Video lekcia 2: amfotérne hydroxidy. Skúsenosti

Prednáška: Charakteristické chemické vlastnosti zásad a amfotérnych hydroxidov

Hydroxidy a ich klasifikácia

Ako už viete, zásady sú tvorené atómami kovov a hydroxoskupinou (OH -), preto sa inak nazývajú hydroxidy. Existuje niekoľko klasifikácií báz.

1. Vo vzťahu k vode sa delia na:

rozpustný,

nerozpustný.

Rozpustné zásady zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, preto sa nazývajú alkálie. Do rovnakej skupiny možno priradiť aj hydroxid amónny, ale na rozdiel od prvého je to viac slabý elektrolyt. Bázy tvorené inými kovmi sa vo vode nerozpúšťajú. Alkálie vo vode p-re disociujú úplne na kovové katióny a hydroxidové anióny - OH - ióny. Napríklad: NaOH → Na + + OH - .

2. Interakciou s ostatnými chemikálie hydroxidy sa delia na:

zásadité hydroxidy,

kyslé hydroxidy (kyseliny obsahujúce kyslík),

amfotérne hydroxidy.

Toto delenie závisí od náboja kovového katiónu. Keď je náboj katiónu +1 alebo +2, potom bude mať hydroxid zásadité vlastnosti. Hydroxidy sa považujú za amfotérne zásady, ktorých kovové katióny majú náboj rovný +3 a +4.

Existuje však niekoľko výnimiek:

La(OH)3, Bi(OH)3, Tl(OH)3 sú bázy;

Be (OH) 2, Sn (OH) 2, Pb (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2 - amfotérne bázy.

Chemické vlastnosti zásad

Zásady sú schopné reagovať s kyselinami a kyslými oxidmi. Počas interakcie dochádza k tvorbe solí a vody:

Ba (OH)2 + C02 -> BaC03 + H20;

KOH + HCl -> KCl + H20.

Alkálie, hydroxid amónny vždy reagujú s roztokmi solí, len v prípade tvorby nerozpustných zásad:

2KOH + FeCl2 -> 2KCl + Fe (OH)2;

6NH4OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al (OH) 3 + 3 (NH 4) 2SO 4 .

Reakcia kyseliny so zásadou sa nazýva neutralizácia. Počas tejto reakcie tvoria katióny H+ kyselín a anióny OH- bázy molekuly vody. Potom sa médium roztoku stane neutrálnym. V dôsledku toho sa uvoľňuje teplo. V roztokoch to vedie k postupnému zahrievaniu kvapaliny. V prípade silných roztokov je viac ako dosť tepla na to, aby kvapalina začala vrieť. Je potrebné mať na pamäti, že neutralizačná reakcia prebieha pomerne rýchlo.

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Amfotérne zásady reagujú s kyselinami aj zásadami. Pri interakcii vzniká soľ a voda. Pri akejkoľvek reakcii s kyselinami majú amfotérne zásady vždy vlastnosti typických zásad:

Cr(OH)3 + 3HCl -> CrCl3 + 3H20.

Počas reakcie s alkáliami sú amfotérne zásady schopné vykazovať vlastnosti kyselín. V procese fúzie s alkáliami vzniká soľ a voda.

Amfotérne zlúčeniny

Chémia je vždy jednota protikladov.

Pozrite sa na periodickú tabuľku.

Formujú sa niektoré prvky (takmer všetky kovy s oxidačným stavom +1 a +2). hlavné oxidy a hydroxidy. Napríklad draslík tvorí oxid K20 a hydroxid KOH. Vykazujú základné vlastnosti, ako je interakcia s kyselinami.

K2O + HCl → KCl + H2O

Niektoré prvky (väčšina nekovov a kovov s oxidačným stavom +5, +6, +7) vznikajú kyslý oxidy a hydroxidy. Kyslé hydroxidy sú kyseliny obsahujúce kyslík, nazývajú sa hydroxidy, pretože v štruktúre je hydroxylová skupina, napríklad síra tvorí kyslý oxid SO 3 a kyslý hydroxid H 2 SO 4 (kyselina sírová):

Takéto zlúčeniny ukazujú kyslé vlastnosti, napríklad reagujú so zásadami:

H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O

A existujú prvky, ktoré tvoria také oxidy a hydroxidy, ktoré vykazujú kyslé aj zásadité vlastnosti. Tento jav sa nazýva amfotérny . Takéto oxidy a hydroxidy budú stredobodom našej pozornosti v tomto článku. Všetky amfotérne oxidy a hydroxidy sú pevné látky, ktoré sú nerozpustné vo vode.

Po prvé, ako zistíte, či je oxid alebo hydroxid amfotérny? Existuje pravidlo, trochu podmienené, ale stále ho môžete použiť:

Amfotérne hydroxidy a oxidy sú tvorené kovmi, v oxidačnom stupni +3 a +4, napríklad (Al 2 O 3 , Al(Oh) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(Oh) 3)

A štyri výnimky:kovyZn , Buď , Pb , sn tvoria nasledujúce oxidy a hydroxidy:ZnO , Zn ( Oh ) 2 , BeO , Buď ( Oh ) 2 , PbO , Pb ( Oh ) 2 , SNO , sn ( Oh ) 2 , v ktorom vykazujú oxidačný stav +2, no napriek tomu tieto zlúčeniny vykazujú amfotérne vlastnosti .

Najbežnejšie amfotérne oxidy (a im zodpovedajúce hydroxidy): ZnO, Zn(OH) 2, BeO, Be(OH) 2, PbO, Pb(OH) 2, SnO, Sn(OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH)3, Fe203, Fe(OH)3, Cr203, Cr(OH)3.

Vlastnosti amfotérnych zlúčenín nie je ťažké zapamätať: interagujú s nimi kyseliny a zásady.

• pri interakcii s kyselinami je všetko jednoduché, pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako zásadité:

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H2S04 → ZnS04 + H20

BeO + HN03 -> Be(N03)2 + H20

Hydroxidy reagujú rovnakým spôsobom:

Fe(OH)3 + 3HCl -> FeCl3 + 3H20

Pb(OH)2 + 2HCl -> PbCl2 + 2H20

• Pri interakcii s alkáliami je to trochu ťažšie. Pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako kyseliny a reakčné produkty môžu byť rôzne, všetko závisí od podmienok.

Buď reakcia prebieha v roztoku, alebo sa reaktanty berú ako pevné látky a tavia sa.

Interakcia základných zlúčenín s amfotérnymi zlúčeninami počas fúzie.

Vezmime si ako príklad hydroxid zinočnatý. Ako už bolo spomenuté, amfotérne zlúčeniny interagujúce so zásaditými zlúčeninami sa správajú ako kyseliny. Hydroxid zinočnatý Zn (OH) 2 teda píšeme ako kyselinu. Kyselina má vpredu vodík, vyberme ho: H 2 ZnO 2. A reakcia alkálie s hydroxidom bude prebiehať, ako keby to bola kyselina. "Kyselý zvyšok" Zn02 2-dvojmocný:

2K Oh(TV) + H 2 ZnO 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Výsledná látka K 2 ZnO 2 sa nazýva metazinkat draselný (alebo jednoducho zinočnan draselný). Táto látka je soľou draslíka a hypotetickou „kyselinou zinočnatou“ H 2 ZnO 2 (nie je úplne správne nazývať takéto zlúčeniny soľami, ale pre naše pohodlie na to zabudneme). Len hydroxid zinočnatý sa píše takto: H 2 ZnO 2 nie je dobrý. Píšeme ako zvyčajne Zn (OH) 2, ale myslíme (pre naše pohodlie), že ide o "kyselinu":

2KOH (tuhá látka) + Zn (OH) 2 (tuhá látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

S hydroxidmi, v ktorých sú 2 OH skupiny, bude všetko rovnaké ako so zinkom:

Be (OH) 2 (tuhá látka.) + 2NaOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na2 BeO 2 (metaberylát sodný alebo beryllát)

Pb (OH) 2 (tuhá látka.) + 2NaOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + Na2 PbO 2 (metaplumbát sodný alebo olovnatý)

Pri amfotérnych hydroxidoch s tromi OH skupinami (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) trochu inak.

Zoberme si ako príklad hydroxid hlinitý: Al (OH) 3, napíšte ho vo forme kyseliny: H 3 AlO 3, ale nenecháme ho v tejto forme, ale odoberieme odtiaľ vodu:

H3A103 - H20 -> HAl02 + H20.

Tu pracujeme s touto „kyselinou“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (metalaluminát draselný alebo jednoducho hlinitan)

Ale hydroxid hlinitý sa nedá písať takto HAlO 2, zapíšeme ho ako obvykle, ale máme na mysli „kyselinu“:

Al (OH) 3 (tuhá látka.) + KOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + KAlO 2 (metahlinitan draselný)

To isté platí pre hydroxid chrómový:

Cr(OH)3 → H3Cr03 → HCr02

Cr (OH) 3 (tuhá látka.) + KOH (tuhá látka.) (t, fúzia) → 2H 2 O + KCrO 2 (metachróman draselný,

ALE NIE CHROMÁNY, chrómany sú soli kyseliny chrómovej).

S hydroxidmi obsahujúcimi štyri OH skupiny je to úplne rovnaké: privádzame vodík dopredu a odstraňujeme vodu:

Sn(OH)4 -> H4Sn04 -> H2Sn03

Pb(OH)4 -> H4Pb04 -> H2Pb03

Malo by sa pamätať na to, že olovo a cín tvoria dva amfotérne hydroxidy: s oxidačným stavom +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) a +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4 ).

A tieto hydroxidy budú tvoriť rôzne „soli“:

Oxidačný stav
Hydroxidový vzorec	Sn(OH)2	Pb (OH) 2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Vzorec hydroxidu ako kyseliny	H2Sn02	H2PbO2	H2Sn03	H2PbO3
Soľ (draslík)	K2SnO2	K2PbO2	K2SnO3	K2PbO3
Názov soli			metastannat	metablumbAT

Rovnaké princípy ako v názvoch obyčajných "solí", prvok v najvyššom stupni oxidácie - prípona AT, v medziprodukte - IT.

Takéto "soli" (metachromáty, metahlinitany, metaberyláty, metazinkaty atď.) sa získavajú nielen ako výsledok interakcie alkálií a amfotérnych hydroxidov. Tieto zlúčeniny vznikajú vždy pri kontakte silne zásaditého „sveta“ a amfotérneho (fúziou). To znamená, že rovnako ako amfotérne hydroxidy s alkáliami budú reagovať amfotérne oxidy aj soli kovov tvoriace amfotérne oxidy (soli slabých kyselín). A namiesto zásady si môžete vziať silne zásaditý oxid a soľ kovu, ktorý tvorí zásadu (soľ slabej kyseliny).

Interakcie:

Pamätajte, že nižšie uvedené reakcie prebiehajú počas fúzie.

Amfotérny oxid so silne zásaditým oxidom:

ZnO (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 (metazinekát draselný alebo jednoducho zinok draselný)

Amfotérny oxid s alkáliami:

ZnO (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfotérny oxid so soľou slabej kyseliny a alkalického kovu:

ZnO (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfotérny hydroxid so silne zásaditým oxidom:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfotérny hydroxid s alkáliami:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

Amfotérny hydroxid so soľou slabej kyseliny a alkalického kovu:

Zn (OH) 2 (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so silne zásaditým oxidom:

ZnCO 3 (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu s alkáliou:

ZnCO 3 (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so soľou slabej kyseliny a kovom, ktorý tvorí zásadu:

ZnCO 3 (tuhá látka) + K 2 CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Nižšie sú uvedené informácie o soliach amfotérnych hydroxidov, najčastejšie pri skúške sú označené červenou farbou.

	Hydroxid	Kyslý hydroxid	zvyšok kyseliny		Názov soli
BeO	byť (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberyllát (beryllát)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	metazinkat (zinkat)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HALO 2	AlO 2 —	KALO 2	Metaaluminát (hlinitan)
Fe203	Fe(OH)3	HFeO2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferát (ALE NIE FERRÁT)
	Sn(OH)2	H2Sn02	SnO 2 2-	K2SnO2
	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO 2 2-	K2PbO2
SnO2	Sn(OH)4	H2Sn03	SnO 3 2-	K2SnO3	MetastannAT (stanát)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO 3 2-	K2PbO3	MetablumbAT (olovnica)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2 -	KCrO 2	Metachromát (ALE NIE CHROMÁT)

Interakcia amfotérnych zlúčenín s alkalickými roztokmi (tu iba alkálie).

V Jednotnej štátnej skúške sa to nazýva „rozpúšťanie alkálií hydroxidu hlinitého (zinok, berýlium atď.). Je to spôsobené schopnosťou kovov v zložení amfotérnych hydroxidov v prítomnosti nadbytku hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí) tieto ióny na seba naviazať. Vytvára sa častica s kovom (hliník, berýlium atď.) v strede, ktorý je obklopený hydroxidovými iónmi. Táto častica sa stáva záporne nabitá (anión) v dôsledku hydroxidových iónov a tento ión sa bude nazývať hydroxoaluminát, hydroxozinkát, hydroxoberylát atď. Okrem toho proces môže prebiehať rôznymi spôsobmi, kov môže byť obklopený iné číslo hydroxidové ióny.

Budeme brať do úvahy dva prípady: keď je kov obklopený štyri hydroxidové ióny a keď je obklopený šesť hydroxidových iónov.

Zapíšme si skrátené iónová rovnica tieto procesy:

Al(OH)3 + OH - → Al(OH)4 -

Výsledný ión sa nazýva tetrahydroxoaluminátový ión. Predpona "tetra" sa pridáva, pretože existujú štyri hydroxidové ióny. Tetrahydroxoaluminátový ión má náboj -, pretože hliník nesie náboj 3+ a štyri hydroxidové ióny 4-, celkovo sa ukazuje -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Ión vytvorený pri tejto reakcii sa nazýva hexahydroxoaluminátový ión. Predpona "hexo-" je pridaná, pretože existuje šesť hydroxidových iónov.

Je potrebné pridať predponu označujúcu množstvo hydroxidových iónov. Pretože ak napíšete len "hydroxoaluminát", nie je jasné, ktorý ión máte na mysli: Al (OH) 4 - alebo Al (OH) 6 3-.

Keď zásada reaguje s amfotérnym hydroxidom, v roztoku sa tvorí soľ. Katiónom je alkalický katión a aniónom je komplexný ión, o ktorého tvorbe sme uvažovali skôr. Anión je in hranaté zátvorky.

Al (OH) 3 + KOH → K (tetrahydroxoaluminát draselný)

Al (OH) 3 + 3 KOH → K 3 (hexahydroxoaluminát draselný)

Akú presne (hexa- alebo tetra-) soľ napíšete ako produkt je jedno. Aj v odpovediach USE je napísané: „... K 3 (tvorba K je prijateľná). Hlavnou vecou je nezabudnúť sa uistiť, že všetky indexy sú správne pripevnené. Sledujte poplatky a držte sa myslite na to, že ich súčet by sa mal rovnať nule.

Okrem amfotérnych hydroxidov reagujú amfotérne oxidy s alkáliami. Produkt bude rovnaký. Len ak napíšeš reakciu takto:

Al203 + NaOH → Na

Al203 + NaOH → Na3

Ale tieto reakcie sa nevyrovnajú. Je potrebné pridať vodu na ľavú stranu, pretože v roztoku dochádza k interakcii, je tam dostatok vody a všetko sa vyrovná:

Al203 + 2NaOH + 3H20 -> 2Na

Al203 + 6NaOH + 3H20 -> 2Na3

Okrem amfotérnych oxidov a hydroxidov interagujú niektoré obzvlášť aktívne kovy s alkalickými roztokmi, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny. Konkrétne ide o: hliník, zinok a berýlium. Na vyrovnanie potrebuje ľavica aj vodu. Okrem toho je hlavným rozdielom medzi týmito procesmi uvoľňovanie vodíka:

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H20 -> 2Na3 + 3H 2

V tabuľke nižšie sú uvedené najbežnejšie príklady vlastností amfotérnych zlúčenín pri skúške:

Amfotérna látka		Názov soli
Al203 Al(OH)3		Tetrahydroxoaluminát sodný	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O -> 2Na + 3H 2
	Na 3	Hexahydroxoaluminát sodný	Al(OH) 3 + 3NaOH -> Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K2	Tetrahydroxozinkát sodný	Zn(OH) 2 + 2NaOH -> Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K4	Hexahydroxozinkát sodný	Zn(OH) 2 + 4NaOH -> Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Be(OH)2	Li 2	Tetrahydroxoberylát lítny	byť (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2 LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Hexahydroxoberylát lítny	byť (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr2O3 Cr(OH)3		Tetrahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxochromát sodný	Cr(OH) 3 + 3NaOH -> Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe203 Fe(OH)3		Tetrahydroxoferát sodný	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxoželezitan sodný	Fe(OH) 3 + 3NaOH -> Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli získané v týchto interakciách reagujú s kyselinami a tvoria dve ďalšie soli (soli danej kyseliny a dvoch kovov):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O

To je všetko! Nič zložité. Hlavnou vecou nie je zamieňať sa, pamätať si, čo sa tvorí počas fúzie, čo je v roztoku. Úlohy k tejto problematike sa často vyskytujú v Bčasti.

Zásady, amfotérne hydroxidy

Základy sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovu a jednej alebo viacerých hydroxoskupín (-OH). Všeobecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupín rovný oxidačnému stavu kovu Me. V tabuľke je uvedená klasifikácia báz.

Vlastnosti alkalických hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín

1. Vodné roztoky zásad sú na dotyk mydlové, menia farbu indikátorov: lakmusový - modrý, fenolftaleín - malinový.

2. Vodné roztoky disociujú:

3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:

Polykyselinové zásady môžu poskytnúť medziprodukty a zásadité soli:

4. Interagujú s kyslými oxidmi, pričom vytvárajú médium a kyslé soli v závislosti od zásaditosti kyseliny zodpovedajúcej tomuto oxidu:

5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:

a) fúzia:

b) v riešeniach:

6. Reagujte so soľami rozpustnými vo vode, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:

Nerozpustné zásady (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 atď.) interagujú s kyselinami a pri zahrievaní sa rozkladajú:

Amfotérne hydroxidy

Zlúčeniny sa nazývajú amfotérne, ktoré v závislosti od podmienok môžu byť ako donory vodíkových katiónov a vykazovať kyslé vlastnosti, tak ich akceptory, t.j. majú zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych zlúčenín

1. Pri interakcii so silnými kyselinami odhaľujú hlavné vlastnosti:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

2. Interakcia s alkáliami - silnými zásadami, vykazujú kyslé vlastnosti:

Zn (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2 ( komplexná soľ)

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplexná soľ)

Zlúčeniny sa nazývajú komplexy, v ktorých bola aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená mechanizmom donor-akceptor.

Všeobecný spôsob získavania zásad je založený na výmenných reakciách, ktorými je možné získať nerozpustné aj rozpustné zásady.

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K2CO3 + Ba (OH)2 \u003d 2 KOH + BaCO3 ↓

Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.

Pri získavaní vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné vyhnúť sa nadbytku alkálií, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérny základ, napríklad:

AlCl3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl

V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne hydroxidy nerozpúšťajú:

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH4Cl

Hydroxidy striebra a ortuti sa rozkladajú tak ľahko, že keď sa ich pokúsite získať výmennou reakciou, namiesto hydroxidov sa vyzrážajú oxidy:

2AgNO 3 + 2 KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2 KNO 3

V priemysle sa alkálie zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov.

2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2

Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou.

2Li + 2H20 \u003d 2LiOH + H2

SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2

kyseliny

Kyseliny sa nazývajú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov, a zvyškov kyselín. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremičitá H 2 SiO 3) a kvapalné (v čistej forme kvapalina bude kyselina sírová H2SO4).

Plyny ako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sírovodík H2S tvoria zodpovedajúce kyseliny vo vodných roztokoch. Počet vodíkových iónov vytvorených každou molekulou kyseliny počas disociácie určuje náboj zvyšku kyseliny (aniónu) a zásaditosť kyseliny.

Podľa protolytická teória kyselín a zásad, navrhli súčasne dánsky chemik Bronsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštiepenie s touto reakciou protóny, a základ- látka schopná prijímať protóny.

kyselina → zásada + H +

Na základe týchto predstáv je to jasné základné vlastnosti amoniaku, ktorý v dôsledku prítomnosti osamoteného elektrónového páru na atóme dusíka účinne prijíma protón pri interakcii s kyselinami, pričom prostredníctvom väzby donor-akceptor vytvára amónny ión.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -

kyslá zásada kyslá zásada

Všeobecnejšia definícia kyselín a zásad navrhol americký chemik G. Lewis. Naznačil, že acidobázické interakcie sú dosť sa nemusia nevyhnutne vyskytnúť pri prenose protónov. Pri stanovovaní kyselín a zásad podľa Lewisa hrá hlavnú úlohu v chemické reakcie pridelených elektronická para.

Nazývajú sa katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré môžu prijať jeden alebo viac párov elektrónov Lewisove kyseliny.

Napríklad fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, pretože je schopná prijať elektrónový pár pri interakcii s amoniakom.

AlF3 + :NH3 ⇆ :

Katióny, anióny alebo neutrálne molekuly schopné darcovstva elektrónové páry, sa nazývajú Lewisove zásady (amoniak je zásada).

Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých sa uvažovalo v skôr navrhovaných teóriách. Tabuľka porovnáva definície kyselín a zásad, ktoré sa v súčasnosti používajú.

Názvoslovie kyselín

Keďže existujú rôzne definície kyselín, ich klasifikácia a nomenklatúra sú skôr ľubovoľné.

Podľa počtu atómov vodíka, ktoré sa môžu odštiepiť vodný roztok, kyseliny sa delia na jednosložkový(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3RO4).

Podľa zloženia sa kyselina delí na anoxický(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).

Zvyčajne názvy okysličených kyselín odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, - spôsob, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): - oválny, ististaya, - vajcovitý:

Ak vezmeme do úvahy polaritu vodíkovo-nekovovej väzby v rámci periódy, môžeme ľahko spojiť polaritu tejto väzby s polohou prvku v periodickom systéme. Z kovových atómov sa ľahko stráca valenčné elektróny, atómy vodíka prijímajú tieto elektróny, vytvárajú stabilný dvojelektrónový obal podobný obalu atómu hélia a poskytujú iónové hydridy kovov.

Vo vodíkových zlúčeninách prvkov skupín III-IV periodického systému tvoria bór, hliník, uhlík, kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII Periodický systém v priebehu periódy sa polarita väzby nekov-vodík zvyšuje s nábojom atómu, ale distribúcia nábojov vo výslednom dipóle je iná ako vo vodíkových zlúčeninách prvkov, ktoré majú tendenciu darovať elektróny. Atómy nekovov, v ktorých je potrebných niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, ťahajú k sebe (polarizujú) dvojicu väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je náboj jadra. Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl sa väzby s atómami vodíka, pričom zostávajú kovalentné, stávajú polárnejšími a atóm vodíka v prvku- dipól vodíkovej väzby sa stáva elektropozitívnejším. Ak sú polárne molekuly v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.

Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú N-O-E spojenie a samozrejme polaritu H-O väzby ovplyvňuje O-E pripojenie. Preto tieto kyseliny disociujú spravidla ľahšie ako voda.

H2SO3 + H20 ⇆ Hs O + + HSO3

HNO3 + H20 ⇆ Hs O + + NO 3

Pozrime sa na pár príkladov vlastnosti okysličených kyselín, tvorené prvkami, ktoré sú schopné vykazovať rôzne oxidačné stavy. To je známe kyselina chlórna HClO veľmi slabá tiež kyselina chlorovodíková HCl02 slabý ale silnejšia ako chlórna kyselina chlórna HclO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jedným z najsilnejší anorganické kyseliny.

Disociácia podľa typu kyseliny (s elimináciou H iónu) vyžaduje prestávku O-N pripojenia. Ako možno vysvetliť pokles pevnosti tejto väzby v rade HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tejto sérii sa zvyšuje počet atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom chlóru. Zakaždým, keď sa vytvorí nová väzba kyslíka s chlórom, elektrónová hustota sa odtiahne z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. Výsledkom je, že hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu О-Н, ktorá je kvôli tomu oslabená.

Taký vzor - zlepšenie kyslých vlastností so zvýšením stupňa oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO 3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, silnejší ako kyselina dusitá HN02 (oxidačný stav dusíka +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnejšia ako kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).

Získavanie kyselín

1. Možno získať anoxické kyseliny v priamej kombinácii nekovov s vodíkom.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S ⇆ H2S

2. Môžu sa získať niektoré okysličené kyseliny interakcia kyslých oxidov s vodou.

3. Môžu sa získať anoxické aj okysličené kyseliny podľa výmenných reakcií medzi soľami a inými kyselinami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2 HBr

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H2S04 (pa zb) \u003d H2S + FeSO4

NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H20

4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.

H202 + S02 \u003d H2S04

3P + 5HNO3 + 2H20 \u003d ZH3PO4 + 5NO2

Kyslá chuť, pôsobenie na indikátory, elektrická vodivosť, interakcia s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba esterov s alkoholmi – tieto vlastnosti sú spoločné pre anorganické a organické kyseliny.

možno rozdeliť do dvoch typov reakcií:

1) všeobecný pre kyseliny reakcie sú spojené s tvorbou hydróniového iónu H 3 O + vo vodných roztokoch;

2) špecifické(t.j. charakteristické) reakcie špecifické kyseliny.

Vodíkový ión môže vstúpiť do redox reakcie, redukciu na vodík, ako aj v zloženej reakcii so záporne nabitými alebo neutrálnymi časticami, ktoré majú osamelé páry elektrónov, t.j acidobázické reakcie.

Komu všeobecné vlastnosti kyseliny zahŕňajú reakcie kyselín s kovmi v sérii napätí až po vodík, napríklad:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Acidobázické reakcie zahŕňajú reakcie so zásaditými oxidmi a zásadami, ako aj so strednými, zásaditými a niekedy kyslými soľami.

2 CO3 + 4HBr \u003d 2CuBr2 + CO2 + 3H20

Mg (HC03)2 + 2HCl \u003d MgCl2 + 2C02 + 2H20

2KHS03 + H2S04 \u003d K2S04 + 2SO2 + 2H20

Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a v každom ďalšom kroku je disociácia ťažšia, preto sa pri prebytku kyseliny najčastejšie tvoria kyslé soli, a nie stredné.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H2PO 4) 2

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20

KOH + H2S \u003d KHS + H20

Na prvý pohľad sa tvorba kyslých solí môže zdať prekvapivá. jednosložkový kyselina fluorovodíková (fluorovodíková). Táto skutočnosť sa však dá vysvetliť. Na rozdiel od všetkých ostatných halogenovodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková v roztokoch čiastočne polymerizovaná (v dôsledku tvorby vodíkových väzieb) a môže obsahovať rôzne častice(HF) X, menovite H2F2, H3F3 atď.

Špeciálny prípad acidobázickej rovnováhy - reakcie kyselín a zásad s indikátormi, ktoré menia farbu v závislosti od kyslosti roztoku. Indikátory sa používajú v kvalitatívnej analýze na detekciu kyselín a zásad v riešeniach.

Najčastejšie používané ukazovatele sú lakmus(v neutrálnyživotné prostredie Fialová, v kyslé - červená, v zásadité - modrá), metylová oranž(v kysléživotné prostredie červená, v neutrálny - oranžová, v zásadité - žltá), fenolftaleín(v silne zásaditéživotné prostredie karmínovo červená, v neutrálne a kyslé - bezfarebný).

Špecifické vlastnosti rôzne kyseliny môžu byť dvoch typov: po prvé, reakcie vedúce k vzniku nerozpustné soli, a za druhé, redoxných premien. Ak sú reakcie spojené s prítomnosťou iónu H + v nich spoločné pre všetky kyseliny (kvalitatívne reakcie na detekciu kyselín), ako kvalitatívne reakcie pre jednotlivé kyseliny sa používajú špecifické reakcie:

Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)

Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (biela zrazenina)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žltá zrazenina)

Niektoré špecifické reakcie kyselín sú spôsobené ich redoxnými vlastnosťami.

Anoxické kyseliny vo vodnom roztoku môžu iba oxidovať.

2KMnO4 + 16HCl \u003d 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H20

H2S + Br2 \u003d S + 2HBg

Kyslíkové kyseliny sa môžu oxidovať iba vtedy, ak je ich centrálny atóm v nižšom alebo strednom oxidačnom stave, ako napríklad v kyseline sírovej:

H2S03 + Cl2 + H20 \u003d H2S04 + 2HCl

Mnoho kyselín obsahujúcich kyslík, v ktorých má centrálny atóm maximálny stupeň oxidácia (S +6, N +5, Cr +6), vykazujú vlastnosti silných oxidačných činidiel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidačné činidlo.

Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + S02 + 2H20

Pb + 4HN03 \u003d Pb (N03)2 + 2N02 + 2H20

C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20

Malo by sa pamätať na to, že:

• Kyslé roztoky reagujú s kovmi, ktoré sú v elektrochemickej sérii napätí naľavo od vodíka, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba rozpustnej soli v dôsledku reakcie. Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.

Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo, chróm.

• Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyškov kyselín, napr.

• Anorganické a organické kyseliny interagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi za predpokladu, že sa vytvorí rozpustná soľ:

• Tieto aj iné kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť stredné aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):

• K reakcii medzi kyselinami a soľami dochádza iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:

Interakcia H 3 PO 4 s vápencom sa zastaví v dôsledku tvorby poslednej nerozpustnej zrazeniny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.

Vlastnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovanej kyseliny sírovej H 2 SO 4 (konc.) sú spôsobené tým, že keď interagujú s jednoduché látky(kovy a nekovy) oxidačnými činidlami nebudú katióny H +, ale dusičnanové a síranové ióny. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov, v závislosti od koncentrácia kyselín, poloha kovu v sérii napätí a reakčné podmienky (teplota, jemnosť kovu atď.).

Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) jasne ilustrujú tézu teórie chemická štruktúra o vzájomnom ovplyvňovaní atómov v molekulách látok.

Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) sa často zamieňajú. Prchavé kyseliny sa nazývajú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad, kyselina chlorovodíková je prchavá, ale perzistentná, stabilná kyselina. Prchavosť nestabilných kyselín nemožno posúdiť. Napríklad neprchavá, nerozpustná kyselina kremičitá sa rozkladá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodný roztok kyseliny chrómovej H 2 CrO 4 je žltý, kyselina manganičitá HMnO 4 je malina.

Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:

periodická tabuľka

Tabuľka rozpustnosti

Predtým, ako hovoríme o chemické vlastnosti ah bázy a amfotérne hydroxidy, poďme jasne definovať, čo to je?

1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú zapísané buď ako MeOH alebo ako Me(OH)2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 teda nepatria medzi zásady.

2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, +4 a výnimočne hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +4, in USE priradenia nespĺňajú, preto nebudú brané do úvahy.

Chemické vlastnosti zásad

Všetky základne sú rozdelené na:

Pripomeňme, že berýlium a horčík nie sú kovy alkalických zemín.

Okrem toho, že sú alkálie rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, zatiaľ čo nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácie.

Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať medzi alkáliami a nerozpustnými hydroxidmi vedie k výrazným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Najmä alkálie sú chemicky aktívnejšie zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do reakcií, do ktorých nerozpustné zásady nevstupujú.

Reakcia zásad s kyselinami

Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:

Nerozpustné zásady reagujú s takmer všetkými rozpustnými kyselinami, nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:

Treba poznamenať, že ako silné, tak aj slabé základy s všeobecný vzorec druhy Me (OH) 2 môžu tvoriť zásadité soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:

Interakcia s oxidmi kyselín

Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi za vzniku solí a často vody:

Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku stredných solí1:

Nerozpustné zásady vo forme Me (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxid uhličitý výlučne s tvorbou zásaditých solí. Napríklad:

Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20

S oxidom kremičitým pre jeho výnimočnú inertnosť len najviac silné základy- alkálie. V tomto prípade sa tvoria normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:

Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi

Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie takáto reakcia k tvorbe solí bez vodíka:

Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexné soli:

V prípade hliníka sa pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie vytvorí namiesto Na soli Na3 soľ:

Interakcia zásad so soľami

Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:

1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;

2) prítomnosť zrazeniny alebo plynu medzi reakčnými produktmi

Napríklad:

Tepelná stabilita podkladov

Všetky alkálie, okrem Ca(OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.

Všetky nerozpustné zásady, ako aj slabo rozpustný Ca (OH) 2 sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:

Nerozpustné hydroxidy majú oveľa viac nízke teploty rozklad. Takže napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 o C:

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami

Amfotérne hydroxidy reagujú so silnými kyselinami:

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyselinami, ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by mohli vzniknúť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na pôvodný amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín

Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššími oxidmi, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami

Zo zásad reagujú amfotérne hydroxidy len s alkáliami. V tomto prípade, ak sa použije vodný roztok alkálie, potom sa vytvoria hydroxokomplexné soli:

A keď sa amfotérne hydroxidy tavia s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi

Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúzii s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:

Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov

Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa pri zahriatí rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.

1) Pri reakciách s kyselinami tieto zlúčeniny vykazujú základné vlastnosti, ako bežné zásady:

Al(OH)3 + 3HCl -> AICI3 + 3H20; Zn(OH)2 + H2S04 -> ZnS04 + 2H20.

2) Pri reakciách so zásadami vykazujú amfotérne hydroxidy kyslé vlastnosti a tvoria soli. V tomto prípade je amfotérny kov súčasťou aniónu kyseliny. Amfotérne kovy môžu vznikať rôzne zvyšky kyselín v závislosti od reakčných podmienok:

Vo vodnom roztoku:

Al(OH)3 + 3NaOH -> Na3; Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2,

Pri tavení pevných látok:

Al(OH)3 + NaOH -> NaAl02 + 2H20; Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2Zn02 + 2H20

oxidy

Oxidy sú látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík, ktorý je v oxidačnom stave -2. Delia sa podľa vlastností na zásadité, amfotérne a kyslé.

Zásadité oxidy - Ide o oxidy kovov so základnými vlastnosťami. Patria sem väčšina oxidov kovov s oxidačným stavom +1 a +2.

Amfotérne oxidy- V závislosti od podmienok môžu vykazovať zásadité alebo kyslé vlastnosti. Patria sem oxidy väčšiny kovov s oxidačným stavom +3 a +4, ako aj niektoré oxidy kovov s oxidačným stavom +2, ako je Al 2 O 3, Cr 2 O 3, ZnO, BeO.

Oxidy kyselín- ide o oxidy nekovov a oxidy kovov, pri ktorých je stupeň oxidácie kovu +5 a vyšší. Tieto oxidy sú kyslé a tvoria kyseliny.

Vlastnosti zásaditých oxidov

1) Zásadité oxidy reagujú s vodou, ak sa vytvorí rozpustný hydroxid:

CaO + H20 -> Ca (OH)2; Na20 + H20 -> 2NaOH.

2) Zásadité oxidy môžu reagovať s kyslými oxidmi:

CaO + S03 -> CaS04; Na20 + CO2 → Na2C03.

3) Zásadité oxidy reagujú s kyselinami:

MgO + 2HCl -> MgCl2 + H20; Na20 + 2HN03 -> 2NaN03 + H20.

Vlastnosti amfotérnych oxidov

1) Reagujú s kyselinami ako bežné zásadité oxidy:

Al203 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H20; ZnO + H2S04 -> ZnS04 + 2H20.

2) Pri reakciách so zásadami vykazujú kyslé vlastnosti a tvoria rovnaké kyslé anióny ako amfotérne hydroxidy:

Al203 + 6NaOH + 3H20 -> 2Na3;

ZnO + 2NaOH + H20 → Na2.

Pri tavení pevných látok:

Al203 + 2NaOH -> 2NaAl02 + H20; ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20.

Vlastnosti kyslých oxidov

1) Reagujte s vodou, ak sa získa rozpustná kyselina:

S03 + H20 -> H2S04; P205 + 3H20 -> 2H3P04.

2) Kyslé oxidy môžu reagovať so zásaditými oxidmi:

S03 + MgO -> CaS04; CO 2 + CaO → CaCO 3.

3) Oxidy kyselín reagujú so zásadami:

S03 + NaOH -> Na2S04 + H20; C02 + Ca (OH)2 -> CaC03 + H20.

soľ

soľ- sú to látky, pri ktorých primárnej disociácii nevznikajú ani H + ani OH - ióny. Sú to produkty interakcie kyselín a zásad.

Napríklad: NaCl=Na++Cl-;

Ca (HC03)2 \u003d Ca2+ + 2HC03-;

AlOH (NO 3) 2 \u003d AlOH 2+ + 2NO 3 -

Stredné soli pozostávajú z aniónov a katiónov, ktoré neobsahujú H + a OH -, napríklad: Na 2 SO 4 - síran sodný, CaCO 3 - uhličitan vápenatý. Kyslé soli obsahujú vodíkový katión H +, napr.: NaHCO 3 - hydrogénuhličitan sodný. Zásadité soli obsahujú anión OH - napríklad (CaOH) 2 CO 3 - hydroxokarbonát vápenatý.

Chemické vlastnosti všetkých solí sú charakterizované výmennými reakciami.

1) Soli môžu reagovať s kyselinami:

a) Silná kyselina vytláča slabú kyselinu zo svojej soli.

Na2Si03 + 2HCl → 2NaCl + H2Si03↓.

b) Viacsýtna kyselina môže reagovať so svojou priemernou soľou za vzniku kyslých solí.

Na2C03 + H2C03 -> 2NaHC03; CuSO4 + H2SO4 → Cu(HS04)2.

2) Rozpustné soli môžu reagovať s rozpustnými zásadami, ak výsledkom reakcie je nerozpustná látka:

2NaOH + CuS04 → Cu(OH)2↓ + Na2S04;

Ba(OH)2 + Na2S04 -> BaS04↓ + 2NaOH.

3) Dvaja rozpustné soli môžu navzájom reagovať, ak výsledkom reakcie je nerozpustná látka:

NaCl + AgN03 → NaN03 + AgCl↓.

4) Soli môžu reagovať s kovmi. Pri týchto reakciách aktívny kov vytláča menej aktívny kov zo svojej soli.