Modern kimya bilimi birçok farklı dalı temsil etmektedir ve bunların her biri, teorik temeline ek olarak, büyük uygulamalı ve pratik öneme sahiptir. Neye dokunsanız etrafınızdaki her şey kimyasal bir üründür. Ana bölümler inorganik ve organik kimyadır. Hangi ana madde sınıflarının inorganik olarak sınıflandırıldığını ve hangi özelliklere sahip olduklarını düşünelim.
İnorganik bileşiklerin ana kategorileri
Bunlar aşağıdakileri içerir:
- Oksitler.
- Tuz.
- Zemin.
- Asitler.
Sınıfların her biri, çok çeşitli inorganik yapıdaki bileşiklerle temsil edilir ve insanın ekonomik ve endüstriyel faaliyetinin hemen hemen her yapısında önemlidir. Bu bileşiklerin tüm temel özellikleri, doğadaki oluşumları ve üretimleri, 8-11. Sınıflarda mutlaka okul kimya dersinde incelenmektedir.
Her maddenin örneklerini ve bunların doğada toplanma ve oluşma durumlarını gösteren genel bir oksitler, tuzlar, bazlar, asitler tablosu vardır. Kimyasal özellikleri tanımlayan etkileşimler de gösterilmiştir. Ancak her sınıfa ayrı ayrı ve daha ayrıntılı olarak bakacağız.
Bileşik grubu - oksitler
4. Hangi elementlerin CO'yu değiştirdiği reaksiyonlar
Ben +n O + C = Ben 0 + CO
1. Reaktif suyu: asit oluşumu (SiO 2 istisnası)
CO + su = asit
2. Bazlarla reaksiyonlar:
C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20
3. Bazik oksitlerle reaksiyonlar: tuz oluşumu
P 2 Ö 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2
4. OVR reaksiyonları:
C02 + 2Ca = C + 2CaO,
İkili özellikler gösterirler ve asit-baz yöntemi prensibine göre (asitler, alkaliler, bazik oksitler, asit oksitler ile) etkileşime girerler. Su ile etkileşime girmezler.
1. Asitlerle: tuz ve su oluşumu
AO + asit = tuz + H20
2. Bazlarla (alkaliler): hidrokso komplekslerinin oluşumu
Al203 + LiOH + su = Li
3. Asit oksitlerle reaksiyonlar: tuzların elde edilmesi
FeO + SO2 = FeS03
4. OO ile reaksiyonlar: tuz oluşumu, füzyon
MnO + Rb 2 O = çift tuz Rb 2 MnO 2
5. Alkaliler ve alkali metal karbonatlarla füzyon reaksiyonları: tuz oluşumu
Al203 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H20
Bir metalin veya metal olmayan bir maddenin oluşturduğu her yüksek oksit, suda çözündüğünde güçlü bir asit veya alkali verir.
Organik ve inorganik asitler
Klasik anlamda (ED - elektrolitik ayrışma - Svante Arrhenius pozisyonlarına dayanarak), asitler sulu bir ortamda H + katyonlarına ve An - asit kalıntılarının anyonlarına ayrışan bileşiklerdir. Bununla birlikte, günümüzde asitler susuz koşullarda da kapsamlı bir şekilde incelenmiştir, dolayısıyla hidroksitler için birçok farklı teori bulunmaktadır.
Oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların ampirik formülleri yalnızca maddedeki miktarlarını gösteren sembollerden, elementlerden ve endekslerden oluşur. Örneğin inorganik asitler H + asit kalıntısı n- formülüyle ifade edilir. Organik maddelerin farklı bir teorik temsili vardır. Ampirik olana ek olarak, onlar için sadece molekülün bileşimini ve miktarını değil aynı zamanda atomların sırasını, birbirleriyle bağlantılarını ve ana fonksiyonelliğini de yansıtacak tam ve kısaltılmış bir yapısal formül yazabilirsiniz. karboksilik asitler için grup -COOH.
İnorganiklerde tüm asitler iki gruba ayrılır:
- oksijensiz - HBr, HCN, HCL ve diğerleri;
- oksijen içeren (oksoasitler) - HClO 3 ve oksijenin olduğu her şey.
İnorganik asitler ayrıca stabiliteye göre de sınıflandırılır (kararlı veya kararlı - karbonik ve sülfürlü asitler hariç her şey, kararsız veya kararsız - karbonik ve sülfürlü asitler). Mukavemet açısından asitler güçlü olabilir: sülfürik, hidroklorik, nitrik, perklorik ve diğerleri ve ayrıca zayıf: hidrojen sülfür, hipokloröz ve diğerleri.
Organik kimya aynı çeşitliliği sunmaz. Doğada organik olan asitler karboksilik asitler olarak sınıflandırılır. Ortak özellikleri -COOH fonksiyonel grubunun varlığıdır. Örneğin HCOOH (formik), CH3COOH (asetik), C17H35COOH (stearik) ve diğerleri.
Bu konu bir okul kimya dersinde ele alınırken özellikle dikkatle vurgulanan bir takım asitler vardır.
- Solyanaya.
- Azot.
- Ortofosforik.
- Hidrobromik.
- Kömür.
- Hidrojen iyodür.
- Sülfürik.
- Asetik veya etan.
- Bütan veya yağ.
- Benzoin.
Kimyadaki bu 10 asit, hem okul derslerinde hem de genel olarak endüstri ve sentezlerde ilgili sınıfın temel maddeleridir.
İnorganik asitlerin özellikleri
Ana fiziksel özellikler, her şeyden önce, farklı toplanma durumunu içerir. Sonuçta normal koşullar altında kristal veya toz formunda (borik, ortofosforik) bir takım asitler vardır. Bilinen inorganik asitlerin büyük çoğunluğu farklı sıvılardır. Kaynama ve erime noktaları da farklılık gösterir.
Asitler, organik doku ve cildi yok etme gücüne sahip olduklarından ciddi yanıklara neden olabilirler. Göstergeler asitleri tespit etmek için kullanılır:
- metil turuncu (normal ortamda - turuncu, asitlerde - kırmızı),
- turnusol (nötr - menekşe, asitlerde - kırmızı) veya diğerleri.
En önemli kimyasal özellikler, hem basit hem de karmaşık maddelerle etkileşime girme yeteneğini içerir.
| Neyle etkileşime giriyorlar? | Örnek reaksiyon |
1. Basit maddelerle - metaller. Önkoşul: Hidrojenden sonraki metaller onu asitlerin bileşiminden çıkaramayacakları için metalin EHRNM'de hidrojenden önce olması gerekir. Reaksiyon her zaman hidrojen gazı ve tuz üretir. | |
2. Nedenleriyle. Reaksiyonun sonucu tuz ve sudur. Güçlü asitlerin alkalilerle bu tür reaksiyonlarına nötrleşme reaksiyonları denir. | Herhangi bir asit (kuvvetli) + çözünür baz = tuz ve su |
| 3. Amfoterik hidroksitlerle. Alt satır: tuz ve su. | 2HNO 2 + berilyum hidroksit = Be(NO 2) 2 (orta tuz) + 2H 2 O |
| 4. Bazik oksitlerle. Sonuç: su, tuz. | 2HCL + FeO = demir (II) klorür + H20 |
| 5. Amfoterik oksitlerle. Son etki: tuz ve su. | 2HI + ZnO = ZnI2 + H2O |
6. Zayıf asitlerin oluşturduğu tuzlarla. Nihai etki: tuz ve zayıf asit. | 2HBr + MgCO3 = magnezyum bromür + H2O + C02 |
Metallerle etkileşime girdiğinde tüm asitler eşit şekilde reaksiyona girmez. Okuldaki kimya (9. sınıf) bu tür reaksiyonların çok yüzeysel bir çalışmasını içerir, ancak bu seviyede bile konsantre nitrik ve sülfürik asidin metallerle etkileşime girdiğinde spesifik özellikleri dikkate alınır.
Hidroksitler: alkaliler, amfoterik ve çözünmeyen bazlar
Oksitler, tuzlar, bazlar, asitler - tüm bu madde sınıfları, kristal kafesin yapısının yanı sıra moleküllerdeki atomların karşılıklı etkisiyle açıklanan ortak bir kimyasal yapıya sahiptir. Ancak oksitler için çok spesifik bir tanım vermek mümkün olsaydı, asitler ve bazlar için bunu yapmak daha zordur.
Tıpkı asitler gibi, ED teorisine göre bazlar da sulu bir çözelti içinde Men n + metal katyonlarına ve OH - hidroksil gruplarının anyonlarına ayrışabilen maddelerdir.
- Çözünür veya alkali (göstergelerin rengini değiştiren güçlü bazlar). Grup I ve II'nin metallerinden oluşur. Örnek: KOH, NaOH, LiOH (yani yalnızca ana alt grupların elemanları dikkate alınır);
- Az çözünür veya çözünmez (orta kuvvette, göstergelerin rengini değiştirmez). Örnek: magnezyum hidroksit, demir (II), (III) ve diğerleri.
- Moleküler (zayıf bazlar, sulu ortamda geri dönüşümlü olarak iyon moleküllerine ayrışırlar). Örnek: N2H4, aminler, amonyak.
- Amfoterik hidroksitler (ikili bazik asit özellikleri gösterir). Örnek: berilyum, çinko vb.
Sunulan her grup, okul kimya dersinin “Temel Bilgiler” bölümünde çalışılmaktadır. 8-9. sınıflardaki kimya, alkaliler ve az çözünen bileşiklerin ayrıntılı bir çalışmasını içerir.
Bazların ana karakteristik özellikleri
Tüm alkaliler ve az çözünen bileşikler doğada katı kristal halinde bulunur. Aynı zamanda erime sıcaklıkları genellikle düşüktür ve az çözünen hidroksitler ısıtıldığında ayrışır. Bazların rengi farklıdır. Alkaliler beyazsa, az çözünen kristaller ve moleküler bazlar çok farklı renklerde olabilir. Bu sınıftaki çoğu bileşiğin çözünürlüğü, oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların formüllerini sunan ve bunların çözünürlüklerini gösteren tabloda görülebilir.
Alkaliler göstergelerin rengini şu şekilde değiştirebilir: fenolftalein - koyu kırmızı, metil turuncu - sarı. Bu, çözeltide hidrokso gruplarının serbest varlığıyla sağlanır. Bu nedenle az çözünen bazlar böyle bir reaksiyon vermez.
Her baz grubunun kimyasal özellikleri farklıdır.
| Kimyasal özellikler | ||
| Alkaliler | Az çözünen bazlar | Amfoterik hidroksitler |
I. CO ile etkileşim (sonuç - tuz ve su): 2LiOH + SO3 = Li2S04 + su II. Asitlerle etkileşim (tuz ve su): sıradan nötrleştirme reaksiyonları (bkz. asitler) III. Tuz ve sudan oluşan bir hidrokso kompleksi oluşturmak için AO ile etkileşime girerler: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O veya Na 2 IV. Hidrokso kompleks tuzları oluşturmak için amfoterik hidroksitlerle etkileşime girerler: AO ile aynı, sadece susuz V. Çözünmeyen hidroksitler ve tuzlar oluşturmak için çözünür tuzlarla reaksiyona girer: 3CsOH + demir (III) klorür = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Tuzlar ve hidrojen oluşturmak için sulu bir çözelti içinde çinko ve alüminyum ile reaksiyona girer: 2RbOH + 2Al + su = hidroksit iyonu 2Rb + 3H2 ile kompleks | I. Isıtıldığında ayrışabilirler: çözünmeyen hidroksit = oksit + su II. Asitlerle reaksiyonlar (sonuç: tuz ve su): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + su III. KO ile etkileşime gir: Me +n (OH) n + KO = tuz + H 2 O | I. Asitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur: (II) + 2HBr = CuBr2 + su II. Alkalilerle reaksiyona girer: sonuç - tuz ve su (koşul: füzyon) Zn(OH)2 + 2CsOH = tuz + 2H20 III. Güçlü hidroksitlerle reaksiyona girer: Reaksiyon sulu bir çözelti içinde meydana gelirse sonuç tuz olur: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3 |
Bunlar bazların sergilediği kimyasal özelliklerin çoğudur. Bazların kimyası oldukça basittir ve tüm inorganik bileşiklerin genel yasalarını takip eder.
İnorganik tuzların sınıfı. Sınıflandırma, fiziksel özellikler
ED hükümlerine dayanarak, tuzlar, sulu bir çözelti içinde Me +n metal katyonlarına ve asidik kalıntılar An n- anyonlarına ayrışan inorganik bileşikler olarak adlandırılabilir. Tuzları bu şekilde hayal edebilirsiniz. Kimya birden fazla tanım verir ancak en doğru olanı budur.
Ayrıca kimyasal yapılarına göre tüm tuzlar ikiye ayrılır:
- Asidik (bir hidrojen katyonu içeren). Örnek: NaHSO 4.
- Temel (bir hidrokso grubu içeren). Örnek: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
- Ortam (yalnızca bir metal katyonu ve bir asit kalıntısından oluşur). Örnek: NaCL, CaS04.
- Çift (iki farklı metal katyonu içerir). Örnek: NaAl(SO 4) 3.
- Kompleks (hidrokso kompleksleri, su kompleksleri ve diğerleri). Örnek: K 2.
Tuzların formülleri kimyasal yapılarını yansıtır ve ayrıca molekülün niteliksel ve niceliksel bileşimini de gösterir.
Oksitler, tuzlar, bazlar, asitler, ilgili tabloda görülebilecek farklı çözünürlük yeteneklerine sahiptir.
Tuzların toplanma durumu hakkında konuşursak, onların tek biçimliliğine dikkat etmemiz gerekir. Yalnızca katı, kristal veya toz halinde bulunurlar. Renk aralığı oldukça çeşitlidir. Karmaşık tuzların çözeltileri genellikle parlak, doygun renklere sahiptir.
Orta tuz sınıfı için kimyasal etkileşimler
Bazlar, asitler ve tuzlarla benzer kimyasal özelliklere sahiptirler. Oksitler, daha önce incelediğimiz gibi, bu faktörde onlardan biraz farklıdır.
Toplamda orta tuzlar için 4 ana etkileşim türü ayırt edilebilir.
I. Asitlerle etkileşim (yalnızca ED açısından güçlü) başka bir tuz ve zayıf bir asit oluşumuyla:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II. Tuzlar ve çözünmeyen bazlar üreten çözünebilir hidroksitlerle reaksiyonlar:
CuSO4 + 2LiOH = 2LiS04 çözünür tuz + Cu(OH)2 çözünmeyen baz
III. Çözünmeyen bir tuz ve çözünür bir tuz oluşturmak için başka bir çözünür tuzla reaksiyon:
PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL
IV. EHRNM'de tuzu oluşturanın solunda bulunan metallerle reaksiyonlar. Bu durumda reaksiyona giren metalin normal koşullar altında suyla etkileşime girmemesi gerekir:
Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag
Bunlar orta tuzların karakteristiği olan ana etkileşim türleridir. Kompleks, bazik, çift ve asidik tuzların formülleri, sergilenen kimyasal özelliklerin özgüllüğü hakkında kendi adına konuşur.
Oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların formülleri, bu inorganik bileşik sınıflarının tüm temsilcilerinin kimyasal özünü yansıtır ve ayrıca maddenin adı ve fiziksel özellikleri hakkında bir fikir verir. Bu nedenle yazılarına özellikle dikkat edilmelidir. Genel olarak şaşırtıcı kimya bilimi bize çok çeşitli bileşikler sunmaktadır. Oksitler, bazlar, asitler, tuzlar; bunlar muazzam çeşitliliğin yalnızca bir kısmıdır.
Bazların ve amfoterik hidroksitlerin kimyasal özelliklerini tartışmadan önce, bunların ne olduğunu açıkça tanımlayalım.
1) Bazlar veya bazik hidroksitler, +1 veya +2 oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri içerir; formülleri MeOH veya Me(OH)2 olarak yazılır. Ancak istisnalar da var. Dolayısıyla Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 hidroksitleri baz değildir.
2) Amfoterik hidroksitler, +3, +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitlerin yanı sıra istisnalar olarak Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 hidroksitlerini içerir. +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitler USE görevlerinde bulunmaz, bu nedenle dikkate alınmayacaktır.
Bazların kimyasal özellikleri
Tüm gerekçeler ayrılmıştır:
Berilyum ve magnezyumun alkali toprak metalleri olmadığını hatırlayalım.
Alkaliler suda çözünebilmelerinin yanı sıra sulu çözeltilerde de çok iyi ayrışırlar, çözünmeyen bazlar ise düşük derecede ayrışma gösterirler.
Çözünürlük ve alkaliler ile çözünmeyen hidroksitler arasında ayrışma yeteneğindeki bu fark, kimyasal özelliklerinde gözle görülür farklılıklara yol açar. Bu nedenle, özellikle alkaliler kimyasal olarak daha aktif bileşiklerdir ve çoğu zaman çözünmeyen bazların giremediği reaksiyonlara girebilmektedirler.
Bazların asitlerle etkileşimi
Alkaliler kesinlikle tüm asitlerle, hatta çok zayıf ve çözünmeyenlerle bile reaksiyona girer. Örneğin:
Çözünmeyen bazlar hemen hemen tüm çözünür asitlerle reaksiyona girer, ancak çözünmeyen silisik asitle reaksiyona girmez:
Me(OH)2 formundaki genel formüle sahip hem güçlü hem de zayıf bazların, asit eksikliği olduğunda bazik tuzlar oluşturabileceğine dikkat edilmelidir, örneğin:
Asit oksitlerle etkileşim
Alkaliler tüm asidik oksitlerle reaksiyona girerek tuzlar ve çoğunlukla su oluşturur:
Çözünmeyen bazlar, stabil asitlere karşılık gelen tüm yüksek asit oksitlerle, örneğin P205, S03, N205, orta tuzların oluşumuyla reaksiyona girebilir:
Me(OH)2 tipi çözünmeyen bazlar, suyun varlığında karbondioksit ile reaksiyona girerek yalnızca bazik tuzlar oluşturur. Örneğin:
Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20
Olağanüstü inertliği nedeniyle yalnızca en güçlü bazlar olan alkaliler silikon dioksitle reaksiyona girer. Bu durumda normal tuzlar oluşur. Çözünmeyen bazlarla reaksiyon oluşmaz. Örneğin:
Bazların amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşimi
Tüm alkaliler amfoterik oksitler ve hidroksitlerle reaksiyona girer. Reaksiyon, bir amfoterik oksit veya hidroksitin katı bir alkali ile kaynaştırılmasıyla gerçekleştirilirse, bu reaksiyon, hidrojen içermeyen tuzların oluşumuna yol açar:
Alkalilerin sulu çözeltileri kullanılırsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:
Alüminyum durumunda, fazla miktarda konsantre alkalinin etkisi altında, Na tuzu yerine Na3 tuzu oluşur:
Bazların tuzlarla etkileşimi
Herhangi bir baz, herhangi bir tuzla yalnızca iki koşulun aynı anda karşılanması durumunda reaksiyona girer:
1) başlangıç bileşiklerinin çözünürlüğü;
2) reaksiyon ürünleri arasında çökelti veya gazın varlığı
Örneğin:
Substratların termal stabilitesi
Ca(OH)2 dışındaki tüm alkaliler ısıya dayanıklıdır ve ayrışmadan erir.
Tüm çözünmeyen bazlar ve ayrıca az çözünen Ca(OH)2, ısıtıldığında ayrışır. Kalsiyum hidroksitin en yüksek ayrışma sıcaklığı yaklaşık 1000 o C'dir:
Çözünmeyen hidroksitler çok daha düşük ayrışma sıcaklıklarına sahiptir. Örneğin, bakır (II) hidroksit zaten 70 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda ayrışır:
Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri
Amfoterik hidroksitlerin asitlerle etkileşimi
Amfoterik hidroksitler güçlü asitlerle reaksiyona girer:
+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani. Me(OH)3 tipi, bu tür reaksiyonlar sonucunda oluşabilecek tuzların geri dönüşümsüz hidrolize maruz kalması nedeniyle H 2 S, H 2 SO 3 ve H 2 CO 3 gibi asitlerle reaksiyona girmez. orijinal amfoterik hidroksit ve karşılık gelen asit:
Amfoterik hidroksitlerin asit oksitlerle etkileşimi
Amfoterik hidroksitler, stabil asitlere (S03, P205, N205) karşılık gelen daha yüksek oksitlerle reaksiyona girer:
+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani. Me(OH) 3 tipi, asidik oksitler SO2 ve CO2 ile reaksiyona girmez.
Amfoterik hidroksitlerin bazlarla etkileşimi
Bazlardan amfoterik hidroksitler yalnızca alkalilerle reaksiyona girer. Bu durumda, sulu bir alkali çözeltisi kullanılırsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:
Amfoterik hidroksitler katı alkalilerle birleştirildiğinde susuz analogları elde edilir:
Amfoterik hidroksitlerin bazik oksitlerle etkileşimi
Amfoterik hidroksitler, alkali ve alkalin toprak metallerin oksitleri ile birleştirildiğinde reaksiyona girer:
Amfoterik hidroksitlerin termal ayrışması
Tüm amfoterik hidroksitler suda çözünmez ve herhangi bir çözünmeyen hidroksit gibi ısıtıldığında karşılık gelen oksit ve suya ayrışır.
Karmaşık inorganik madde sınıflarından biri bazlardır. Bunlar, diğer maddelerle etkileşime girdiğinde ayrılabilen metal atomları ve bir hidroksil grubu içeren bileşiklerdir.
Yapı
Bazlar bir veya daha fazla hidrokso grubu içerebilir. Bazların genel formülü Me(OH)x'tir. Her zaman bir metal atomu vardır ve hidroksil gruplarının sayısı metalin değerliğine bağlıdır. Bu durumda OH grubunun değerliği her zaman I'dir. Örneğin NaOH bileşiğinde sodyumun değerliği I'dir, dolayısıyla bir hidroksil grubu vardır. Mg(OH)2 bazında magnezyumun değerliği II, Al(OH)3'ün değeri III'tür.
Değişken değerlikli metallere sahip bileşiklerde hidroksil gruplarının sayısı değişebilir. Örneğin Fe(OH)2 ve Fe(OH)3. Bu gibi durumlarda, değerlik, demir (II) hidroksit, demir (III) hidroksit adından sonra parantez içinde gösterilir.
Fiziksel özellikler
Bazın özellikleri ve aktivitesi metale bağlıdır. Bazların çoğu kokusuz, beyaz katılardır. Ancak bazı metaller maddeye karakteristik bir renk verir. Örneğin CuOH sarı, Ni(OH)2 açık yeşil, Fe(OH)3 kırmızı-kahverengidir.
Pirinç. 1. Katı haldeki alkaliler.
Türler
Bazlar iki kritere göre sınıflandırılır:
- OH gruplarının sayısına göre- tek asitli ve çoklu asit;
- sudaki çözünürlük ile- alkaliler (çözünür) ve çözünmez.
Alkaliler alkali metallerden oluşur - lityum (Li), sodyum (Na), potasyum (K), rubidyum (Rb) ve sezyum (Cs). Ayrıca alkali oluşturan aktif metaller arasında alkali toprak metalleri (kalsiyum (Ca), stronsiyum (Sr) ve baryum (Ba) yer alır.
Bu unsurlar aşağıdaki temelleri oluşturur:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH)2;
- Sr(OH)2;
- Ba(OH)2.
Diğer tüm bazlar, örneğin Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, çözünmez olarak sınıflandırılır.
Başka bir deyişle alkalilere güçlü bazlar, çözünmeyen alkalilere ise zayıf bazlar denir. Elektrolitik ayrışma sırasında alkaliler hızla bir hidroksil grubundan vazgeçer ve diğer maddelerle daha hızlı reaksiyona girer. Çözünmeyen veya zayıf bazlar daha az aktiftir çünkü hidroksil grubu bağışlamayın.
Pirinç. 2. Bazların sınıflandırılması.
Amfoterik hidroksitler inorganik maddelerin sistematizasyonunda özel bir yere sahiptir. Hem asitlerle hem de bazlarla etkileşime girerler; Koşullara bağlı olarak alkali veya asit gibi davranırlar. Bunlar Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 ve diğer bazları içerir.
Fiş
Bazlar çeşitli yollarla elde edilir. En basiti metalin su ile etkileşimidir:
Ba + 2H20 → Ba(OH)2 + H2.
Alkaliler, oksidin suyla reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:
Na20 + H20 → 2NaOH.
Çözünmeyen bazlar, alkalilerin tuzlarla etkileşimi sonucu elde edilir:
CuS04 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2S04.
Kimyasal özellikler
Bazların ana kimyasal özellikleri tabloda açıklanmıştır.
|
Tepkiler |
Ne oluşur |
Örnekler |
|
Asitlerle |
Tuz ve su. Çözünmeyen bazlar yalnızca çözünür asitlerle reaksiyona girer |
Cu(OH)2 ↓ + H2S04 → CuS04 +2H2O |
|
Yüksek sıcaklıkta ayrışma |
Metal oksit ve su |
2Fe(OH)3 → Fe203 + 3H20 |
|
Asit oksitlerle (alkaliler reaksiyona girer) |
NaOH + C02 → NaHCO3 |
|
|
Metal olmayanlarla (alkaliler girer) |
Tuz ve hidrojen |
2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2 |
|
Tuzlarla değişim |
Hidroksit ve tuz |
Ba(OH)2 + Na2S04 → 2NaOH + BaS04 ↓ |
|
Bazı metallerle alkaliler |
Karmaşık tuz ve hidrojen |
2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2 |
Göstergeyi kullanarak bazın sınıfını belirlemek için bir test yapılır. Bir bazla etkileşime girdiğinde turnusol maviye, fenolftalein kırmızıya ve metil turuncusu sarıya döner.
Pirinç. 3. Göstergelerin bazlara reaksiyonu.
Ne öğrendik?
8.sınıf kimya dersinde bazların özelliklerini, sınıflandırılmasını ve diğer maddelerle etkileşimlerini öğrendik. Bazlar bir metal ve bir hidroksil grubu OH'den oluşan karmaşık maddelerdir. Çözünür veya alkali ve çözünmez olarak ayrılırlar. Alkaliler diğer maddelerle hızlı reaksiyona giren daha agresif bazlardır. Bazlar, bir metal veya metal oksidin suyla reaksiyona sokulmasının yanı sıra bir tuz ve bir alkalinin reaksiyonuyla elde edilir. Bazlar asitler, oksitler, tuzlar, metaller ve metal olmayanlarla reaksiyona girer ve ayrıca yüksek sıcaklıklarda ayrışır.
Konuyla ilgili deneme
Raporun değerlendirilmesi
Ortalama derecelendirme: 4.5. Alınan toplam puan: 135.
Yazıyı okuduktan sonra maddeleri tuzlara, asitlere ve bazlara ayırabileceksiniz. Makalede bir çözeltinin pH'ının ne olduğu ve asitlerin ve bazların hangi genel özelliklere sahip olduğu açıklanmaktadır.
Metaller ve ametaller gibi asitler ve bazlar da maddelerin benzer özelliklere göre bölünmesidir. Asit ve bazlarla ilgili ilk teori İsveçli bilim adamı Arrhenius'a aitti. Arrhenius'a göre asit, suyla reaksiyona girdiğinde ayrışan (çürüyen), H + hidrojen katyonunu oluşturan bir madde sınıfıdır. Sulu çözeltideki Arrhenius bazları OH - anyonlarını oluşturur. Bir sonraki teori 1923'te bilim adamları Bronsted ve Lowry tarafından önerildi. Brønsted-Lowry teorisi asitleri bir reaksiyonda proton verebilen maddeler olarak tanımlar (bir hidrojen katyonuna reaksiyonlarda proton denir). Buna göre bazlar, bir reaksiyonda proton kabul edebilen maddelerdir. Şu anda geçerli olan teori Lewis teorisidir.
Lewis teorisi asitleri, elektron çiftlerini kabul edebilen ve böylece Lewis katkı maddeleri oluşturabilen moleküller veya iyonlar olarak tanımlar (bir katkı maddesi, iki reaktanın yan ürün oluşturmadan birleştirilmesiyle oluşturulan bir bileşiktir).
İnorganik kimyada, kural olarak asit ile Bronsted-Lowry asidini, yani proton verebilen maddeleri kastediyoruz. Eğer bir Lewis asidinin tanımını kastediyorlarsa, o zaman metinde böyle bir asit Lewis asidi olarak adlandırılır. Bu kurallar asitler ve bazlar için geçerlidir.
Ayrışma
Ayrışma, bir maddenin çözeltilerde veya eriyiklerde iyonlara ayrışması işlemidir. Örneğin hidroklorik asidin ayrışması, HCl'nin H + ve Cl -'ye ayrışmasıdır.
Asit ve bazların özellikleri
Bazlar dokunulduğunda sabunsu bir his verirken, asitler genellikle ekşi bir tada sahiptir.
Bir baz birçok katyonla reaksiyona girdiğinde bir çökelti oluşur. Bir asit anyonlarla reaksiyona girdiğinde genellikle bir gaz açığa çıkar.
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Yaygın olarak kullanılan bazlar:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Güçlü ve zayıf asitler ve bazlar
Güçlü asitler
Suda tamamen ayrışan bu tür asitler, hidrojen katyonları H + ve anyonlar üretir.
Güçlü bir asit örneği hidroklorik asit HC1'dir:
HCl (çözelti) + H20 (l) → H3O + (çözelti) + Cl - (çözelti)
Güçlü asit örnekleri: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
- Güçlü asitlerin listesi
- HCl - hidroklorik asit
- HBr - hidrojen bromür
- HI - hidrojen iyodür
- HNO 3 - nitrik asit
- HClO 4 - perklorik asit
H 2 SO 4 - sülfürik asit
Zayıf asitler
Suda yalnızca kısmen çözünmüş, örneğin HF:
= < 0,01M для вещества 0,1М
HF (çözelti) + H2O (l) → H3O + (çözelti) + F - (çözelti) - böyle bir reaksiyonda asidin% 90'ından fazlası ayrışmaz:
Çözeltilerin iletkenliği ölçülerek güçlü ve zayıf asitler ayırt edilebilir: iletkenlik iyon sayısına bağlıdır, asit ne kadar güçlü olursa, o kadar ayrışır, dolayısıyla asit ne kadar güçlü olursa iletkenlik de o kadar yüksek olur.
- Zayıf asitlerin listesi
- HF hidrojen florür
- H3PO4 fosforik
- H 2 SO 3 kükürtlü
- H 2 S hidrojen sülfür
- H 2 CO 3 kömür
H 2 SiO 3 silikon
Güçlü zeminler
Güçlü bazlar suda tamamen ayrışır:
NaOH (çözelti) + H20 ↔ NH4
Güçlü bazlar, birinci (alkaliler, alkali metaller) ve ikinci (alkalinotherrenler, alkalin toprak metalleri) grupların metal hidroksitlerini içerir.
- Güçlü bazların listesi
- NaOH sodyum hidroksit (kostik soda)
- KOH potasyum hidroksit (kostik potas)
- LiOH lityum hidroksit
- Ba(OH)2 baryum hidroksit
Ca(OH)2 kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç)
Zayıf temeller
Suyun varlığında tersinir bir reaksiyonda OH - iyonları oluşturur:
NH3 (çözelti) + H20 ↔ NH + 4 (çözelti) + OH - (çözelti)
Zayıf bazların çoğu anyonlardır:
F - (çözelti) + H2O ↔ HF (çözelti) + OH - (çözelti)
- Zayıf bazların listesi
- Mg(OH)2 magnezyum hidroksit
- Fe(OH) 2 demir(II) hidroksit
- Zn(OH) 2 çinko hidroksit
- NH4OH amonyum hidroksit
Fe(OH)3 demir(III) hidroksit
Asit ve bazların reaksiyonları
Kuvvetli asit ve kuvvetli baz
Bu reaksiyona nötrleştirme denir: reaktif miktarı asit ve bazı tamamen ayırmak için yeterli olduğunda ortaya çıkan çözelti nötr olacaktır.
Örnek:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Zayıf baz ve zayıf asit
Genel reaksiyon türü:
Zayıf baz (çözelti) + H 2 O ↔ Zayıf asit (çözelti) + OH - (çözelti)
Güçlü baz ve zayıf asit
HX (çözelti) + OH - (çözelti) ↔ H2O + X - (çözelti)
Kuvvetli asit ve zayıf baz
Asit tamamen ayrışır, baz tamamen ayrışmaz:
Suyun ayrışması
Ayrışma, bir maddenin bileşen moleküllerine parçalanmasıdır. Bir asit veya bazın özellikleri sudaki dengeye bağlıdır:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (çözelti) + OH - (çözelti)
K c = / 2
Suyun t=25°'deki denge sabiti: K c = 1,83⋅10 -6, aşağıdaki eşitlik de geçerlidir: = 10 -14, buna suyun ayrışma sabiti denir. Saf su için = = 10 -7, dolayısıyla -lg = 7,0.
Bu değere (-lg) pH – hidrojen potansiyeli denir. Eğer pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, o zaman maddenin temel özellikleri vardır.
pH'ı belirleme yöntemleri
Enstrümantal yöntem
Özel bir cihaz olan pH metre, bir çözeltideki proton konsantrasyonunu elektrik sinyaline dönüştüren bir cihazdır.
Göstergeler
Çözeltinin asitliğine bağlı olarak belirli bir pH aralığında renk değiştiren bir madde; birkaç gösterge kullanarak oldukça doğru bir sonuç elde edebilirsiniz.
Tuz
Tuz, H+ dışında bir katyon ve O2- dışında bir anyonun oluşturduğu iyonik bir bileşiktir.
Zayıf bir sulu çözeltide tuzlar tamamen ayrışır. Bir tuz çözeltisinin asit-baz özelliklerini belirlemek
Çözeltide hangi iyonların mevcut olduğunu belirlemek ve özelliklerini dikkate almak gerekir: Güçlü asitlerden ve bazlardan oluşan nötr iyonlar pH'ı etkilemez: suda H + veya OH - iyonlarını serbest bırakmazlar. Örneğin Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Zayıf asitlerden oluşan anyonlar alkalin özellikler gösterir (F-, CH3COO-, CO2-3); alkalin özelliklere sahip katyonlar mevcut değildir.
Birinci ve ikinci grupların metalleri dışındaki tüm katyonlar asidik özelliklere sahiptir.
Tampon çözümü
- Az miktarda kuvvetli asit veya kuvvetli baz eklendiğinde pH'ı koruyan çözeltiler esas olarak aşağıdakilerden oluşur:
- Zayıf bir asit, ona karşılık gelen tuz ve zayıf bir bazın karışımı
Zayıf baz, karşılık gelen tuz ve güçlü asit
- Belirli bir asitliğe sahip bir tampon çözeltisi hazırlamak için, aşağıdakileri dikkate alarak zayıf bir asit veya bazın uygun tuzla karıştırılması gerekir:
- Tampon çözeltinin etkili olacağı pH aralığı
- Çözelti kapasitesi - çözeltinin pH'ını etkilemeden eklenebilecek güçlü asit veya güçlü baz miktarı
Çözeltinin bileşimini değiştirebilecek istenmeyen reaksiyonlar olmamalıdır.
Test:
1. Baz + asit tuzu + su 
KOH + HC1
2. Baz + asit oksit 
tuz + su
2KOH + SO2 
K 2 SO 3 + H 2 O.
3. Alkali + amfoterik oksit/hidroksit 
tuz + su
2NaOH (tv) + Al 2 O 3 
2NaAlO2 + H20;
NaOH (katı) + Al(OH)3 
NaAlO2 + 2H20.
Bir baz ile tuz arasındaki değişim reaksiyonu yalnızca çözeltide (hem baz hem de tuz çözünür olmalıdır) ve yalnızca ürünlerden en az birinin çökelti veya zayıf bir elektrolit (NH4OH, H2O) olması durumunda meydana gelir.
Ba(OH)2 + Na2S04 
BaSO4 
+ 2NaOH;
Ba(OH)2 + NH4Cl 
BaCl2 + NH4OH.
LiOH hariç yalnızca alkali metal bazlar ısıya dayanıklıdır
Ca(OH)2 
CaO + H20;
NaOH 
;
NH4OH 
NH3 + H20.
2NaOH (ler) + Zn 
Na2ZnO2+H2.
ASİTLER
Asitler TED'in konumundan, H + hidrojen iyonunu oluşturmak için çözeltilerde ayrışan karmaşık maddelere denir.
Asitlerin sınıflandırılması
1. Sulu bir çözeltide elimine edilebilen hidrojen atomlarının sayısına göre asitler ikiye ayrılır tek bazlı(HF, HNO2), dibazik(H2C03, H2S04), tribazik(H3PO4).
2. Asidin bileşimine göre ikiye ayrılırlar: oksijensiz(HCl, H2S) ve oksijen içeren(HClO4, HNO3).
3. Asitlerin sulu çözeltilerde ayrışma yeteneklerine göre ikiye ayrılırlar: zayıf Ve güçlü. Sulu çözeltilerdeki güçlü asit molekülleri tamamen iyonlara ayrışır ve bunların ayrışması geri döndürülemez.
Örneğin, HCl 
H++ Cl-;
H2SO4 
H++HSO 
.
Zayıf asitler geri dönüşümlü olarak ayrışır; sulu çözeltilerdeki molekülleri kısmen iyonlara ve polibazik olanlara kademeli olarak parçalanır.
CH3COOH 
CH3COO- + H+;
1) H2S 
HS - + H + , 2) HS - 
H++S2-.
Bir asit molekülünün bir veya daha fazla H+ hidrojen iyonu içermeyen kısmına denir. asit kalıntısı. Bir asit kalıntısının yükü her zaman negatiftir ve asit molekülünden uzaklaştırılan H+ iyonlarının sayısına göre belirlenir. Örneğin ortofosforik asit H3PO4 üç asidik kalıntı oluşturabilir: H2PO 
- dihidrojen fosfat iyonu, HPO 
- hidrojen fosfat iyonu, PO 
- fosfat iyonu.
Oksijensiz asitlerin isimleri, asit oluşturan elementin Rusça adının köküne (veya bir grup atomun adına, örneğin CN - - camgöbeği) - hidrojen: HCl - eklenerek oluşturulur. hidroklorik asit (hidroklorik asit), H2S - hidrosülfit asit, HCN - hidrosiyanik asit (hidrosiyanik asit).
Oksijen içeren asitlerin isimleri de asit oluşturan elementin Rusça adından "asit" kelimesinin eklenmesiyle oluşturulmuştur. Bu durumda elementin en yüksek oksidasyon durumunda olduğu asidin adı “... ova” veya “... ova” ile biter, örneğin H 2 SO 4 sülfürik asittir, H 3 AsO 4 arsenik asittir. Asit oluşturan elementin oksidasyon durumunda bir azalma ile uçlar aşağıdaki sırayla değişir: "...hayır"(HClO 4 – perklorik asit), "...işte"(HClO3 – perklorik asit), "...yorgun"(HClO2 – klorlu asit), "...yumurta"(HClO hipokloröz asittir). Bir element yalnızca iki oksidasyon durumundayken asitler oluşturuyorsa, o zaman elementin en düşük oksidasyon durumuna karşılık gelen asitin adı "... saf" sonunu alır (HNO 3 - nitrik asit, HNO 2 - nitröz asit) .
Aynı asidik oksit (örneğin, P205), molekülde belirli bir elementin bir atomunu içeren birkaç asit (örneğin, HPO3 ve H3P04) karşılık gelebilir. Bu gibi durumlarda molekülde en az sayıda oksijen atomu içeren asitin adına “meta...”, oksijen atomu sayısı en az olan asitin adına ise “orto...” öneki eklenir. moleküldeki en fazla oksijen atomu sayısı (HPO3 - metafosforik asit, H3P04 - ortofosforik asit).
Bir asit molekülü, asit oluşturan bir elementin birkaç atomunu içeriyorsa, ismine bir sayısal önek eklenir, örneğin H4P2O7 - iki fosforik asit, H 2 B 4 O 7 – dört borik asit.
H 2 SO 5 H 2 S 2 Ö 8
S H – Ö – S –O – Ö – S – Ö - H
H-O-O 
O O O
Peroksosülfürik asit Peroksosülfürik asit
Asitlerin kimyasal özellikleri
HF + KOH 
KF + H2O.
H2SO4 + CuO 
CuS04 + H20.
2HCl + BeO 
BeCl2 + H20.
Asitler, tuz çözeltileriyle etkileşime girerse, bu durum asitlerde çözünmeyen bir tuzun veya orijinal asitle karşılaştırıldığında daha zayıf (uçucu) bir asitin oluşmasıyla sonuçlanır.
H2SO4 + BaCl2 
BaSO4 
+2HCl;
2HNO3 + Na2CO3 
2NaNO3 + H2O + CO2 
.
H2C03 
H2O + CO2.
H 2 SO 4 (seyreltilmiş) + Fe 
FeS04 + H2;
HCl + Cu 
.
Şekil 2 asitlerin metallerle etkileşimini göstermektedir.
ASİT - OKSİTLEYİCİ
H 2'den sonra voltaj serisindeki metal
+
tepki yok
N 2'ye kadar voltaj aralığında metal
+ 
metal tuzu + H2 
minimum dereceye kadar
H 2 SO 4 konsantre
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
oksidasyon (b.o.)+
tepki yok
/Mq/Zn
koşullara bağlı olarak
Maksimum s.o.'da metal sülfat
+
+ +
Metal (diğerleri)
+
+
+
HNO 3 konsantresi
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
tepki yok
Alkali/alkali toprak metal
Maksimum d.o.'da metal nitrat
Metal (diğerleri; ısıtıldığında Al, Cr, Fe, Co, Ni)
+
HNO 3 seyreltilmiş
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
tepki yok
Alkali/alkali toprak metal
NH3 (NH4NO3)
Nitrat metali
la in max s.o.
+ 
+
Metal (geri kalan kısım N 2'ye kadar)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
koşullara bağlı olarak
+
Metal (H2'den sonraki gerilim serisinin geri kalanı)
Şekil 2. ASİTLERİN METALLERLE ETKİLEŞİMİ
TUZ
Tuzlar – Bunlar, hidrojen iyonları hariç pozitif yüklü iyonlar (katyonlar - bazik kalıntılar) ve hidroksit iyonları dışında negatif yüklü iyonlar (anyonlar - asidik kalıntılar) oluşturmak üzere çözeltilerde ayrışan karmaşık maddelerdir.