Які фізичні властивості виявляють основи. Підстави. Хімічні властивості та способи отримання

а) отримання підстав.

1) Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:

CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2  + K 2 SO 4 ,

До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2КОН + СО 3 .

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

2) Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

3) Луги в техніці зазвичай одержують електролізом водних розчинів хлоридів:

б)хімічнівластивості основ.

1) 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 = СуSО 4 + 2 H 2 O .

2) Вище було показано, як луги взаємодіють із кислотними та амфотерними оксидами.

3) При взаємодії лугів з розчинними солями утворюється нова сіль та нова основа. Така реакція йде до кінця тільки в тому випадку, коли хоча б одна з отриманих речовин випадає в осад.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) При нагріванні більшість підстав, за винятком гідроксидів лужних металів, розкладаються на відповідний оксид та воду:

2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,

Са(ОН) 2 = СаО + Н2О.

КИСЛОТИ –складні речовини, молекули яких складаються з одного або кількох атомів водню та кислотного залишку. Склад кислот може бути виражений загальною формулою Н х А де А – кислотний залишок. Атоми водню в кислотах здатні заміщатися чи обмінюватися на атоми металів, у своїй утворюються солі.

Якщо кислота містить один такий атом водню, це одноосновна кислота (HCl - соляна, HNO 3 - азотна, HСlO - хлорноватиста, CH 3 COOH - оцтова); два атоми водню - двоосновні кислоти: H 2 SO 4 - сірчана, H 2 S - сірководнева; три атоми водню - триосновні: H 3 PO 4 - ортофосфорна, H 3 AsO 4 - ортомиш'якова.

Залежно від складу кислотного залишку кислоти поділяють на безкисневі (H 2 S, HBr, HI) і кисневмісні (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). У молекулах кисневмісних кислот атоми водню пов'язані через кисень з центральним атомом: Н - Про - Е. Назви безкисневих кислот утворюються з кореня російської назви неметалу, сполучної голосної - про- і слова «воднева» (H 2 S – сірководнева). Назви кисневмісних кислот дають так: якщо неметал (рідше метал), що входить до складу кислотного залишку, знаходиться у вищому ступені окислення, то до кореня російської назви елемента додають суфікси -н-, -єв-,або - ов-і далі закінчення -а я-(H 2 SO 4 – сірчана, H 2 CrO 4 – хромова). Якщо рівень окислення центрального атома нижче, то використовується суфікс -іст-(H 2 SO 3 - сірчиста). Якщо неметал утворює ряд кислот, використовують і інші суфікси (HClO – хлор оватистая, HClO 2 – хлор істая, HClO 3 – хлор оватая, HClO 4 – хлор на я).

З
точки зору теорії електролітичної дисоціації, кислоти – електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням як катіони тільки іонів водню:

Н х А хН + +А х-

Наявністю Н + -іонів обумовлено зміну забарвлення індикаторів у розчинах кислот: лакмус (червоний), метилоранж (рожевий).

Отримання та властивості кислот

а) одержання кислот.

1) Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем і подальшим розчиненням відповідних газів у воді:

2) Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при взаємодії кислотних оксидів з водою.

3) Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:

Вr 2 + H 2 SO 4 = SО 4 + 2 HBr ,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (розб.) = H 2 S + FeSO 4 ,

NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3 ,

4) У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:

3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO 

б ) хімічні властивості кислот.

1) Кислоти взаємодіють з основами та амфотерними гідроксидами. При цьому практично нерозчинні кислоти (H 2 SiO 3 H 3 BO 3) можуть реагувати тільки з розчинними лугами.

H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O

2) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами розглянуто вище.

3) Взаємодія кислот із солями – це обмінна реакція з утворенням солі та води. Ця реакція йде до кінця, якщо продуктом реакції є нерозчинна або летюча речовина або слабкий електроліт.

Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2 

4) Взаємодія кислот із металами – окислювально-відновний процес. Відновник - метал, окислювач - іони водню (кислоти-неокислювачі: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(розбавл), H 3 PO 4) або аніон кислотного залишку (кислоти-окислювачі: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц та розб)). Продуктами реакції взаємодії кислот-неокислювачів з металами, що стоять у ряді напруги до водню, є сіль і газоподібний водень:

Zn+H 2 SO 4(розб) = ZnSO 4 +H 2 

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Кислоти окислювачі взаємодіють майже з усіма металами, включаючи і малоактивні (Cu, Hg, Ag), при цьому утворюються продукти відновлення аніону кислоти, сіль та вода:

Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,

Рb + 4НNО 3(кінець) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O

АМФОТЕРНІ ГІДРОКСИДИвиявляють кислотно-основну двоїстість: з кислотами вони реагують як основи:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

а з основами – як кислоти:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакція протікає у розчині лугу);

Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакція протікає між твердими речовинами при сплавленні).

З сильними кислотами та основами амфотерні гідроксиди утворюють солі.

Як і інші нерозчинні гідроксиди, амфотерні гідроксиди розкладаються при нагріванні на оксид та воду:

Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.

СОЛІ– іонні сполуки, що складаються з катіонів металів (або амонію) та аніонів кислотних залишків. Будь-яку сіль можна розглядати як продукт реакції нейтралізації основи кислотою. Залежно від того, в якому співвідношенні взято кислоту і основу, виходять солі: середні(ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт повної нейтралізації основи кислотою, кислі(NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при надлишку кислоти, основні(CuOHCl, AlOHSO 4) – при надлишку основи.

Назви солей за міжнародною номенклатурою утворюють із двох слів: назви аніону кислоти в називному відмінку та катіону металу у родовому із зазначенням ступеня його окислення, якщо вона змінна, римською цифрою у дужках. Наприклад: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрому (III), AlCl 3 – хлорид алюмінію. Назви кислих солей утворюють додаванням слова гідро-або дигідро-(залежно від кількості атомів водню в гідроаніоні): Ca(HCO 3) 2 – гідрокарбонат кальцію, NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію. Назви основних солей утворюють додаванням слова гідроксо-або дигідроксо-: (AlOH)Cl 2 - гідроксохлорид алюмінію, 2 SO 4 - дигідроксосульфат хрому(III).

Отримання та властивості солей

а ) хімічні властивості солей.

1) Взаємодія солей з металами – окисно-відновлювальний процес. При цьому метал, що стоїть лівіше в електрохімічному ряду напруг, витісняє наступні розчини їх солей:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu

Лужні та лужноземельні метали не використовують для відновлення інших металів із водних розчинів їх солей, оскільки вони взаємодіють з водою, витісняючи водень:

2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.

2) Взаємодія солей з кислотами та лугами була розглянута вище.

3) Взаємодія солей між собою в розчині протікають незворотно лише в тому випадку, якщо один із продуктів – малорозчинна речовина:

BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.

4) Гідроліз солей – обмінне розкладання деяких солей водою. Гідроліз солей буде детально розглянуто у темі «електролітична дисоціація».

б) способи одержання солей.

У лабораторній практиці зазвичай використовують такі способи одержання солей, засновані на хімічних властивостях різних класів сполук та простих речовин:

1) Взаємодія металів із неметалами:

Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,

2) Взаємодія металів із розчинами солей:

Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.

3) Взаємодія металів із кислотами:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами:

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.

5) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами:

2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.

6) Взаємодія кислот із солями:

HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .

7) Взаємодія лугів із солями в розчині:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Взаємодія двох солей у розчині:

NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.

9) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:

Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.

10) Взаємодія оксидів різного характеру один з одним:

CaO+CO2 = CaCO3.

Солі зустрічаються в природі у вигляді мінералів та гірських порід, у розчиненому стані у воді океанів та морів.

Гідроксиди лужних металів – за звичайних умов є тверді білі кристалічні речовини, гігроскопічні, милі на дотик, дуже добре розчиняються у воді (їх розчинення – екзотермічний процес), легкоплавки. Гідроксиди лужноземельних металів Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2) – білі порошкоподібні речовини, набагато менш розчинні у воді порівняно з гідроксидами лужних металів. Нерозчинні у воді основи зазвичай утворюються у вигляді гелеподібних опадів, що розкладаються під час зберігання. Наприклад, Сu(ОН) 2 – синій драглистий осад.

3.1.4 Хімічні властивості основ.

Властивості підстав зумовлені наявністю іонів ОН – . У властивостях лугів та нерозчинних у воді основ є відмінності, проте загальною властивістю є реакція взаємодії з кислотами. Хімічні властивості підстав представлені у таблиці 6.

Таблиця 6 – Хімічні властивості основ

3.1.5 Найважливіші підстави.

NaOH- їдкий натр, каустична сода. Легкоплавкі (t пл = 320 °С) білі гігроскопічні кристали, добре розчиняються у воді. Розчин милий на дотик і є небезпечною їдкою рідиною. NaOH – один із найважливіших продуктів хімічної промисловості. У великих кількостях потрібно для очищення нафтопродуктів, що широко застосовується в миловарній, паперовій, текстильній та інших галузях промисловості, а також для виробництва штучного волокна.

КОН- їдке калі. Білі гігроскопічні кристали добре розчиняються у воді. Розчин милий на дотик і є небезпечною їдкою рідиною. Властивості КОН аналогічні властивостям NaOH, але застосовується гідроксид калію набагато рідше через його більш високу вартість.

Са(ВІН) 2 - гашене вапно. Білі кристали мало розчинні у воді. Розчин називається "вапняною водою", суспензія - "вапняним молоком". Вапняна вода застосовується для розпізнавання вуглекислого газу, вона каламутніє при пропусканні СО 2 . Гашене вапно широко використовується в будівельній справі як основа для виготовлення в'яжучих речовин.

Сучасна хімічна наука є безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все довкола - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна та органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і які властивості вони мають.

Головні категорії неорганічних сполук

До таких прийнято відносити такі:

1. Оксиди.
2. Солі.
3. Підстави.
4. Кислоти.

Кожен із класів представлений великою різноманітністю сполук неорганічної природи та має значення практично у будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Усі основні характеристики, характерні цих сполук, перебування у природі та отримання вивчаються у шкільному курсі хімії обов'язковому порядку, в 8-11 класах.

Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, в якій представлені приклади кожної з речовин та їх агрегатний стан, знаходження у природі. А також показані взаємодії, що описують хімічні властивості. Однак ми розглянемо кожен із класів окремо та детальніше.

Група сполук - оксиди

4. Реакції, внаслідок яких елементи змінюють СО

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: утворення кислот (SiO 2 виняток)

КО + вода = кислота

2. Реакції з основами:

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

3. Реакції з основними оксидами: утворення солі

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

4. Реакції ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Виявляють подвійні властивості, взаємодіють за принципом кислотно-основного методу (з кислотами, лугами, основними оксидами, оксидами кислотними). З водою у взаємодію не вступають.

1. З кислотами: утворення солей та води

АТ + кислота = сіль + Н 2 О

2. З основами (лугами): утворення гідроксокомплексів

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакції з кислотними оксидами: одержання солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакції з ГО: утворення солей, сплавлення

MnO + Rb 2 O = подвійна сіль Rb 2 MnO 2

5. Реакції сплавлення з лугами та карбонатами лужних металів: утворення солей

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

Кожен вищий оксид, утворений як металом, і неметалом, розчиняючись у питній воді, дає сильну кислоту чи луг.

Кислоти органічні та неорганічні

У класичному звучанні (ґрунтуючись на позиціях ЕД – електролітичної дисоціації – Сванте Арреніуса) кислоти – це сполуки, що у водному середовищі дисоціюють на катіони Н+ та аніони залишків кислоти An – . Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому є багато різних теорій для гідроксидів.

Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються лише з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість у речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H + кислотний залишок n-. Органічні речовини мають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка відображатиме не тільки склад і кількість молекули, а й порядок розташування атомів, їх зв'язок між собою та головну функціональну групу для карбонових кислот -СООН.

У неорганіці всі кислоти поділяються на дві групи:

• безкисневі - HBr, HCN, HCL та інші;
• кисень (оксокислоти) - HClO 3 і все, де є кисень.

Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільністю (стабільні чи стійкі – всі, крім вугільної та сірчистої, нестабільні чи нестійкі – вугільна та сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорна та інші, а також слабкими: сірководнева, хлорновата та інші.

Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, належать до карбонових кислот. Їхня загальна особливість - наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН 3 СООН (оцтова), 17 Н 35 СООН (стеаринова) та інші.

Існує ряд кислот, на які особливо ретельно робиться наголос при розгляді цієї теми в шкільному курсі хімії.

1. Соляна.
2. Азотна.
3. Ортофосфорний.
4. Бромоводородна.
5. Вугільна.
6. Йодоводнева.
7. Сірчана.
8. Оцтова, або етанова.
9. Бутанова, або олійна.
10. Бензойна.

Дані 10 кислот з хімії є основними речовинами відповідного класу як у шкільному курсі, так і загалом у промисловості та синтезах.

Властивості неорганічних кислот

До основних фізичних властивостей слід віднести насамперед різний агрегатний стан. Адже існує низка кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) за звичайних умов. Переважна більшість відомих неорганічних кислот є різними рідинами. Температури кипіння та плавлення також варіюються.

Кислоти здатні викликати важкі опіки, оскільки мають силу, що руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:

• метилоранж (у звичайному середовищі - помаранчевий, у кислотах - червоний),
• лакмус (у нейтральній – фіолетовий, у кислотах – червоний) або деякі інші.

До найважливіших хімічних властивостей можна віднести здатність вступати у взаємодію як із простими, і зі складними речовинами.

При взаємодії з металами однаково реагують в повному обсязі кислоти. Хімія (9 клас) у школі передбачає вельми неглибоке вивчення таких реакцій, проте і такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної і сірчаної кислоти при взаємодії з металами.

Гідроксиди: луги, амфотерні та нерозчинні основи

Оксиди, солі, основи, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічних ґрат, а також взаємним впливом атомів у складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот та основ це зробити складніше.

Так само, як і кислоти, основами теорії ЕД називаються речовини, здатні у водному розчині розпадатися на катіони металів Ме n+ і аніони гідроксогруп ОН - .

• Розчинні або луги (сильні підстави, що змінюють колір індикаторів). Утворені металами І, ІІ груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи лише головних підгруп);
• Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють фарбування індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
• Молекулярні (слабкі основи, у водному середовищі оборотно дисоціюють на іони-молекули). Приклад: N 2 H 4, аміни, аміак.
• Амфотерні гідроксиди (проявляють подвійні основно-кислотні властивості). Приклад: берилію, цинку тощо.

Кожна представлена ​​група вивчається у шкільному курсі хімії у розділі "Підстави". Хімія 8-9 класу передбачає докладне вивчення лугів та малорозчинних сполук.

Головні характерні властивості основ

Всі луги та малорозчинні сполуки знаходяться у природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо луги білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути різного забарвлення. Розчинність більшості сполук даного класу можна переглянути в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показано їх розчинність.

Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів наступним чином: фенолфталеїн – малиновий, метилоранж – жовтий. Це забезпечується вільною присутністю гідроксогруп у розчині. Саме тому малорозчинні основи такої реакції не дають.

Хімічні властивості кожної групи підстав різні.

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють основи. Хімія основ досить проста і підпорядковується загальним закономірностям усіх неорганічних сполук.

Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості

Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, що у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме +n і аніони кислотних залишків An n- . Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, проте це найточніше.

При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:

• Кислі (що мають у складі катіон водню). Приклад: NaHSO 4.
• Основні (що мають у складі гідроксогрупу). Приклад: MgOHNO 3 FeOHCL 2 .
• Середні (складаються лише з катіону металу та кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO 4.
• Подвійні (включають два різних катіона металу). Приклад: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексні (гідроксокомплекси, аквакомплекси та інші). Приклад: До 2 .

Формули солей відображають їхню хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.

Оксиди, солі, основи, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.

Якщо ж говорити про агрегатний стан солей, потрібно помітити їх одноманітність. Вони існують лише у твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гама досить різноманітна. Розчини комплексних солей зазвичай мають яскраві насичені фарби.

Хімічні взаємодії класу середніх солей

Мають схожі хімічні властивості основи, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.

Усього можна виділити 4 основні типи взаємодій для середніх солей.

I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з погляду ЕД) з утворенням іншої солі та слабкої кислоти:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

ІІ. Реакції з розчинними гідроксидами з появою солей та нерозчинних основ:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 сіль розчинна + Cu(OH) 2 нерозчинна основа

ІІІ. Взаємодія з іншою розчинною сіллю з утворенням нерозчинної солі та розчинної:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ ліворуч від того, що утворює сіль. При цьому метал, що вступає в реакцію, не повинен за звичайних умов вступати у взаємодію з водою:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Це основні типи взаємодій, які притаманні середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність хімічних властивостей.

Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність всіх представників даних класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини та її фізичні властивості. Тому на їхнє написання слід звертати особливу увагу. Величезне розмаїття сполук пропонує нам загалом дивовижна наука – хімія. Оксиди, основи, кислоти, солі - це лише частина неосяжного різноманіття.

Ще зі школи нам відомо, що основами називають сполуки, де атоми металу пов'язані з однією або декількома гідроксогрупами— KOH, Ca(OH) 2 тощо. Проте поняття «основи» насправді ширше, і є дві теорії підстав — протонна (теорія Брёнстеда — Лоурі) і електронна (теорія Льюїса). ми розглянемо в окремій статті, тому візьмемо визначення з теорії Бренстеда (далі в цій статті — лише підстави Бронстеда): Основи (гідрокси) - це речовини або частинки, здатні приймати (відщеплювати) протон від кислоти.Відповідно до такого визначення, властивості основи залежать від властивостей - наприклад, вода або оцтова кислота поводяться як основи у присутності сильніших кислот:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ HSO 4 - + H 3 O + (катіон гідроксонію)

H 2 SO 4 + CH 3 COOH ⇄ HSO 4 - + CH 3 COOH 2 +

Номенклатура основ

Назви основ утворюються дуже просто — спочатку йде слово «гідроксід», а потім назва металу, який входить у цю основу. Якщо метал має змінну валентність, це відбивають у назві.

KOH - гідроксид калію
Ca(OH) 2 - гідроксид кальцію
Fe(OH) 2 - гідроксид заліза (II)
Fe(OH) 3 - гідроксид заліза (III)

Існує також основа NH 4 OH (гідроксід амонію), де гідроксогрупа пов'язана не з металом, а катіоном амонію NH 4 + .

Класифікація основ

Підстави можна класифікувати за такими ознаками:

1. За розчинністю основи ділять на розчинні - луги(NaOH, KOH) та нерозчинні основи(Ca(OH) 2 Al (OH) 3).
2. За кислотністю (кількістю гідроксогруп) основи ділять на однокислотні(KOH, LiOH) та багатокислотні(Mg(OH 2), Al(OH) 3).
3. За хімічними властивостями їх поділяють на основні(Ca(OH) 2 , NaOH) та амфотернітобто проявляють як основні властивості, так і кислотні (Al(OH) 3 , Zn(OH) 2).
4. За силою (за ступенем дисоціації) розрізняють:
   а) сильні(α = 100 %) – всі розчинні основи NaOH, LiOH, Ba(OH) 2 малорозчинний Ca(OH) 2 .
   б) слабкі (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH) 2 , Fe(OH) 3 и растворимое NH 4 OH.

Сила підстав

Для основ можна кількісно висловити їхню силу, тобто здатність відщеплювати протон від кислоти. Для цього використовують константу основності K b — константу рівноваги для реакції між основою та кислотою, причому як кислота виступає вода. Чим вище значення константи основності, тим вища сила основи і тим сильніша його здатність відщеплювати протон. Також замість константи часто використовують показник константи основності pK b . Наприклад, для аміаку NH 3 маємо:

Отримання

1. Взаємодія активного металу з водою:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2H 2 O Mg(OH) 2 + H 2

1. Взаємодія основних з водою (тільки для лужних та лужноземельних металів):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 .

1. Промисловим способом отримання лугів є електроліз розчинів солей:

2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2

1. Взаємодія розчинних солей з лугами, причому для нерозчинних основ це єдиний спосіб одержання:

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Фізичні властивості

Усі підстави є твердими речовинами, що мають різне забарвлення. У воді нерозчинні, крім лугів.

Увага!Луги є дуже їдкими речовинами. При попаданні на шкіру розчини лугів викликають сильні опіки, що довго загоюються, при попаданні в очі можуть викликати сліпоту. При роботі з ними слід дотримуватися техніки безпеки та користуватися індивідуальними засобами захисту.

Зовнішній вигляд основ. Зліва направо: гідроксид натрію, гідроксид кальцію, метагідрокс заліза

Хімічні властивості

Хімічні властивості основ з погляду теорії електролітичної дисоціації обумовлені наявністю в їх розчинах надлишку вільних гідроксид - іонів ВІН-.

1. Зміна кольору індикаторів:

фенолфталеїн – малиновий

лакмус – синій

метиловий оранжевий – жовтий

Фенолфталеїн надає розчину лугу малинового забарвлення.

1. Взаємодія з кислотами з утворенням солі та води (реакція нейтралізації):

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O,

розчинне

Mg(OH) 2 + 2HCI → MgCI 2 + 2H 2 O.

нерозчинне

1. Взаємодія з кислотними:

2KOH + SO 3 → K 2 SO 4 + H 2 O

1. Взаємодія з амфотерними та гідроксидами:

а) при плавленні:

2NaOH + AI 2 O 3 → 2NaAIO 2 + H 2 O,

NaOH + AI(OH) 3 → NaAIO 2 + 2H 2 O.

б) у розчині:

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na,

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

1. Взаємодія з деякими простими речовинами (амфотерними металами, кремнієм та іншими):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 + H 2

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

1. Взаємодія з розчинними солями з утворенням опадів:

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

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

1. Малорозчинні та нерозчинні основи розкладаються при нагріванні:

Ca(OH) 2 → CaO + H 2 O,

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O.

Чи знаєте ви?

Органічні молекули, які розкладаються протягом мільйонів років без світла і кисню, зберігають лише свій вуглеводневий скелет. Сира нафта, наприклад, є сумішшю молекул, що містять тільки вуглець і водень, в той час як вугілля включає деяку кількість інших елементів. Хоча молекули, присутні у вугіллі та нафті, помітно відрізняються за своєю хімічною структурою, вони мають спільну особливість: вони не містять функціональних груп!

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:

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 ході реакції відбувається розрив зв'язків у вихідних речовинах та утворення нових зв'язків у продуктах реакції. Оскільки утворення зв'язку йде з виділенням, а його розрив - з поглинанням енергії, то х