutraalsed ioonid ei mõjuta pH-d: nad ei vabasta vees ei H + ega OH - ioone. Näiteks Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Nõrkadest hapetest moodustunud anioonidel on leeliselised omadused (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), leeliseliste omadustega katioone ei eksisteeri.

Kõigil katioonidel, välja arvatud esimese ja teise rühma metallid, on happelised omadused.

Puhverlahus

Lahused, mis säilitavad oma pH taseme väikese koguse tugeva happe või tugeva aluse lisamisel, koosnevad peamiselt:

• Nõrga happe, sellele vastava soola ja nõrga aluse segu
• Nõrk alus, vastav sool ja tugev hape

Teatud happesusega puhverlahuse valmistamiseks on vaja nõrk hape või alus segada sobiva soolaga, võttes arvesse:

• pH vahemik, milles puhverlahus on efektiivne
• Lahuse mahtuvus – tugeva happe või tugeva aluse kogus, mida saab lisada lahuse pH-d mõjutamata
• Ei tohiks olla soovimatuid reaktsioone, mis võivad lahuse koostist muuta

Test:

1. Alus + happesool + vesi

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Alus + happeoksiid
sool + vesi

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

3. Leelis + amfoteerne oksiid/hüdroksiid
sool + vesi

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO2 + H20;

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

Vahetusreaktsioon aluse ja soola vahel toimub ainult lahuses (nii alus kui ka sool peavad olema lahustuvad) ja ainult siis, kui vähemalt üks saadustest on sade või nõrk elektrolüüt (NH 4 OH, H 2 O)

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

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl2 + NH4OH.

Kuumakindlad on ainult leelismetalli alused, välja arvatud LiOH

Ca(OH)2
CaO + H20;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (s) + Zn
Na2ZnO2 + H2.

HAPPED

Happed TED-i positsioonist nimetatakse kompleksaineid, mis lahustuvad lahuses, moodustades vesinikuiooni H +.

Hapete klassifikatsioon

1. Vesilahuses elimineeruvate vesinikuaatomite arvu järgi jagatakse happed: ühealuseline(HF, HNO2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4), tribasic(H3PO4).

2. Happe koostise järgi jagunevad need hapnikuvaba(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).

3. Vastavalt hapete dissotsieerumisvõimele vesilahustes jagatakse need nõrk Ja tugev. Tugevate hapete molekulid vesilahustes lagunevad täielikult ioonideks ja nende dissotsiatsioon on pöördumatu.

Näiteks HCl
H++Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Nõrgad happed dissotsieeruvad pöörduvalt, s.t. nende molekulid vesilahustes lagunevad osaliselt ioonideks ja mitmealuselised - järk-järgult.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

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

Happemolekuli osa, millel puudub üks või mitu vesinikiooni H+, nimetatakse happejääk. Happejäägi laeng on alati negatiivne ja selle määrab happemolekulist eemaldatud H + ioonide arv. Näiteks ortofosforhape H 3 PO 4 võib moodustada kolm happelist jääki: H 2 PO - divesinikfosfaadi ioon, HPO - vesinikfosfaadi ioon, PO - fosfaadiioon.

Hapnikuvabade hapete nimetused koostatakse, lisades hapet moodustava elemendi venekeelse nime juurele (või aatomirühma nimele, näiteks CN - - tsüaan) lõpp - vesinik: HCl - vesinikkloriidhape (vesinikkloriidhape), H 2 S - vesiniksulfiidhape, HCN - vesiniktsüaniidhape (vesiniktsüaniidhape).

Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on samuti moodustatud hapet moodustava elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud sõna "hape". Sel juhul lõpeb happe nimetus, milles element on kõrgeima oksüdatsiooniastmega, tähega "... ova" või "... ova", näiteks H 2 SO 4 on väävelhape, H 3 AsO 4 on arseenhape. Hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisega muutuvad lõpud järgmises järjestuses: "...ei"(HClO 4 – perkloorhape), "... is"(HClO 3 – perkloorhape), "...väsinud"(HClO 2 – kloorhape), "...munakas"(HClO on hüpokloorhape). Kui element moodustab happeid, olles ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetus saab lõpu "... puhas" (HNO 3 - lämmastikhape, HNO 2 - lämmastikhape) .

Sama happeline oksiid (näiteks P 2 O 5) võib vastata mitmele happele, mis sisaldavad molekulis antud elemendi ühte aatomit (näiteks HPO 3 ja H 3 PO 4). Sellistel juhtudel lisatakse molekulis väikseima arvu hapnikuaatomeid sisaldava happe nimele eesliide "meta..." ja happe nimetust sisaldava happe nimele eesliide "ortho...". suurim hapnikuaatomite arv molekulis (HPO 3 - metafosforhape, H 3 PO 4 - ortofosforhape).

Kui happemolekul sisaldab hapet moodustava elemendi mitut aatomit, lisatakse selle nimele numbriline eesliide, näiteks H 4 P 2 O 7 - kaks fosforhape, H 2 B 4 O 7 – neli boorhape.

H2SO5H2S2O8

S H – O – S –O – O – S – O – H

H-O-O O O O

Peroksoväävelhape Peroksoväävelhape

Hapete keemilised omadused

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO4 + H2O.

2HCl + BeO
BeCl2 + H2O.

Happed interakteeruvad soolalahustega, kui selle tulemusena moodustub hapetes lahustumatu sool või alghappega võrreldes nõrgem (lenduv) hape.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H2CO3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (lahjendatud) + Fe
FeS04 + H2;

HCl + Cu .

Joonis 2 näitab hapete vastasmõju metallidega.

HAPPE – OKSIDEERIJA

Metall pingereas pärast H 2

+
ei mingit reaktsiooni

Metall pingevahemikus kuni N 2

+
metallisool + H2

min kraadini

H2S04 kontsentreeritud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oksüdatsioon (s.o.)

+
ei mingit reaktsiooni

/Mq/Zn

olenevalt tingimustest

Metallsulfaat max s.o.

+
+ +

Metall (muud)

+
+ +

HNO 3 kontsentreeritud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ei mingit reaktsiooni

Leelis/leelismuldmetall

Metallnitraat max d.o.

Metall (muud; Al, Cr, Fe, Co, Ni kuumutamisel)

TN+

+

HNO 3 lahjendatud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ei mingit reaktsiooni

Leelis/leelismuldmetall

NH 3 (NH 4 NO 3)

Nitraatemetall

la in max s.o.

+
+

Metall (ülejäänud pingete õues kuni N 2)

NO/N2O/N2/NH3 (NH4NO3)

olenevalt tingimustest

+

Metall (ülejäänud pingete reas pärast H 2)

Joonis 2. HAPPETE KOOSTÖÖ METALLIDEGA

SOOLA

soolad - Need on komplekssed ained, mis lahustuvad lahustes, moodustades positiivselt laetud ioone (katioonid – aluselised jäägid), välja arvatud vesinikuioonid ja negatiivselt laetud ioonid (anioonid – happelised jäägid), välja arvatud hüdroksiidioonid.