Po prečítaní článku budete vedieť rozdeliť látky na soli, kyseliny a zásady. Článok popisuje, aké je pH roztoku a aké všeobecné vlastnosti majú kyseliny a zásady.

Rovnako ako kovy a nekovy, kyseliny a zásady sú delením látok na základe podobných vlastností. Prvá teória kyselín a zásad patrila švédskemu vedcovi Arrheniusovi. Podľa Arrhenia je kyselina trieda látok, ktoré pri reakcii s vodou disociujú (rozpadnú sa) a vytvárajú vodíkový katión H +. Arrheniove zásady vo vodnom roztoku tvoria OH - anióny. Ďalšiu teóriu navrhli v roku 1923 vedci Bronsted a Lowry. Brønsted-Lowryho teória definuje kyseliny ako látky schopné darovať protón v reakcii (vodíkový katión sa v reakciách nazýva protón). Zásady sú teda látky, ktoré môžu v reakcii prijať protón. Aktuálne zapnuté tento moment teória - Lewisova teória. Lewisova teória definuje kyseliny ako molekuly alebo ióny schopné prijímať elektrónové páry, čím vznikajú Lewisove adukty (adukt je zlúčenina vytvorená spojením dvoch reaktantov bez tvorby vedľajších produktov).

IN anorganická chémia pod pojmom kyselina spravidla rozumejú Brønsted-Lowryho kyselinu, teda látky schopné darovať protón. Ak majú na mysli definíciu Lewisovej kyseliny, potom sa v texte takáto kyselina nazýva Lewisova kyselina. Tieto pravidlá platia pre kyseliny a zásady.

Disociácia

Disociácia je proces rozkladu látky na ióny v roztokoch alebo taveninách. Napríklad disociácia kyseliny chlorovodíkovej je rozklad HCl na H + a Cl -.

Vlastnosti kyselín a zásad

Bázy majú tendenciu byť mydlové na dotyk, zatiaľ čo kyseliny vo všeobecnosti chutia kyslo.

Keď báza reaguje s mnohými katiónmi, vytvorí sa zrazenina. Keď kyselina reaguje s aniónmi, zvyčajne sa uvoľňuje plyn.

Bežne používané kyseliny:
H20, H30+, CH3CO2H, H2S04, HS04-, HCl, CH30H, NH3

Bežne používané základy:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Silné a slabé kyseliny a zásady

Silné kyseliny

Také kyseliny, ktoré sa vo vode úplne disociujú a vytvárajú vodíkové katióny H + a anióny. Príkladom silnej kyseliny je kyselina chlorovodíková HCl:

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

Príklady silných kyselín: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Zoznam silných kyselín

• HCl – kyselina chlorovodíková
• HBr - bromovodík
• HI - jodovodík
• HNO 3 - kyselina dusičná
• HClO 4 - kyselina chloristá
• H2SO4- kyselina sírová

Slabé kyseliny

Len čiastočne rozpustené vo vode, napríklad HF:

HF (roztok) + H2O (l) → H3O + (roztok) + F - (roztok) - pri takejto reakcii sa nedisociuje viac ako 90 % kyseliny:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Silný a slabá kyselina možno rozlíšiť meraním vodivosti roztokov: vodivosť závisí od počtu iónov, čím je kyselina silnejšia, tým je disociovanejšia, preto čím silnejšia je kyselina, tým vyššia je vodivosť.

Zoznam slabých kyselín

• HF fluorovodík
• H3PO4 fosforečná
• H 2 SO 3 sírová
• H2S sírovodík
• H 2 CO 3 uhlie
• H 2 SiO 3 kremík

Silné dôvody

Silné bázy sa vo vode úplne disociujú:

NaOH (roztok) + H20 ↔ NH4

Silné zásady zahŕňajú hydroxidy kovov prvej (alkálie, alkalické kovy) a druhej (alkalinoterény, kovy alkalických zemín) skupiny.

Zoznam silných báz

• NaOH hydroxid sodný (lúh sodný)
• KOH hydroxid draselný (žieravá potaš)
• LiOH hydroxid lítny
• Ba(OH)2 hydroxid bárnatý
• Ca(OH) 2 hydroxid vápenatý (hasené vápno)

Slabé základy

IN reverzibilná reakcia v prítomnosti vody tvorí OH - ióny:

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

Najslabšími zásadami sú anióny:

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

Zoznam slabých báz

• Mg(OH)2 hydroxid horečnatý
• hydroxid železitý Fe(OH)2
• Hydroxid zinočnatý Zn(OH)2
• NH4OH hydroxid amónny
• hydroxid železitý Fe(OH)3

Reakcie kyselín a zásad

Silná kyselina a silná zásada

Táto reakcia sa nazýva neutralizácia: keď je množstvo činidiel dostatočné na úplnú disociáciu kyseliny a zásady, výsledný roztok bude neutrálny.

Príklad:
H30 + + OH - ↔ 2H20

Slabá zásada a slabá kyselina

Všeobecná forma reakcie:
Slabá zásada (roztok) + H 2 O ↔ Slabá kyselina (roztok) + OH - (roztok)

Silná zásada a slabá kyselina

Zásada disociuje úplne, kyselina disociuje čiastočne, výsledný roztok má slabé vlastnosti dôvody:

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

Silná kyselina a slabá zásada

Kyselina sa úplne disociuje, zásada sa nedisociuje úplne:

Disociácia vody

Disociácia je rozklad látky na jej jednotlivé molekuly. Vlastnosti kyseliny alebo zásady závisia od rovnováhy, ktorá je prítomná vo vode:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (roztok) + OH - (roztok)
Kc = / 2
Rovnovážna konštanta vody pri t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, platí aj rovnosť: = 10 -14, ktorá sa nazýva disociačná konštanta vody. Pre čistá voda= = 10-7, odkiaľ -lg = 7,0.

Táto hodnota(-lg) sa nazýva pH - potenciál vodíka. Ak pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, potom má látka základné vlastnosti.

Metódy stanovenia pH

Inštrumentálna metóda

Špeciálne zariadenie, pH meter, je zariadenie, ktoré transformuje koncentráciu protónov v roztoku na elektrický signál.

Ukazovatele

Látka, ktorá mení farbu v určitom rozsahu pH v závislosti od kyslosti roztoku, pomocou niekoľkých indikátorov môžete dosiahnuť pomerne presný výsledok.

Soľ

Soľ je iónová zlúčenina tvorená katiónom iným ako H+ a aniónom iným ako O2-. V slabom vodnom roztoku sa soli úplne disociujú.

Na stanovenie acidobázických vlastností soľného roztoku, je potrebné určiť, ktoré ióny sú prítomné v roztoku a zvážiť ich vlastnosti: neutrálne ióny vytvorené zo silných kyselín a zásad neovplyvňujú pH: neuvoľňujú ani H + ani OH - ióny vo vode. Napríklad Cl-, NO-3, S02-4, Li+, Na+, K+.

Anióny vytvorené zo slabých kyselín majú alkalické vlastnosti (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), katióny s alkalickými vlastnosťami neexistujú.

Všetky katióny okrem kovov prvej a druhej skupiny majú kyslé vlastnosti.

Tlmivého roztoku

Roztoky, ktoré si udržia svoju úroveň pH, ​​keď sa pridá malé množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, pozostávajú hlavne z:

• Zmes slabej kyseliny, jej zodpovedajúcej soli a slabej zásady
• Slabá zásada, zodpovedajúca soľ a silná kyselina

Na prípravu tlmivého roztoku s určitou kyslosťou je potrebné zmiešať slabú kyselinu alebo zásadu s vhodnou soľou, pričom treba vziať do úvahy:

• Rozsah pH, ​​v ktorom bude tlmivý roztok účinný
• Kapacita roztoku – množstvo silnej kyseliny alebo silnej zásady, ktoré možno pridať bez ovplyvnenia pH roztoku
• Nemalo by dochádzať k nežiaducim reakciám, ktoré by mohli zmeniť zloženie roztoku

Test:

Jedna z ťažkých tried anorganické látky- dôvody. Sú to zlúčeniny, ktoré obsahujú atómy kovu a hydroxylovú skupinu, ktoré sa môžu odštiepiť pri interakcii s inými látkami.

Štruktúra

Bázy môžu obsahovať jednu alebo viac hydroxoskupín. Všeobecný vzorec bázy - Me(OH)x. Vždy existuje jeden atóm kovu a počet hydroxylových skupín závisí od mocenstva kovu. V tomto prípade je valencia OH skupiny vždy I. Napríklad v zlúčenine NaOH je valencia sodíka I, preto existuje jedna hydroxylová skupina. Na báze Mg(OH) 2 je valencia horčíka II, Al(OH) 3 valencia hliníka III.

Počet hydroxylových skupín sa môže meniť v zlúčeninách s kovmi rôznej mocnosti. Napríklad Fe(OH)2 a Fe(OH)3. V takýchto prípadoch sa valencia uvádza v zátvorkách za názvom - hydroxid železitý, hydroxid železitý.

Fyzikálne vlastnosti

Vlastnosti a aktivita bázy závisia od kovu. Väčšina báz sú biele pevné látky bez zápachu. Niektoré kovy však dodávajú látke charakteristickú farbu. Napríklad CuOH má žltá, Ni(OH) 2 - svetlozelená, Fe(OH) 3 - červenohnedá.

Ryža. 1. Alkálie v pevnom stave.

Druhy

Základy sú klasifikované podľa dvoch kritérií:

• podľa počtu OH skupín- jednokyselinové a viackyselinové;
• podľa rozpustnosti vo vode- alkálie (rozpustné) a nerozpustné.

Alkálie sú tvorené alkalickými kovmi - lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb) a cézium (Cs). Okrem toho medzi aktívne kovy, ktoré tvoria alkálie, patria kovy alkalických zemín - vápnik (Ca), stroncium (Sr) a bárium (Ba).

Tieto prvky tvoria nasledujúce základy:

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

Všetky ostatné zásady, napríklad Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, sú klasifikované ako nerozpustné.

Alkálie sa nazývajú inak silné dôvody a nerozpustné sú slabé zásady. Počas elektrolytickej disociácie sa alkálie rýchlo vzdávajú hydroxylovej skupiny a rýchlejšie reagujú s inými látkami. Nerozpustné alebo slabé zásady sú menej aktívne, pretože nedarujú hydroxylovú skupinu.

Ryža. 2. Klasifikácia báz.

Osobitné miesto v systemizácii anorganických látok zaujímajú amfotérne hydroxidy. Interagujú s kyselinami aj zásadami, t.j. V závislosti od podmienok sa správajú ako zásada alebo kyselina. Patria sem Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 a ďalšie zásady.

Potvrdenie

Bázy sa získavajú rôznymi spôsobmi. Najjednoduchšia je interakcia kovu s vodou:

Ba + 2H20 -> Ba(OH)2 + H2.

Alkálie sa získavajú reakciou oxidu s vodou:

Na20 + H20 -> 2NaOH.

Nerozpustné zásady sa získavajú v dôsledku interakcie alkálií so soľami:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓+ Na2S04.

Chemické vlastnosti

Hlavné chemické vlastnosti báz sú popísané v tabuľke.

Reakcie	Čo sa tvorí	Príklady
S kyselinami	Soľ a voda. Nerozpustné zásady reagujú iba s rozpustnými kyselinami	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Vysokoteplotný rozklad	Oxid kovu a voda	2Fe(OH)3 -> Fe203 + 3H20
S kyslými oxidmi (zásady reagujú)		NaOH + C02 → NaHC03
S nekovmi (vstupujú alkálie)	Soľ a vodík	2NaOH + Si + H20 → Na2Si03 + H2
Výmena so soľami	Hydroxid a soľ	Ba(OH)2 + Na2S04 -> 2NaOH + BaS04↓
Alkálie s niektorými kovmi	Komplexná soľ a vodík	2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

Pomocou indikátora sa vykoná test na určenie triedy základne. Pri interakcii s bázou sa lakmus zmení na modrý, fenolftaleín sa zmení na karmínový a metylová oranž sa zmení na žltú.

Ryža. 3. Reakcia indikátorov na bázy.

Čo sme sa naučili?

Na hodine chémie v 8. ročníku sme sa učili o vlastnostiach, klasifikácii a interakcii zásad s inými látkami. Dôvody - komplexné látky pozostávajúce z kovu a hydroxylovej skupiny OH. Delia sa na rozpustné alebo alkalické a nerozpustné. Alkálie sú agresívnejšie zásady, ktoré rýchlo reagujú s inými látkami. Zásady sa získavajú reakciou kovu alebo oxidu kovu s vodou, ako aj reakciou soli a zásady. Zásady reagujú s kyselinami, oxidmi, soľami, kovmi a nekovmi a pri vysokých teplotách sa tiež rozkladajú.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.5. Celkový počet získaných hodnotení: 135.

Bázy sú komplexné zlúčeniny, ktoré obsahujú dve hlavné štruktúrne zložky:

1. Hydroxo skupina (jedna alebo viac). Mimochodom, druhý názov týchto látok je „hydroxidy“.
2. Atóm kovu alebo amónny ión (NH4+).

Názov bázy pochádza zo spojenia názvov oboch jej zložiek: napríklad hydroxid vápenatý, hydroxid meďnatý, hydroxid strieborný atď.

Jedinou výnimkou všeobecné pravidlo Tvorba báz by sa mala zvážiť, keď sa hydroxoskupina neviaže na kov, ale na amónny katión (NH4+). Táto látka vzniká, keď sa amoniak rozpustí vo vode.

Ak hovoríme o vlastnostiach zásad, potom je potrebné okamžite poznamenať, že valencia hydroxoskupiny sa rovná jednej, takže počet týchto skupín v molekule bude priamo závisieť od valencie reagujúcich kovov. Príkladom sú v tomto prípade vzorce látok ako NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Chemické vlastnosti zásady sa prejavujú v ich reakciách s kyselinami, soľami, inými zásadami, ako aj v ich pôsobení na indikátory. Najmä alkálie možno určiť vystavením ich roztoku určitému indikátoru. V tomto prípade výrazne zmení svoju farbu: napríklad sa zmení z bielej na modrú a fenolftaleín sa zmení na karmínový.

Chemické vlastnosti zásad, prejavujúce sa ich interakciou s kyselinami, vedú k známym neutralizačným reakciám. Podstata tejto reakcie spočíva v tom, že atómy kovu spájajúce kyslý zvyšok tvoria soľ a hydroxoskupina a vodíkový ión sa po spojení premenia na vodu. Táto reakcia sa nazýva neutralizačná reakcia, pretože po nej nezostane žiadna zásada ani kyselina.

Charakteristické chemické vlastnosti zásad sa prejavujú aj pri ich reakcii so soľami. Stojí za zmienku, že iba alkálie reagujú s rozpustnými soľami. Štrukturálne vlastnosti týchto látok vedú v dôsledku reakcie k tvorbe novej soli a novej, najčastejšie nerozpustnej zásady.

Napokon, chemické vlastnosti báz sa dokonale prejavia pri ich tepelnom vystavení – zahrievaniu. Pri vykonávaní určitých experimentov je potrebné mať na pamäti, že takmer všetky zásady, s výnimkou zásad, sa pri zahrievaní správajú mimoriadne nestabilne. Veľká väčšina z nich sa takmer okamžite rozloží na zodpovedajúci oxid a vodu. A ak vezmeme základy kovov, ako je striebro a ortuť, potom sa za normálnych podmienok nedajú získať, pretože sa začínajú rozkladať už pri izbovej teplote.

Dôvody – komplexné látky, ktoré pozostávajú z kovového katiónu Me + (alebo kovu podobného katiónu, napr. amónny ión NH 4 +) a hydroxidového aniónu OH -.

Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na rozpustný (zásady) A nerozpustné zásady . Je tu tiež nestabilné základy, ktoré sa spontánne rozkladajú.

Získanie dôvodov

1. Interakcia zásaditých oxidov s vodou. V tomto prípade iba tie oxidy, ktoré zodpovedajú rozpustnej zásade (zásady). Tie. týmto spôsobom môžete len získať alkálie:

zásaditý oxid + voda = zásada

Napríklad , oxid sodný tvorí vo vode hydroxid sodný(hydroxid sodný):

Na20 + H20 -> 2NaOH

Zároveň o oxid meďnatý s voda nereaguje:

CuO + H20 ≠

2. Interakcia kovov s vodou. V čom reagovať s vodouza normálnych podmienoklen alkalické kovy(lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium), vápnik, stroncium a bárium.V tomto prípade nastáva redoxná reakcia, vodík je oxidačné činidlo a kov je redukčné činidlo.

kov + voda = alkálie + vodík

Napríklad, draslík reaguje s voda veľmi búrlivé:

2K0 + 2H2 + O -> 2K + OH + H20

3. Elektrolýza roztokov niektorých solí alkalických kovov. Na získanie alkálií sa spravidla uskutočňuje elektrolýza roztoky solí tvorené alkalickými kovmi alebo kovmi alkalických zemín a bezkyslíkatými kyselinami (okrem kyseliny fluorovodíkovej) - chloridy, bromidy, sulfidy a pod. .

Napríklad , elektrolýza chloridu sodného:

2NaCl + 2H20 -> 2NaOH + H2 + Cl2

4. Zásady vznikajú interakciou iných zásad so soľami. V tomto prípade interagujú iba rozpustné látky a vo výrobkoch by sa mala vytvoriť nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada:

alebo

zásada + soľ 1 = soľ 2 ↓ + zásada

Napríklad: Uhličitan draselný reaguje v roztoku s hydroxidom vápenatým:

K2C03 + Ca(OH)2 → CaC03↓ + 2KOH

Napríklad: Chlorid meďný reaguje v roztoku s hydroxidom sodným. V tomto prípade vypadne modrá zrazenina hydroxidu meďnatého:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Chemické vlastnosti nerozpustných zásad

1. Nerozpustné zásady interagujú s silné kyseliny a ich oxidy (a niektoré stredné kyseliny). V tomto prípade, soľ a voda.

nerozpustná zásada + kyselina = soľ + voda

nerozpustná zásada + kyslý oxid = soľ + voda

Napríklad ,Hydroxid meďnatý reaguje so silnou kyselinou chlorovodíkovou:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

V tomto prípade hydroxid meďný (II) neinteraguje s kyslým oxidom slabý kyselina uhličitá - oxid uhličitý:

Cu(OH)2 + C02 ≠

2. Nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na oxid a vodu.

Napríklad, Hydroxid železitý sa pri zahrievaní rozkladá na oxid železitý a vodu:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

3. Nerozpustné zásady nereagujús amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi.

nerozpustná zásada + amfotérny oxid ≠

nerozpustná zásada + amfotérny hydroxid ≠

4. Niektoré nerozpustné zásady môžu pôsobiť akoredukčné činidlá. Redukčné činidlá sú zásady tvorené kovmi s minimálne alebo stredný oxidačný stav, čo môže zvýšiť ich oxidačný stav (hydroxid železitý, hydroxid chrómový (II) atď.).

Napríklad , Hydroxid železitý sa môže oxidovať vzdušným kyslíkom v prítomnosti vody na hydroxid železitý:

4Fe +2 (OH)2 + O20 + 2H20 → 4Fe +3 (0-2H)3

Chemické vlastnosti alkálií

1. Alkálie reagujú s akýmikoľvek kyseliny – silné aj slabé . V tomto prípade sa vytvorí stredná soľ a voda. Tieto reakcie sú tzv neutralizačné reakcie. Možné je aj vzdelávanie kyslá soľ, ak je kyselina viacsýtna, pri určitom pomere činidiel, alebo v prebytok kyseliny. IN nadbytok alkálií Stredná soľ a voda sa tvoria:

zásada (nadbytok) + kyselina = stredná soľ + voda

alkálie + viacsýtna kyselina (nadbytok) = soľ kyseliny + voda

Napríklad , Hydroxid sodný pri interakcii s trojsýtnou kyselinou fosforečnou môže tvoriť 3 typy solí: dihydrogénfosforečnany, fosfáty alebo hydrofosforečnany.

V tomto prípade sa dihydrogénfosforečnany tvoria v nadbytku kyseliny, alebo keď je molárny pomer (pomer množstiev látok) činidiel 1:1.

NaOH + H3P04 -> NaH2P04 + H20

Keď je molárny pomer zásady a kyseliny 2:1, tvoria sa hydrofosforečnany:

2NaOH + H3PO4 -> Na2HP04 + 2H2O

V nadbytku zásady alebo pri molárnom pomere zásady ku kyseline 3:1 sa tvorí fosforečnan alkalického kovu.

3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20

2. Alkálie reagujú samfotérne oxidy a hydroxidy. V čom v tavenine vznikajú obyčajné soli , A v roztoku - komplexné soli .

alkálie (tavenina) + amfotérny oxid = stredná soľ + voda

alkálie (tavenina) + amfotérny hydroxid = stredná soľ + voda

alkálie (roztok) + amfotérny oxid = komplexná soľ

alkálie (roztok) + amfotérny hydroxid = komplexná soľ

Napríklad , keď hydroxid hlinitý reaguje s hydroxidom sodným v tavenine vzniká hlinitan sodný. Viac kyslý hydroxid tvorí kyslý zvyšok:

NaOH + Al(OH)3 = NaAl02 + 2H20

A v roztoku vzniká komplexná soľ:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Všimnite si, ako sa skladá komplexný vzorec soli:najprv vyberieme centrálny atóm (doSpravidla ide o amfotérny hydroxidový kov).Potom k tomu pridáme ligandy- v našom prípade ide o hydroxidové ióny. Počet ligandov je zvyčajne 2-krát väčší ako oxidačný stav centrálneho atómu. Výnimkou je ale komplex hliníka, ktorého počet ligandov je najčastejšie 4. Výsledný fragment uzatvárame do hranatých zátvoriek – ide o komplexný ión. Určujeme jeho náboj a píšeme na vonkajšej strane požadované množstvo katióny alebo anióny.

3. Alkálie interagujú s kyslými oxidmi. Zároveň je možné vzdelávanie kyslé alebo stredná soľ v závislosti od molárneho pomeru alkalického a kyslého oxidu. V nadbytku alkálií sa vytvorí stredná soľ a v nadbytku kyslého oxidu sa vytvorí kyslá soľ:

zásada (nadbytok) + kyslý oxid = stredná soľ + voda

alebo:

alkálie + kyslý oxid (nadbytok) = soľ kys

Napríklad , pri interakcii nadbytok hydroxidu sodného S oxidom uhličitým sa tvorí uhličitan sodný a voda:

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

A pri interakcii prebytok oxid uhličitý s hydroxidom sodným vzniká iba hydrogénuhličitan sodný:

2NaOH + C02 = NaHC03

4. Alkálie interagujú so soľami. Alkálie reagujú len s rozpustnými soľami v roztoku, za predpokladu, že V jedle sa tvorí plyn alebo sediment . Takéto reakcie prebiehajú podľa mechanizmu iónová výmena.

alkálie + rozpustná soľ = soľ + zodpovedajúci hydroxid

Alkálie interagujú s roztokmi kovových solí, ktoré zodpovedajú nerozpustným alebo nestabilným hydroxidom.

Napríklad hydroxid sodný reaguje so síranom meďnatým v roztoku:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na2 + SO 4 2-

Tiež alkálie reagujú s roztokmi amónnych solí.

Napríklad , Hydroxid draselný reaguje s roztokom dusičnanu amónneho:

NH4 + N03 - + K + OH - = K + N03 - + NH3 + H20

! Keď soli amfotérnych kovov interagujú s nadbytkom alkálií, vytvorí sa komplexná soľ!

Pozrime sa na túto problematiku podrobnejšie. Ak soľ tvorená kovom, ktorému zodpovedá amfotérny hydroxid , interaguje s malé množstvo alkálie, potom nastáva obvyklá výmenná reakcia a vzniká zrazeninahydroxidu tohto kovu .

Napríklad , prebytok síranu zinočnatého reaguje v roztoku s hydroxidom draselným:

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2S04

Pri tejto reakcii však nevzniká zásada, ale mfotérny hydroxid. A ako sme už naznačili vyššie, amfotérne hydroxidy sa rozpúšťajú v nadbytku alkálií za vzniku komplexných solí . T Keď teda síran zinočnatý reaguje s prebytok alkalického roztoku vzniká komplexná soľ, nevytvárajú sa žiadne zrazeniny:

ZnS04 + 4KOH = K2 + K2S04

Takto získame 2 schémy interakcie kovových solí, ktoré zodpovedajú amfotérnym hydroxidom, s alkáliami:

amfotérna kovová soľ (nadbytok) + alkálie = amfotérny hydroxid↓ + soľ

soľ amph.kov + alkálie (nadbytok) = komplexná soľ + soľ

5. Alkálie interagujú s kyslými soľami.V tomto prípade sa tvoria stredné soli alebo menej kyslé soli.

kyslá soľ + zásada = stredná soľ + voda

Napríklad , Hydrosulfit draselný reaguje s hydroxidom draselným za vzniku siričitanu draselného a vody:

KHS03 + KOH = K2S03 + H20

Je veľmi vhodné určiť vlastnosti kyslých solí mentálnym rozbitím kyslej soli na 2 látky - kyselinu a soľ. Napríklad hydrogénuhličitan sodný NaHC03 rozložíme na kyselinu uolovú H2CO3 a uhličitan sodný Na2CO3. Vlastnosti hydrogénuhličitanu sú do značnej miery určené vlastnosťami kyseliny uhličitej a vlastnosťami uhličitanu sodného.

6. Alkálie interagujú s kovmi v roztoku a tavenine. V tomto prípade dochádza k oxidačno-redukčnej reakcii, ktorá sa tvorí v roztoku komplexná soľ A vodík, v tavenine - stredná soľ A vodík.

Poznámka! S alkáliami v roztoku reagujú len tie kovy, ktorých oxid s minimálnym kladným oxidačným stavom kovu je amfotérny!

Napríklad , železo nereaguje s alkalickým roztokom, oxid železitý je zásaditý. A hliník rozpúšťa sa vo vodnom alkalickom roztoku, oxid hlinitý je amfotérny:

2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20

7. Alkálie interagujú s nekovmi. V tomto prípade dochádza k redoxným reakciám. zvyčajne nekovy sú v alkáliách neúmerné. Neodpovedajú s alkáliami kyslík, vodík, dusík, uhlík a inertné plyny (hélium, neón, argón atď.):

NaOH + 02 ≠

NaOH + N2 ≠

NaOH + C ≠

Síra, chlór, bróm, jód, fosfor a iné nekovy neprimerané v alkáliách (t.j. samy sa oxidujú a obnovujú).

Napríklad chlórpri interakcii s studený lúh prechádza do oxidačných stavov -1 a +1:

2NaOH + Cl20 = NaCl - + NaOCl + + H20

Chlór pri interakcii s horúcim lúhom prechádza do oxidačných stavov -1 a +5:

6NaOH + Cl20 = 5NaCl - + NaCl +503 + 3H20

Silikón oxidovaný alkáliami do oxidačného stupňa +4.

Napríklad, v riešení:

2NaOH + Si0 + H2 + O = NaCl - + Na2Si +403 + 2H20

Fluór oxiduje alkálie:

2F20 + 4NaO-2H = 020 + 4NaF - + 2H20

Viac o týchto reakciách si môžete prečítať v článku.

8. Zásady sa pri zahrievaní nerozkladajú.

Výnimkou je hydroxid lítny:

2LiOH = Li20 + H20

Zásady, amfotérne hydroxidy

Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (-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 alkálií, hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín

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

2. Vodné roztoky disociujú:

3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:

Polykyselinové zásady môžu poskytovať stredné a zásadité soli:

4. Reagovať s kyslými oxidmi, pričom vzniká 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. Interakcia 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

Amfotérne zlúčeniny sú zlúčeniny, 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 vykazujú základné vlastnosti:

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

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

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexná soľ)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexná soľ)

Komplexné zlúčeniny sú tie, v ktorých je aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom.

Všeobecný spôsob prípravy zásad je založený na výmenných reakciách, pomocou ktorých možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady.

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04

K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaC03 ↓

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

Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami sa treba vyhnúť nadbytku alkálií, pretože môže dôjsť k rozpusteniu. amfotérny základ, Napríklad:

AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI

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

AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Hydroxidy striebra a ortuti sa tak ľahko rozkladajú, že pri pokuse o ich získanie výmennou reakciou sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:

2AgN03 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3

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 = 2LiOH + H2

SrO + H20 = Sr(OH)2

Kyseliny

Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov a kyslými zvyškami. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a kvapalné (v čistej forme kvapalinou bude kyselina sírová H 2 SO 4).

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 Brønsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštiepenie s touto reakciou protóny, A základ- látka, ktorá môže prijímať protóny.

kyselina → zásada + H +

Na základe takýchto predstáv je to jasné základné vlastnosti amoniaku, ktorý v dôsledku prítomnosti osamelého 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. Navrhol, že acidobázické interakcie sú úplne nemusia nevyhnutne nastať pri prenose protónov. Pri stanovení kyselín a zásad podľa Lewisa hrá hlavnú úlohu v chemické reakcie je dané elektrónové páry

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 darovať elektrónové páry sa nazývajú Lewisove bázy (amoniak je báza).

Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých uvažovali skôr navrhnuté teórie. Tabuľka porovnáva v súčasnosti používané definície kyselín a zásad.

Názvoslovie kyselín

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

Podľa počtu atómov vodíka schopných eliminácie vo vodnom roztoku sa kyseliny delia na jednosýtny(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a tribasic(H3P04).

Podľa zloženia kyseliny sa delia na bez kyslíka(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).

Zvyčajne názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, -vaya, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): -nepriehľadné, hrdzavé, -ovčie:

Ak vezmeme do úvahy polaritu vodíkovo-nekovovej väzby v rámci periódy, môžeme ľahko spojiť polaritu tejto väzby s pozíciou prvku v periodickej tabuľke. Z atómov kovov, ktoré sa ľahko strácajú 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 periodickej tabuľky tvoria bór, hliník, uhlík a kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII Periodická tabuľka 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. Nekovové atómy, ktoré vyžadujú niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, priťahujú (polarizujú) pár väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je jadrový náboj. 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 polárnejšie a atóm vodíka v dipól väzby prvok-vodík sa stáva elektropozitívnejším. Ak sa polárne molekuly ocitnú v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.

Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú Spojenie N-O-E a, prirodzene, polarita H-O väzby je ovplyvnená O-E pripojenie. Preto sa tieto kyseliny spravidla ľahšie disociujú ako voda.

H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3

HNO3 + H20 ⇆ H30 + + N03

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

Pre disociáciu kyslého typu (s elimináciou iónu H) je potrebná ruptúra O-N pripojenia. Ako môžeme 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 kyslík-chlór, elektrónová hustota sa získa z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. V dôsledku toho hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu O-H, ktorá je v dôsledku toho oslabená.

Tento vzor - posilnenie kyslých vlastností so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO 3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, je silnejšia 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. Môžu sa získať bezkyslíkaté kyseliny priamou kombináciou nekovov s vodíkom.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S ⇆ H2S

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

3. Môžu sa získať bezkyslíkaté aj kyslíkaté kyseliny metabolickými reakciami medzi soľami a inými kyselinami.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 НВr

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓

FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04

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

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20

4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.

H202 + S02 = H2S04

3P + 5HN03 + 2H20 = ZN3P04 + 5N02

Kyslá chuť, vplyv na ukazovatele, 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) sú bežné Pre kyseliny reakcie sú spojené s tvorbou hydróniového iónu H 3 O + vo vodných roztokoch;

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

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

TO všeobecné vlastnosti kyseliny zahŕňajú reakcie kyselín s kovmi v napäťovej sérii až po vodík, napr.

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 = 2CuBr2 + C02 + 3H20

Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20

2KHS03 + H2S04 = K2S04 + 2S02 + 2H20

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

Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca (H2P04)2

Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20

KOH + H2S = KHS + H20

Na prvý pohľad sa môže zdať vznik kyslých solí prekvapivý jednosýtny kyselina 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 svoju 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 vysoko alkalickéživotné prostredie malinová 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 + spoločné pre všetky kyseliny (kvalitatívne reakcie na detekciu kyselín), ako kvalitatívne reakcie pre jednotlivé kyseliny sa používajú špecifické reakcie:

Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)

Ba2+ + SO 4 2- = 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 byť oxidované len.

2KMnO 4 + 16HCl = 5 Сl 2 + 2 КСl + 2 МnСl 2 + 8 Н 2 O

H2S + Br2 = S + 2НВг

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 = 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 = Pb(N03)2 + 2N02 + 2H20

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

Malo by sa pamätať na to, že:

• Roztoky kyselín reagujú s kovmi, ktoré sú naľavo od vodíka v elektrochemickej sérii napätia, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba v dôsledku reakcie. rozpustná soľ. Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.

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

• Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyšky kyselín, Napríklad:

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

• Obe kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť intermediárne 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.

Zvláštnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovanej kyseliny sírovej H 2 SO 4 (konc.) sú spôsobené tým, že pri interakcii 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 koncentrácie. kyselín, poloha kovu v napäťovom rade a reakčné podmienky (teplota, stupeň mletia 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 sú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, ale stabilná kyselina. Nie je možné posúdiť prchavosť nestabilných kyselín. 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 kyselina chrómová H 2 CrO 4 má žltú farbu, kyselina mangánová HMnO 4 karmínovú.

Referenčný materiál na vykonanie testu:

Mendelejevov stôl

Tabuľka rozpustnosti