Підстави (гідрокси)- Складні речовини, молекули яких у своєму складі мають одну або кілька гідрокси-груп OH. Найчастіше основи складаються з атома металу та групи OH. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію та ін.
Існує основа - гідроксид амонію, в якому гідрокси-група приєднана не до металу, а до іону NH 4 + (катіону амонію). Гідроксид амонію утворюється при розчиненні аміаку у воді (реакції приєднання води до аміаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гідроксід амонію).
Валентність гірокси-групи – 1. Число гідроксильних груп у молекулі основи залежить від валентності металу та дорівнює їй. Наприклад, NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 і т.д.
Усі підстави –тверді речовини, які мають різне забарвлення. Деякі основи добре розчиняються у воді (NaOH, KOH та ін.). Однак більшість із них у воді не розчиняються.
Розчинні у воді основи називаються лугами.Розчини лугів «мильні», слизькі на дотик і досить їдкі. До луг відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 та ін.). Інші є нерозчинними.
Нерозчинні основи- це амфотерні гідроксиди, які при взаємодії з кислотами виступають як основи, а з лугом поводяться як кислоти.
Різні основи відрізняються різною здатністю відщеплювати гідрокси-групи, тому вони діляться на сильні і слабкі основи.
Сильні основи у водних розчинах легко віддають свої гідрокси-групи, а слабкі – ні.
Хімічні властивості основ
Хімічні властивості основ характеризуються ставленням їх до кислот, ангідридів кислот та солей.
1. Діють на індикатори. Індикатори змінюють своє фарбування залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах – вони мають одне забарвлення, у розчинах кислот – інше. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.
2. Взаємодіють з кислотними оксидами зутворенням солі та води:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступають у реакцію з кислотами,утворюючи сіль та воду. Реакція взаємодії основи з кислотою називається реакцією нейтралізації, оскільки після її закінчення середовище стає нейтральним:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагують із солями,утворюючи нові сіль та основу:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Здатні при нагріванні розкладатися на воду та основний оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Залишились питання? Бажаєте знати більше про підстави?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!
сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.
3. Гідроксиди
Серед багатоелементних сполук важливу групу складають гідроксиди. Деякі з них виявляють властивості основ (основні гідроксиди). NaOH , Ba (OH ) 2 тощо; інші виявляють властивості кислот (кислотні гідроксиди). HNO 3 , H 3 PO 4 та інші. Існують і амфотерні гідроксиди, здатні залежно від умов виявляти як властивості основ, так і властивості кислот. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 і т.п.
3.1. Класифікація, отримання та властивості основ
Підставами (основними гідроксидами) з позиції теорії електролітичної дисоціації є речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ВІН - .
За сучасною номенклатурою їх прийнято називати гідроксидами елементів із зазначенням, якщо необхідно, валентності елемента (римськими цифрами у дужках): КОН – гідроксид калію, гідроксид натрію NaOH , гідроксид кальцію Ca (OH ) 2 , гідроксид хрому ( II) - Cr (OH ) 2 , гідроксид хрому ( III ) - Cr (OH ) 3 .
Гідроксиди металів прийнято ділити на дві групи: розчинні у воді(утворені лужними та лужноземельними металами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba і тому звані лугами) і нерозчинні у воді. Основна відмінність між ними полягає в тому, що концентрація іонів ВІН - в розчинах лугів досить висока, для нерозчинних підстав вона визначається розчинністю речовини і зазвичай дуже мала. Тим не менш, невеликі рівноважні концентрації іона ВІН - навіть у розчинах нерозчинних основ визначають властивості цього класу сполук.
За кількістю гідроксильних груп (кислотність) , здатних заміщатися на кислотний залишок, розрізняють:
Однокислотні основи - KOH, NaOH;
Двокислотні основи - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
Трикислотні основи - Al(OH)3, Fe(OH)3.
Отримання підстав
1. Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
У подібних випадках для одержання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні оксиди не розчиняються:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гідроксиди срібла, ртуті настільки легко розпадаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Луги в техніці зазвичай отримують електроліз водних розчинів хлоридів:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(Сумарна реакція електролізу)
Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H2O = Sr(OH)2.
Хімічні властивості основ
1. Усі нерозчинні у воді основи при нагріванні розкладаються з утворенням оксидів:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Найбільш характерною реакцією основ є їх взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації. У неї вступають як луги, так і нерозчинні основи:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Луги взаємодіють з кислотними та з амфотерними оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Підстави можуть вступати у реакцію з кислими солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необхідно особливо наголосити на здатності розчинів лугів реагувати з деякими неметалами (галогенами, сіркою, білим фосфором, кремнієм):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоді),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагріванні),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
6. Крім того, концентровані розчини лугів при нагріванні здатні розчиняти також і деякі метали (ті, сполуки яких мають амфотерні властивості):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.
Розчини лугів мають рН> 7 (лужне середовище), змінюють забарвлення індикаторів (лакмус - синє, фенолфталеїн - фіолетове).
М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна
Підстави – складні речовини, які складаються з катіону металу Ме + (або металоподібного катіону, наприклад, іону амонію NH 4 +) та гідроксид-аніону ВІН - .
За розчинністю у воді основи ділять на розчинні (луги) і нерозчинні основи . Також є нестійкі підстави, які мимоволі розкладаються.
Отримання підстав
1. Взаємодія основних оксидів із водою. При цьому з водою реагують у звичайних умовах лише ті оксиди, яким відповідає розчинна основа (луг).Тобто. у такий спосіб можна отримати тільки луги:
основний оксид + вода = основа
Наприклад , оксид натріюу воді утворює гідроксид натрію(їдкий натр):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
При цьому про ксид міді (II)з водою не реагує:
CuO + H 2 O ≠
2. Взаємодія металів із водою. При цьому з водою реагуютьу звичайних умовахтільки лужні метали(літій, натрій, калій. рубідій, цезій), кальцій, стронцій та барій.При цьому протікає окислювально-відновна реакція, окислювач виступає водень, відновником є метал.
метал + вода = луг + водень
Наприклад, калійреагує з водою дуже бурхливо:
2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0
3. Електроліз розчинів деяких солей лужних металів. Як правило, для отримання лугів електроліз піддають розчини солей, утворених лужними або лужноземельними металами та безкилородними кислотами (крім плавикової) – хлоридами, бромідами, сульфідами та ін. Докладніше це питання розглянуто у статті .
Наприклад , електроліз хлориду натрію:
2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2
4. Підстави утворюються при взаємодії інших лугів із солями. При цьому взаємодіють тільки розчинні речовини, а в продуктах повинна утворитися нерозчинна сіль або нерозчинна основа:
або
луг + сіль 1 = сіль 2 ↓ + луг
Наприклад: карбонат калію реагує в розчині з гідроксидом кальцію:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH
Наприклад: хлорид міді (II) взаємодіє у розчині з гідроксидом натрію. При цьому випадає блакитний осад гідроксиду міді (II):
CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl
Хімічні властивості нерозчинних основ
1. Нерозчинні основи взаємодіють із сильними кислотами та їх оксидами (і деякими середніми кислотами). При цьому утворюються сіль та вода.
нерозчинна основа + кислота = сіль + вода
нерозчинна основа + кислотний оксид = сіль + вода
Наприклад ,гідроксид міді (II) взаємодіє із сильною соляною кислотою:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
При цьому гідроксид міді (II) не взаємодіє із кислотним оксидом. слабкоювугільної кислоти – вуглекислим газом:
Cu(OH) 2 + CO 2 ≠
2. Нерозчинні основи розкладаються при нагріванні на оксид та воду.
Наприклад, гідроксид заліза (III) розкладається на оксид заліза (III) та воду при прожарюванні:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
3. Нерозчинні основи не взаємодіютьз амфотерними оксидами та гідроксидами.
нерозчинне заснування + амфотерний оксид ≠
нерозчинна основа + амфотерний гідроксид ≠
4. Деякі нерозчинні підстави можуть виступати яквідновлювачів. Відновниками є основи, утворені металами з мінімальноїабо проміжним ступенем окислення, які можуть підвищити свій ступінь окислення (гідроксід заліза (II), гідроксид хрому (II) та ін.).
Наприклад, гідроксид заліза (II) можна окислити киснем повітря у присутності води до гідроксиду заліза (III):
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3
Хімічні властивості лугів
1. Луги взаємодіють із будь-якими кислотами - і сильними, і слабкими . При цьому утворюються середня сіль та вода. Ці реакції називаються реакціями нейтралізації. Можлива і освіта кислої солі, якщо кислота багатоосновна, при певному співвідношенні реагентів, або надлишку кислоти. У надлишку лугиутворюється середня сіль та вода:
луг (надлишок) + кислота = середня сіль + вода
луг + багатоосновна кислота (надлишок) = кисла сіль + вода
Наприклад , гідроксид натрію при взаємодії з триосновною фосфорною кислотою може утворювати 3 типи солей: дигідрофосфати, фосфатиабо гідрофосфати.
При цьому дигідрофосфати утворюються в надлишку кислоти або при мольному співвідношенні (співвідношенні кількостей речовин) реагентів 1:1.
NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O
При мольному співвідношенні кількості лугу та кислоти 2:1 утворюються гідрофосфати:
2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O
У надлишку лугу, або при мольному співвідношенні кількості лугу та кислоти 3:1 утворюється фосфат лужного металу.
3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Луги взаємодіють замфотерними оксидами та гідроксидами. При цьому у розплаві утворюються звичайні солі , а у розчині – комплексні солі .
луг (розплав) + амфотерний оксид = середня сіль + вода
луг (розплав) + амфотерний гідроксид = середня сіль + вода
луг (розчин) + амфотерний оксид = комплексна сіль
луг (розчин) + амфотерний гідроксид = комплексна сіль
Наприклад , при взаємодії гідроксиду алюмінію з гідроксидом натрію у розплаві утворюється алюмінат натрію. Більше кислотний гідроксид утворює кислотний залишок:
NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O
А у розчині утворюється комплексна сіль:
NaOH + Al(OH) 3 = Na
Зверніть увагу, як складається формула комплексної солі:спочатку ми вибираємо центральний атом (дояк правило, це метал із амфотерного гідроксиду).Потім дописуємо до нього ліганди- У нашому випадку це гідроксид-іони. Число лігандів, зазвичай, вдвічі більше, ніж ступінь окислення центрального атома. Але комплекс алюмінію - виняток, у нього число лігандів найчастіше дорівнює 4. Укладаємо отриманий фрагмент у квадранні дужки - це комплексний іон. Визначаємо його заряд і зовні дописуємо потрібну кількість катіонів чи аніонів.
3. Луги взаємодіють із кислотними оксидами. При цьому можлива освіта кислийабо середньої солі, Залежно від мольного співвідношення луги та кислотного оксиду. У надлишку лугу утворюється середня сіль, а в надлишку кислотного оксиду утворюється кисла сіль:
луг (надлишок) + кислотний оксид = середня сіль + вода
або:
луг + кислотний оксид (надлишок) = кисла сіль
Наприклад , при взаємодії надлишку гідроксиду натріюз вуглекислим газом утворюється карбонат натрію та вода:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
А при взаємодії надлишку вуглекислого газуз гідроксидом натрію утворюється тільки гідрокарбонат натрію:
2NaOH + CO 2 = NaHCO 3
4. Луги взаємодіють із солями. Луги реагують тільки з розчинними солямиу розчині, за умови, що у продуктах утворюється газ чи осад . Такі реакції протікають за механізмом іонного обміну.
луг + розчинна сіль = сіль + відповідний гідроксид
Луги взаємодіють із розчинами солей металів, яким відповідають нерозчинні або нестійкі гідроксиди.
Наприклад, гідроксид натрію взаємодіє з сульфатом міді в розчині:
Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-
Також луги взаємодіють із розчинами солей амонію.
Наприклад , гідроксид калію взаємодіє з розчином нітрату амонію:
NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O
! При взаємодії солей амфотерних металів із надлишком лугу утворюється комплексна сіль!
Давайте розглянемо це питання докладніше. Якщо сіль, утворена металом, якому відповідає амфотерний гідроксид , взаємодіє з невеликою кількістю лугу, то протікає звичайна обмінна реакція, і осад випадаєгідроксид цього металу .
Наприклад , надлишок сульфату цинку реагує в розчині з гідроксидом калію:
ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
Проте, у цій реакції утворюється не основа, а мфотерний гідроксид. А, як ми вже вказували вище, амфотерні гідроксиди розчиняються в надлишку лугів з утворенням комплексних солей . Т яким чином, при взаємодії сульфату цинку з надлишком розчину лугиутворюється комплексна сіль, осад не випадає:
ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4
Таким чином, отримуємо 2 схеми взаємодії солей металів, яким відповідають амфотерні гідроксиди, з лугами:
сіль амф.металу (надлишок) + луг = амфотерний гідроксид↓ + сіль
сіль амф.металла + луг (надлишок) = комплексна сіль + сіль
5. Луги взаємодіють із кислими солями.При цьому утворюються середні солі або менш кислі солі.
кисла сіль + луг = середня сіль + вода
Наприклад , гідросульфіт калію реагує з гідроксидом калію з утворенням сульфіту калію та води:
KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O
Властивості кислих солей дуже зручно визначати, розбиваючи подумки кислу сіль на 2 речовини - кислоту та сіль. Наприклад, гідрокарбонту натрію NaHCO 3 ми розбиваємо на вольну кислоту H 2 CO 3 і карбонат натрію Na 2 CO 3 . Властивості гідрокарбонату значною мірою визначаються властивостями вугільної кислоти та властивостями карбонату натрію.
6. Луги взаємодіють з металами в розчині та розплаві. При цьому протікає окислювально-відновна реакція, у розчині утворюється комплексна сільі водень, у розплаві - середня сільі водень.
Зверніть увагу! З лугами в розчині реагують ті метали, у яких оксид з мінімальним позитивним ступенем окислення металу амфотерний!
Наприклад , залізоне реагує з розчином лугу, оксид заліза (II) - основний. А алюмінійрозчиняється у водному розчині лугу, оксид алюмінію - амфотерний:
2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0
7. Луги взаємодіють із неметалами. При цьому протікають окисно-відновні реакції. Як правило, неметали диспропорціонують у лугах. Чи не реагуютьз лугами кисень, водень, азот, вуглець та інертні гази (гелій, неон, аргон та ін.):
NaOH +О 2 ≠
NaOH +N 2 ≠
NaOH +C ≠
Сірка, хлор, бром, йод, фосфорта інші неметали диспропорціонуютьв лугах (тобто самоокислюються-самовосновлюються).
Наприклад, хлорпри взаємодії з холодною лугомпереходить у ступені окислення -1 та +1:
2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O
Хлорпри взаємодії з гарячим лугомпереходить у ступені окислення -1 та +5:
6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O
Кремнійокислюється лугами до ступеня окиснення +4.
Наприклад, у розчині:
2NaOH +Si 0 + H 2 + O = NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0
Фтор окислює луги:
2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O
Докладніше про ці реакції можна прочитати у статті.
8. Луги не розкладаються під час нагрівання.
Виняток - гідроксид літію:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O
Загальні властивості основ обумовлені наявністю в їх розчинах іона ВІН - , що створює в розчині лужне середовище (фенолфталеїн забарвлюється малиновий колір, метилоранж - жовтий, лакмус - синій).
1. Хімічні властивості лугів:
1) взаємодія з кислотними оксидами:
2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;
2) реакція з кислотами (реакція нейтралізації):
2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;
3) взаємодія з розчинними солями (тільки в тому випадку, якщо при дії лугу на розчинну сіль випадає осад або виділяється газ):
2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,
Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 +2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(крист.)®NH 3 +KCl+H 2 O.
2. Хімічні властивості нерозчинних основ:
1) взаємодія основ із кислотами:
Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;
2) розкладання під час нагрівання. Нерозчинні основи при нагріванні розкладаються на основний оксид та воду:
Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O
Кінець роботи -
Ця тема належить розділу:
Атомно молекулярні вчення у хімії. Атом. Молекули. Хімічний елемент. Міль. Прості складні речовини. Приклади
Атомно молекулярні вчення в хімії атом молекула хімічний елемент моль прості складні речовини приклади.. теоретичну основу сучасної хімії становить атомно молекулярне.. атоми найдрібніші хімічні частинки є межею хімічного.
Якщо Вам потрібний додатковий матеріал на цю тему, або Ви не знайшли те, що шукали, рекомендуємо скористатися пошуком по нашій базі робіт:
Що робитимемо з отриманим матеріалом:
Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:
| Твітнути |
Всі теми цього розділу:
Отримання підстав
1. Отримання лугів: 1) взаємодія лужних або лужноземельних металів або їх оксидів з водою: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H
Номенклатура кислот
Назви кислот виробляються від того елемента, якого утворена кислота. При цьому в назві безкисневих кислот зазвичай є закінчення воднева: HCl - хлороводнева, HBr - бромоводо
Хімічні властивості кислот
Загальні властивості кислот у водних розчинах обумовлені присутністю іонів Н+, що утворюються при дисоціації молекул кислоти, таким чином, кислоти – це донори протонів: HxAn«xH+
Отримання кислот
1) взаємодія кислотних оксидів з водою: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Хімічні властивості кислих солей
1) кислі солі містять атоми водню, здатні брати участь у реакції нейтралізації, тому вони можуть реагувати з лугами, перетворюючись на середні або інші кислі солі – з меншим числом
Одержання кислих солей
Кислу сіль можна отримати: 1) реакцією неповної нейтралізації багатоосновної кислоти основою: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Основні солі.
Основними (гідроксосолями) називаються солі, які утворюються в результаті неповного заміщення гідроксидних іонів основи аніонами кислот. Однокислотні основи, наприклад, NaOH, KOH,
Хімічні властивості основних солей
1) основні солі містять гідроксогрупи, які можуть брати участь у реакції нейтралізації, тому вони можуть реагувати з кислотами, перетворюючись на середні солі або в основні солі з меншими
Отримання основних солей
Основну сіль можна отримати: 1) реакцією неповної нейтралізації основи кислотою: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Середні солі.
Середні солі називають продукти повного заміщення Н+-іонів кислоти іонами металів; вони також можуть розглядатися як продукти повного заміщення ОН-іонів основи аніону
Номенклатура середніх солей
У російській номенклатурі (що використовується в технологічній практиці) існує наступний порядок найменування середніх солей: до кореня назви кисневмісної кислоти додають слово
Хімічні властивості середніх солей
1) Майже всі солі є іонними сполуками, тому в розплаві та водному розчині вони дисоціюють на іони (при пропусканні струму через розчини або розплави солей йде процес електролізу).
Отримання середніх солей
Більшість методів отримання солей заснована на взаємодії речовин протилежної природи – металів з неметалами, кислотних оксидів з основними, основ із кислотами (див. таблицю 2).
Будова атома.
Атом – це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Порядковий номер елемента в Періодичній таблиці елементів дорівнює заряду ядра
Склад атомних ядер
Ядро складається з протонів та нейтронів. Кількість протонів дорівнює порядковому номеру елемента. Число нейтронів в ядрі дорівнює різниці між масовим числом ізотопу і по
Електрон
Навколо ядра обертаються електрони за певними стаціонарними орбітами. Рухаючись своєю орбітою, електрон не випромінює і поглинає електромагнітну енергію. Випромінювання або поглинання енергії відбувається
Правило заповнення електронних рівнів, підрівнів елементів
Число електронів, які можуть бути на одному енергетичному рівні, визначається формулою 2n2, де n – номер рівня. Максимальне заповнення перших чотирьох енергетичних рівнів: для перших
Енергія іонізації, спорідненості до електрона, електронегативність.
Енергія іонізації атома. Енергія, необхідна для відриву електрона від незбудженого атома, називається першою енергією (потенціалом) іонізації I: Е + I = Е + + е- Енергія іонізації
Ковалентний зв'язок
У більшості випадків при утворенні зв'язку відбувається узагальнення електронів атомів, що зв'язуються. Такий тип хімічного зв'язку називають ковалентним зв'язком (приставка "ко-" в латинській мові.
Сигма та пи зв'язку.
Сигма (σ)-, пі (π)-зв'язку - наближений опис видів ковалентних зв'язків у молекулах різних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна
Утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом.
Крім викладеного у попередньому розділі гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку, існує гетерогенний механізм - взаємодія різноіменно заряджених іонів - протону H+ та
Хімічний зв'язок та геометрія молекул. BI3, PI3
малюнок 3.1Складання дипольних елементів у молекулах NH3 та NF3
Полярний та неполярний зв'язок
Ковалентний зв'язок утворюється в результаті усуспільнення електронів (з утворенням загальних електронних пар), що відбувається під час перекриття електронних хмар. В освіті
Іонний зв'язок
Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, що здійснюється за рахунок електростатичної взаємодії протилежно заряджених іонів. Таким чином, процес освіти та
Ступінь окислення
Валентність 1. Валентність – здатність атомів хімічних елементів утворювати певну кількість хімічних зв'язків. 2. Значення валентності змінюються від І до VII (рідко VIII). Валент
Водневий зв'язок
Крім різних гетерополярних і го-меополярних зв'язків, існує ще один особливий вид зв'язку, який останні два десятиліття привертає все більшу увагу хіміків. Це так звана водоросл
Кристалічні грати
Отже, кристалічна структура характеризується правильним (регулярним) розташуванням частинок у певних місцях в кристалі. При уявному з'єднанні цих точок лініями виходять простими
Розчини
Якщо посудину з водою помістити кристали кухонної солі, цукру чи перманганату калію (марганцівки), ми можемо спостерігати, як кількість твердої речовини поступово зменшується. При цьому вода,
Електролітична дисоціація
Розчини всіх речовин можна розділити на дві групи: електроліти-проводять електричний струм, неелектроліти-провідниками не є. Цей поділ є умовним, тому що все
Механізм дисоціації.
Молекули є дипольними, тобто. один кінець молекули заряджений негативно, інший-позитивно. Молекула негативним полюсом підходить до іону натрію, позитивним до іону хлору; оточують іо
Іонний добуток води
Водневий показник (рН) - величина, що характеризує активність або концентрацію іонів водню в розчинах. Водневий показник позначається рН. Водневий показник чисельно
Хімічна реакція
Хімічна реакція - це перетворення одних речовин на інші. Втім, таке визначення потребує одного суттєвого доповнення. У ядерному реакторі або в прискорювачі теж одні речовини перетворюються
Методи розміщення коефіцієнтів в ОВР
Спосіб електронного балансу 1). Записуємо рівняння хімічної реакції KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Знаходимо атоми, вимір
Гідроліз
Гідроліз – процес обмінної взаємодії іонів солі з водою, що призводить до утворення малодисоційованих речовин та супроводжується зміною реакції (pH) середовища. Суть
Швидкість хімічних реакцій
Швидкість реакції визначається зміною молярної концентрації однієї з реагуючих речовин: V = ± ((С2 – С1) / (t2 - t
Чинники, що впливають на швидкість хімічних реакцій
1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків та будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин з
Енергія активації
Зіткнення хімічних частинок призводить до хімічної взаємодії лише в тому випадку, якщо частинки, що зіштовхуються, мають енергію, що перевищує деяку певну величину. Розглянемо взаємо
Каталіз каталізатор
Багато реакцій можна прискорити або сповільнити шляхом запровадження деяких речовин. Речовини, що додаються, не беруть участі в реакції і не витрачаються в ході її перебігу, але істотно впливають на
Хімічна рівновага
Хімічні реакції, які протікають з порівнянними швидкостями обох напрямках, називаються оборотними. У таких реакціях утворюються рівноважні суміші реагентів і продуктів, склад яких
Принцип Ле Шательє
Принцип Ле Шательє говорить про те, що для усунення рівноваги вправо потрібно, по-перше, підвищувати тиск. Справді, при підвищенні тиску система «опиратиметься» зростанню кон
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції Збільшують швидкість Зменшують швидкість Наявність хімічно активних реагентів
Закон Геса
Користуючись табличними значеннями
Тепловий ефект
У результаті реакції відбувається розрив зв'язків у вихідних речовинах і утворення нових зв'язків у продуктах реакції. Оскільки утворення зв'язку йде з виділенням, а його розрив - з поглинанням енергії, то х
Металу та гідроксильної групи (ОН). Наприклад, гідроксид натрію - NaOH, гідроксид кальцію - Ca(OH) 2 , гідроксид барію - Ba(OH) 2 і т.д.
Одержання гідроксидів.
1. Реакція обміну:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Електроліз водних розчинів солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаємодія лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:
К + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Хімічні властивості гідроксидів.
1. Гідроксиди мають лужний характер середовища.
2. Гідроксидирозчиняються у воді (лугу) і бувають нерозчинними. Наприклад, KOH- Розчиняється у воді, а Ca(OH) 2 - Малорозчинний, має розчин білого кольору. Метали 1-ої групи періодичної таблиці Д.І. Менделєєва дають розчинні основи (гідрокси).
3. Гідроксиди розкладаються при нагріванні:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
4. Луги реагують з кислотними та амфотерними оксидами:
2KOH + CO2 = K2CO3+H2O.
5. Луги можуть реагувати з деякими неметалами за різних температур по-різному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(Нагрів).
6. Взаємодіють із кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.