Nerastvorljiva baza: bakar hidroksid

Temelji- nazivaju se elektroliti, u čijim rastvorima nema anjona, osim hidroksidnih jona (anioni su joni koji imaju negativan naboj, u ovom slučaju to su OH - joni). Naslovi osnove sastoji se od tri dijela: riječi hidroksid , kojem se dodaje naziv metala (u genitivu). Na primjer, bakar hidroksid(Cu(OH) 2). Za neke osnove mogu se koristiti stari nazivi, na primjer natrijev hidroksid(NaOH) - natrijum alkal.

Natrijev hidroksid, natrijev hidroksid, natrijum alkal, kausticna soda- Sve su to iste stvari hemijska formula koji NaOH. Anhidrovano natrijev hidroksid je bijela kristalna supstanca. Rastvor je bistra tečnost koja se ne razlikuje od vode. Budite oprezni prilikom upotrebe! Kaustična soda jako opeče kožu!

Klasifikacija baza se zasniva na njihovoj sposobnosti da se otapaju u vodi. Neka svojstva baza zavise od rastvorljivosti u vodi. dakle, osnove koji su rastvorljivi u vodi nazivaju se alkali. To uključuje natrijum hidroksidi(NaOH), kalijum hidroksid(KOH), litijum (LiOH), ponekad se dodaju njihovom broju i kalcijum hidroksid(Ca (OH) 2)), iako je u stvari slabo rastvorljiva supstanca bijele boje(gašeno vapno).

Dobivanje osnova

Dobivanje osnova i alkalije može se proizvesti Različiti putevi. Za dobijanje alkalije Možete koristiti hemijsku interakciju metala sa vodom. Takve reakcije se odvijaju uz vrlo veliko oslobađanje topline, sve do paljenja (do paljenja dolazi zbog oslobađanja vodika tijekom reakcije).

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Živo vapno - CaO

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Ali ove metode nisu pronađene u industriji. praktična vrijednost, naravno, pored dobijanja kalcijum hidroksida Ca(OH) 2 . Potvrda natrijev hidroksid i kalijum hidroksid povezane s korištenjem električne energije. Prilikom elektrolize vodenog rastvora natrijum ili kalijum hlorida na katodi se oslobađa vodonik, a na anodi hlor, dok se u rastvoru gde se odvija elektroliza akumulira alkali!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (ova reakcija se odvija kada se kroz rastvor prođe električna struja).

Nerastvorljive baze opsjedati alkalije iz rastvora odgovarajućih soli.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Osnovna svojstva

alkalije otporan na toplotu. Natrijev hidroksid možete rastopiti i dovesti do ključanja, dok se neće raspasti. alkalije lako reagiraju s kiselinama, što rezultira stvaranjem soli i vode. Ova reakcija se naziva i reakcija neutralizacije.

KOH + HCl → KCl + H2O

alkalije interakciju s kiselim oksidima, zbog čega nastaju sol i voda.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Nerastvorljive baze, za razliku od alkalija, nisu termički stabilne supstance. Neki od njih, npr. bakar hidroksid, raspadaju se pri zagrevanju,

Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
drugi - čak i na sobnoj temperaturi (na primjer, srebrni hidroksid - AgOH).

Nerastvorljive baze u interakciji s kiselinama, reakcija se odvija samo ako se sol, koja nastaje tijekom reakcije, otopi u vodi.

Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O

Otapanje alkalnog metala u vodi s promjenom boje indikatora u svijetlocrvenu

Alkalni metali su metali koji reaguju sa vodom i nastaju alkali. Tipičnom predstavniku alkalni metali odnosi se na natrijum Na. Natrijum je lakši od vode, pa se njegova hemijska reakcija sa vodom odvija na njegovoj površini. Aktivno se otapajući u vodi, natrijum istiskuje vodonik iz nje, dok formira natrijevu alkaliju (ili natrijum hidroksid) - natrijev hidroksid NaOH. Reakcija se odvija na sljedeći način:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Svi alkalni metali se ponašaju na sličan način. Ako se prije početka reakcije u vodu doda indikator fenolftalein, a zatim se komadić natrijuma umoči u vodu, tada će natrijum kliziti kroz vodu, ostavljajući iza sebe svijetlo ružičasti trag nastale lužine (alkalne mrlje fenolftalein in roze boje)

gvožđe hidroksid

gvožđe hidroksid je osnova. Gvožđe, u zavisnosti od stepena svoje oksidacije, formira dve različite baze: gvožđe hidroksid, gde gvožđe može imati valencije (II) - Fe (OH) 2 i (III) - Fe (OH) 3. Kao i baze koje formira većina metala, obje baze željeza su netopive u vodi.

gvožđe hidroksid(II) - bijela želatinasta supstanca (talog u rastvoru), koja ima jaka redukciona svojstva. osim toga, gvožđe hidroksid(II) veoma nestabilan. Ako do rješenja gvožđe hidroksid(II) dodati malo lužine, tada će ispasti zeleni talog koji prilično brzo potamni i prelazi u smeđi talog željeza (III).

gvožđe hidroksid(III) ima amfoterna svojstva, ali su njegova kisela svojstva znatno manje izražena. Get gvožđe hidroksid(III) moguće kao rezultat hemijska reakcija izmjena između soli željeza i alkalija. Na primjer

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe (OH) 3

2. OSNOVE

Temelji – to su složene supstance koje se sastoje od atoma metala i jedne ili više hidrokso grupa (OH -).

Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije, to su elektroliti (supstance čiji rastvori ili taline provode struja) disocijacija na vodeni rastvori u metalne katjone i anjone samo hidroksid - OH - ione.

Baze rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. To uključuje baze koje formiraju metali 1. grupe glavne podgrupe (LiOH, NaOHi drugi) i zemnoalkalni metali (C a(OH) 2,Sr(OH) 2, Va (OH) 2). Baze formirane od metala drugih grupa periodični sistem praktično nerastvorljiv u vodi. Alkalije u vodi potpuno disociraju:

NaOH® Na + + OH - .

PolyacidBaze u vodi se razdvajaju u koracima:

Ba( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,

Ba( OH) + Ba 2+ + OH -.

C tupdisocijacija baza objašnjava nastanak bazičnih soli.

Osnovna nomenklatura.

Osnove se zovu na sljedeći način: prvo se izgovara riječ "hidroksid", a zatim metal koji je formira. Ako metal ima promjenjivu valenciju, onda je to naznačeno u nazivu.

KOH, kalijum hidroksid;

Ca( Oh ) 2 – kalcijum hidroksid;

Fe( Oh ) 2 – gvožđe hidroksid ( II);

Fe( Oh ) 3 – gvožđe hidroksid ( III);

Prilikom sastavljanja osnovnih formula pod pretpostavkom da je molekul električno neutralan. Hidroksidni jon uvek ima naelektrisanje (-1). U osnovnoj molekuli, njihov broj je određen pozitivnim nabojem metalnog kationa. Hidrokogrupa je zatvorena u zagradama, a indeks za izjednačavanje naboja nalazi se dole desno iza zagrada:

Ca +2 (OH) - 2, Fe 3 +( OH) 3 - .

po sljedećim osnovama:

1. Po kiselosti (prema broju OH grupa - u baznom molekulu): monokiselina -NaOH, KOH , polikiselina - Ca (OH) 2, Al (OH) 3.

2. Po rastvorljivosti: rastvorljiv (alkalijski) -LiOH, KOH , nerastvorljiv - Cu (OH) 2, Al (OH) 3.

3. Po jačini (prema stepenu disocijacije):

a) jaka α = 100%) - sve rastvorljive bazeNaOH, LiOH, Ba(OH ) 2 , teško rastvorljiv Ca(OH)2.

b) slab ( α < 100 %) – все nerastvorljive baze Cu (OH) 2, Fe (OH) 3 i rastvorljivi NH 4 OH.

4. Po hemijskim svojstvima: osnovni - C a(OH) 2, N / A HE; amfoterično - Zn (OH) 2, Al (OH) 3.

Temelji

To su hidroksidi zemnoalkalnih i zemnoalkalnih metala (i magnezijuma), kao i metali u minimalnom oksidacionom stanju (ako ima promenljivu vrednost).

Na primjer: NaOH, LiOH, mg ( OH) 2, Ca (OH) 2, Cr (OH) 2, Mn(OH) 2 .

Potvrda

1. Interakcija aktivni metal sa vodom:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2 H 2 O mg ( Oh) 2 + H 2

2. Interakcija osnovnih oksida sa vodom (samo za alkalne i zemnoalkalne metale):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO+ H 2 O → Ca(OH)2.

3. Industrijska metoda za dobijanje alkalija je elektroliza rastvora soli:

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

4. Interakcija rastvorljivih soli sa alkalijama, a za nerastvorljive baze ovo jedini način račun:

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

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

Physical Properties

Sve baze su čvrste materije. Nerastvorljivo u vodi, osim alkalija. Alkalije su bijele kristalne tvari, sapunaste na dodir, koje uzrokuju teške opekotine pri kontaktu sa kožom. Zbog toga se nazivaju "kaustičnim". Prilikom rada sa lužinama potrebno je pridržavati se određenih pravila i koristiti ličnu zaštitnu opremu (naočale, gumene rukavice, pincete itd.).

Ako lužina dospije na kožu, operite ovo mjesto velika količina vode dok sapunavost ne nestane, a zatim neutralizirajte otopinom borne kiseline.

Hemijska svojstva

Hemijska svojstva baza sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije su posljedica prisustva u njihovim otopinama viška slobodnih hidroksida -

OH joni - .

1. Promjena boje indikatora:

fenolftalein - malina

lakmus - plava

metil narandžasta - žuta

2. Interakcija sa kiselinama za stvaranje soli i vode (reakcija neutralizacije):

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

Rastvorljivo

Cu(OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Nerastvorljivo

3. Interakcija sa kiselim oksidima:

2 NaOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Interakcija sa amfoternim oksidima i hidroksidima:

a) pri topljenju:

2 NaOH+ AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O,

NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.

b) u rastvoru:

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Interakcija sa nekima jednostavne supstance(amfoterni metali, silicijum i drugi):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [Zn(OH) 4] + H 2

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

6. Interakcija sa rastvorljivim solima sa stvaranjem precipitacije:

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

Ba( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Slabo rastvorljive i nerastvorljive baze se zagrevaju:

Ca( oh)2 CaO + H 2 O,

Cu( oh)2 CuO + H2O.

plava boja crna boja

Amfoterni hidroksidi

To su metalni hidroksidi ( Be (OH) 2, AI (OH) 3, Zn (OH ) 2) i metali u srednjem oksidacionom stanju (Cr(OH) 3, Mn(OH) 4).

Potvrda

Amfoterni hidroksidi se dobijaju interakcijom rastvorljivih soli sa alkalijama uzetim u manjku ili ekvivalentnoj količini, jer. u višku se rastvaraju:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.

Physical Properties

To su čvrste materije, praktično nerastvorljive u vodi.Zn ( OH) 2 - bijela, Fe (OH) 3 - smeđa boja.

Hemijska svojstva

Amfoterično Hidroksidi pokazuju svojstva baza i kiselina, te stoga stupaju u interakciju i sa kiselinama i sa bazama.

1. Interakcija s kiselinama za stvaranje soli i vode:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2. Interakcija sa rastvorima i topljenjem alkalija sa stvaranjem soli i vode:

AI( OH)3+ NaOHNa,

Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,

2Fe(OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.

Lab #2

Priprema i hemijska svojstva baza

Cilj: upoznat sa hemijska svojstva osnove i načine za njihovo dobijanje.

Staklo i reagensi: epruvete, špiritus lampa. Set indikatora, magnezijska traka, otopine soli aluminija, željeza, bakra, magnezija; alkalna( NaOH, KOH), destilovana voda.

Iskustvo broj 1. Interakcija metala sa vodom.

U epruvetu sipajte 3-5 cm3 vode i umočite u nju nekoliko komada sitno iseckane magnezijum trake. Zagrijte na alkoholnoj lampi 3-5 minuta, ohladite i dodajte 1-2 kapi otopine fenolftaleina. Kako se promijenila boja indikatora? Uporedite sa tačkom 1 na str. 27. Napišite jednačinu reakcije. Koji metali stupaju u interakciju sa vodom?

Iskustvo broj 2. Priprema i svojstva nerastvorljivog

osnove

U epruvetama sa razblaženim rastvorima soli MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5-6 kapi) dodajte 6-8 kapi razrijeđenog alkalnog rastvora NaOH prije formiranja padavina. Obratite pažnju na njihovu obojenost. Napišite jednačine reakcije.

Podijelite nastali plavi talog Cu (OH) 2 u dvije epruvete. U jednu od njih dodajte 2-3 kapi razrijeđene otopine kiseline, u drugu istu količinu lužine. U kojoj epruveti je uočeno otapanje taloga? Napišite jednačinu reakcije.

Ponovite ovaj eksperiment sa dva druga hidroksida dobijena reakcijama razmene. Zabilježite uočene pojave, zapišite jednačine reakcija. Donesite opći zaključak o sposobnosti baza da stupaju u interakciju sa kiselinama i alkalijama.

Iskustvo br. 3. Priprema i svojstva amfoternih hidroksida

Ponovite prethodni eksperiment sa rastvorom soli aluminijuma ( AICI 3 ili AI 2 (SO 4 ) 3). Posmatrajte stvaranje bijele boje zgrušani sediment aluminijum hidroksida i otapanjem dodavanjem kiseline i alkalija. Napišite jednačine reakcije. Zašto aluminijum hidroksid ima svojstva i kiseline i baze? Koje druge amfoterne hidrokside poznajete?

a) dobijanje razloga.

1) Uobičajena metoda za dobijanje baza je reakcija razmene, kojom se mogu dobiti i nerastvorljive i rastvorljive baze:

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

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 .

Kada se ovim metodom dobiju rastvorljive baze, taloži se nerastvorljiva so.

2) Alkalije se mogu dobiti i interakcijom alkalnih i zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida sa vodom:

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2,

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.

3) Alkalije se u tehnologiji obično dobijaju elektrolizom vodenih rastvora hlorida:

b)hemijskibazna svojstva.

1) Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija sa kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i alkalije i nerastvorljive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d SuSO 4 + 2 H 2 O.

2) Gore je pokazano kako alkalije interaguju sa kiselim i amfoternim oksidima.

3) Kada alkalije stupe u interakciju sa rastvorljivim solima, nastaju nova so i nova baza. Takva reakcija završava se tek kada se istaloži barem jedna od nastalih tvari.

FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Kada se zagriju, većina baza, s izuzetkom hidroksida alkalnih metala, razlaže se na odgovarajući oksid i vodu:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

KISELINA - složene tvari čije se molekule sastoje od jednog ili više atoma vodika i kiselinskog ostatka. Sastav kiselina se može izraziti opšta formula H x A, gdje je A kiselinski ostatak. Atomi vodika u kiselinama mogu se zamijeniti ili zamijeniti za atome metala i nastaju soli.

Ako kiselina sadrži jedan takav atom vodonika, onda je to jednobazna kiselina (HCl - hlorovodonična, HNO 3 - azotna, HClO - hipohlorna, CH 3 COOH - sirćetna); dva atoma vodonika - dvobazne kiseline: H 2 SO 4 - sumporna, H 2 S - vodonik sulfid; tri atoma vodonika su trobazna: H 3 PO 4 - ortofosforni, H 3 AsO 4 - ortoarsen.

U zavisnosti od sastava kiselinskog ostatka, kiseline se dele na anoksične (H 2 S, HBr, HI) i koje sadrže kiseonik (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). U molekulama kiselina koje sadrže kiseonik, atomi vodonika su povezani preko kiseonika sa centralnim atomom: H - O - E. Nazivi kiselina bez kiseonika nastaju od korena ruskog naziva nemetala, veznog samoglasnik - o- i riječi "vodonik" (H 2 S - vodonik sulfid). Nazivi kiselina koje sadrže kisik daju se na sljedeći način: ako se nemetal (rjeđe metal), koji je dio kiselinskog ostatka, nalazi u najviši stepen oksidacije, zatim se sufiksi dodaju korijenu ruskog naziva elementa -n-, -ev-, ili - ov- a zatim kraj -i ja-(H 2 SO 4 - sumporni, H 2 CrO 4 - hrom). Ako je oksidacijsko stanje središnjeg atoma niže, tada se koristi sufiks -ist-(H 2 SO 3 - sumporni). Ako nemetal formira niz kiselina, koriste se i drugi sufiksi (HClO - hlor ovast aya, HClO 2 - hlor ist aya, HClO 3 - hlor ovate aya, HClO 4 - hlor n i ja).

OD
sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije, kiseline su elektroliti koji se disociraju u vodenom rastvoru sa stvaranjem samo vodikovih iona kao kationa:

N x A xN + + A x-

Prisustvo H + -iona nastaje zbog promjene boje indikatora u kiselim otopinama: lakmus (crvena), metilnarandžasta (ružičasta).

Priprema i svojstva kiselina

a) dobijanje kiselina.

1) Anoksične kiseline se mogu dobiti direktnim spajanjem nemetala s vodikom, a zatim otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:

2) Kiseline koje sadrže kiseonik se često mogu dobiti reakcijom kiselih oksida sa vodom.

3) I kiseline bez kisika i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:

VaVr 2 + H 2 SO 4 = VaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (razb.) \u003d H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (čvrsti) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) U nekim slučajevima, redoks reakcije se mogu koristiti za dobijanje kiselina:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) hemijska svojstva kiselina.

1) Kiseline stupaju u interakciju s bazama i amfoternim hidroksidima. U ovom slučaju, praktično nerastvorljive kiseline (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) mogu reagovati samo sa rastvorljivim alkalijama.

H 2 SiO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

2) Interakcija kiselina sa bazičnim i amfoternim oksidima je diskutovana gore.

3) Interakcija kiselina sa solima je reakcija izmjene sa stvaranjem soli i vode. Ova reakcija se završava ako je produkt reakcije nerastvorljiva ili hlapljiva tvar, ili slab elektrolit.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Interakcija kiselina sa metalima je redoks proces. Redukciono sredstvo je metal, oksidaciono sredstvo su joni vodonika (neoksidirajuće kiseline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razrijeđeno), H 3 PO 4) ili anjon kiselinskog ostatka (oksidirajuće kiseline: H 2 SO 4 (konc), HNO 3 (konc i dil)). Reakcijski produkti interakcije neoksidirajućih kiselina s metalima u nizu napona do vodika su sol i plinoviti vodik:

Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksidirajuće kiseline stupaju u interakciju s gotovo svim metalima, uključujući i one niskoaktivne (Cu, Hg, Ag), dok se stvaraju produkti redukcije kiselog aniona, sol i voda:

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konc) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERNI HIDROKSIDI pokazuju kiselinsko-bazni dualitet: reagiraju s kiselinama kao bazama:

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

a sa bazama - kao kiseline:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcija se odvija u alkalnom rastvoru);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija se odvija između čvrstih tvari tijekom fuzije).

Amfoterni hidroksidi formiraju soli sa jakim kiselinama i bazama.

Kao i drugi nerastvorljivi hidroksidi, amfoterni hidroksidi se razlažu kada se zagrijavaju u oksid i vodu:

Be (OH) 2 \u003d BeO + H 2 O.

SALT- jonska jedinjenja koja se sastoje od metalnih katjona (ili amonijuma) i anjona kiselih ostataka. Bilo koja sol se može smatrati proizvodom neutralizacije baze kiselinom. U zavisnosti od omjera u kojem se uzimaju kiselina i baza, dobivaju se soli: srednje(ZnSO 4, MgCl 2) - proizvod potpune neutralizacije baze kiselinom, kiselo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - sa viškom kiseline, main(CuOHCl, AlOHSO 4) - sa viškom baze.

Nazivi soli prema međunarodnoj nomenklaturi formirani su od dvije riječi: imena anjona kiseline u nominativu i metalnog kationa u genitivu, koji označavaju stepen njegove oksidacije, ako je promjenljiv, rimskim brojem u zagrade. Na primjer: Cr 2 (SO 4) 3 - hrom (III) sulfat, AlCl 3 - aluminijum hlorid. Nazivi kiselih soli formiraju se dodavanjem riječi hidro- ili dihidro-(u zavisnosti od broja atoma vodika u hidroanionu): Ca (HCO 3) 2 - kalcijum bikarbonat, NaH 2 PO 4 - natrijum dihidrogen fosfat. Nazivi osnovnih soli formiraju se dodavanjem riječi hidrokso- ili dihidrokso-: (AlOH)Cl 2 - aluminijum hidroksohlorid, 2 SO 4 - hrom (III) dihidroksosulfat.

Priprema i svojstva soli

a ) hemijska svojstva soli.

1) Interakcija soli sa metalima je redoks proces. U ovom slučaju, metal, koji stoji lijevo unutra elektrohemijske serije naprezanja, istiskuje sljedeće iz otopina njihovih soli:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Alkalni i zemnoalkalni metali ne koriste se za obnavljanje drugih metala iz vodenih otopina njihovih soli, jer su u interakciji s vodom, istiskujući vodik:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) Interakcija soli sa kiselinama i alkalijama je diskutovana gore.

3) Međusobna interakcija soli u otopini se odvija nepovratno samo ako je jedan od proizvoda slabo topiva tvar:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 \u003d BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza soli - izmjenjiva razgradnja nekih soli sa vodom. Hidroliza soli će biti detaljno obrađena u temi "elektrolitička disocijacija".

b) načini za dobijanje soli.

U laboratorijskoj praksi obično se koriste sljedeće metode za dobijanje soli, koje se zasnivaju na hemijskim svojstvima različitih klasa jedinjenja i jednostavnih supstanci:

1) Interakcija metala sa nemetalima:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Interakcija metala sa rastvorima soli:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Interakcija metala sa kiselinama:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Interakcija kiselina sa bazama i amfoternim hidroksidima:

3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + 3H 2 O.

5) Interakcija kiselina sa bazičnim i amfoternim oksidima:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Interakcija kiselina sa solima:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Interakcija alkalija sa solima u rastvoru:

3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Interakcija dvije soli u rastvoru:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Interakcija alkalija sa kiselim i amfoternim oksidima:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O.

10) Interakcija oksida različite prirode međusobno:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Soli se u prirodi nalaze u obliku minerala i stijena, u otopljenom stanju u vodi okeana i mora.

1. Baza + kisela so + voda

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Baza + kiselinski oksid
sol + voda

2KOH+SO2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Alkali + amfoterni oksid/hidroksid
sol + voda

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

NaOH (tv) + Al (OH) 3
NaAlO 2 + 2H 2 O.

Reakcija izmjene između baze i soli odvija se samo u otopini (i baza i sol moraju biti topljive) i samo ako je barem jedan od proizvoda talog ili slab elektrolit (NH 4 OH, H 2 O)

Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH) 2 + NH 4 Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Samo baze alkalnih metala su otporne na toplotu, sa izuzetkom LiOH

Ca(OH)2
CaO + H 2 O;

NaOH ;

NH4OH
NH 3 + H 2 O.

2NaOH (tv) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2.

ACID

kiseline sa stanovišta TED-a, nazivaju se složene tvari koje se disociraju u otopinama sa stvaranjem vodikovog jona H +.

Klasifikacija kiselina

1. Prema broju atoma vodika koji se mogu odvojiti u vodenoj otopini, kiseline se dijele na jednobazni(HF, HNO 2), dibasic(H 2 CO 3, H 2 SO 4), tribasic(H3PO4).

2. Sastav kiseline se dijeli na anoksičan(HCl, H 2 S) i koji sadrže kiseonik(HClO 4, HNO 3).

3. Prema sposobnosti kiselina da se disociraju u vodenim rastvorima dele se na slab i jaka. Molekuli jakih kiselina u vodenim otopinama se potpuno razlažu na ione i njihova je disocijacija nepovratna.

Na primjer, HCL
H + + Cl - ;

H2SO4
H++HSO .

Slabe kiseline se reverzibilno disociraju; njihovi se molekuli u vodenim otopinama razlažu na ione djelomično, a na višebazne - postupno.

CH 3 COOH
CH 3 COO - + H +;

1) H 2 S
HS - + H + , 2) HS -
H + + S 2-.

Dio molekule kiseline bez jednog ili više H+ vodikovih jona naziva se kiseli ostatak. Naboj kiselinskog ostatka je uvijek negativan i određen je brojem H+ jona koji se oduzimaju od molekula kiseline. Na primjer, fosforna kiselina H 3 PO 4 može formirati tri kisela ostatka: H 2 PO - dihidrofosfatni jon, HPO - hidrofosfatni jon, PO - fosfatni jon.

Imena anoksičnih kiselina sastavljaju se tako što se korenu ruskog naziva elementa koji stvara kiselinu (ili nazivu grupe atoma, na primer CN - - cijan) dodaje vodonik: HCl - hlorovodonična kiselina ( hlorovodonične kiseline), H 2 S - sulfidna kiselina, HCN - cijanovodonična kiselina (cijanovodonična kiselina).

Nazivi kiselina koje sadrže kiseonik formiraju se i od ruskog naziva elementa koji stvara kiselinu uz dodatak riječi "kiselina". U ovom slučaju, naziv kiseline u kojoj je element u najvišem oksidacionom stanju završava se na "...naya" ili "...ovaya", na primjer, H 2 SO 4 je sumporna kiselina, H 3 AsO 4 je arsenska kiselina. Sa smanjenjem oksidacionog stanja elementa koji stvara kiselinu, završeci se mijenjaju u sljedećem slijedu: "...naya"(HClO 4 - perhlorna kiselina), "... ovalni"(HClO 3 - hlorna kiselina), "... čisto"(HClO 2 - klorovita kiselina), "... klimavo"(HClO- hipohlorna kiselina). Ako element formira kiseline, nalazeći se u samo dva oksidaciona stanja, tada naziv kiseline koji odgovara najnižem oksidacionom stanju elementa dobiva završetak "... čist" (HNO 3 - dušična kiselina, HNO 2 - dušična kiselina) .

Jedan te isti kiselinski oksid (na primjer, P 2 O 5) može odgovarati nekoliko kiselina koje sadrže jedan atom ovog elementa po molekulu (na primjer, HPO 3 i H 3 PO 4). U takvim slučajevima, nazivu kiseline koja sadrži najmanji broj atoma kisika u molekuli dodaje se prefiks "meta...", a nazivu kiseline koja sadrži prefiks "orto..." najveći broj atoma kiseonika u molekuli (HPO 3 - metafosforna kiselina, H 3 PO 4 - ortofosforna kiselina).

Ako molekula kiseline sadrži nekoliko atoma elementa koji tvori kiselinu, tada se njenom imenu dodaje brojčani prefiks, na primjer, H 4 P 2 O 7 - dva fosforna kiselina, H 2 B 4 O 7 - četiri borna kiselina.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H - O - S - O - O - S - O - H

H-O-O o o o

Peroxosulfuric acid Peroxosulfuric acid

Hemijska svojstva kiselina

HF+KOH
KF + H2O.

H 2 SO 4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.

Kiseline stupaju u interakciju s otopinama soli ako se formira sol netopiva u kiselini ili slabija (hlapljiva) kiselina od izvorne kiseline.

H 2 SO 4 + BaCl 2
BaSO4 +2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3
2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 .

H 2 CO 3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (razb) + Fe
FeSO 4 + H 2;

HCl + Cu .

Slika 2 prikazuje interakciju kiselina sa metalima.

KISELINA - OKSIDIZATOR

Metal u naponskoj seriji nakon H 2

+
reakcija ne ide

Metal u nizu napona do H 2

+
metalna so + H 2

do minimalnog stepena

H 2 SO 4 koncentrovan

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oksidacija (s.d.)

+
reakcija ne ide

/Mq/Zn

od uslova

Metalni sulfat u max s.d.

+
+ +

metal (ostalo)

+
+ +

HNO 3 koncentriran

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
reakcija ne ide

Zemno-alkalni metal

Metalni nitrat u max s.d.

Metal (ostali; Al, Cr, Fe, Co, Ni kada se zagrije)

TN+

+

HNO 3 razrijeđen

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
reakcija ne ide

Zemno-alkalni metal

NH 3 (NH 4 NO 3)

Metalni nitrat

la in max s.o.

+
+

Metal (ostalo u naponskom dvorištu do H 2)

NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)

od uslova

+

Metal (ostatak u nizu napona nakon H 2)

Fig.2. INTERAKCIJA KISELA SA METALIMA

SALT

soli - to su složene tvari koje disociraju u otopinama sa stvaranjem pozitivno nabijenih jona (katjoni - bazični ostaci), sa izuzetkom vodikovih iona, i negativno nabijenih jona (anion - kiselinski ostaci), osim hidroksida - jona.