Pēc raksta izlasīšanas jūs varēsiet atdalīt vielas sāļos, skābēs un bāzēs. Rakstā ir aprakstīts, kāds ir šķīduma pH, kādas ir skābju un bāzu kopīgās īpašības.

Tāpat kā metāli un nemetāli, arī skābes un bāzes ir vielu atdalīšana pēc līdzīgām īpašībām. Pirmā skābju un bāzu teorija piederēja zviedru zinātniekam Arrēnijam. Arrēnija skābe ir vielu klase, kas, reaģējot ar ūdeni, sadalās (sadalās), veidojot ūdeņraža katjonu H +. Arrēnija bāzes ūdens šķīdumā veido OH – anjonus. Šādu teoriju 1923. gadā ierosināja zinātnieki Brönsted un Lowry. Brønsted-Lowry teorija definē skābes kā vielas, kas reakcijā spēj ziedot protonu (ūdeņraža katjonu reakcijās sauc par protonu). Bāzes attiecīgi ir vielas, kas reakcijā spēj pieņemt protonu. Pašreizējais ieslēgts Šis brīdis teorija - Lūisa teorija. Lūisa teorija definē skābes kā molekulas vai jonus, kas spēj pieņemt elektronu pārus, tādējādi veidojot Lūisa aduktus (adukts ir savienojums, kas veidojas, apvienojot divus reaģentus, neveidojot blakusproduktus).

Neorganiskajā ķīmijā ar skābi parasti saprot Bronsted-Lowry skābi, tas ir, vielas, kas spēj ziedot protonu. Ja tie domā Lūisa skābes definīciju, tad tekstā šādu skābi sauc par Lūisa skābi. Šie noteikumi attiecas uz skābēm un bāzēm.

Disociācija

Disociācija ir process, kurā viela sadalās jonos šķīdumos vai kausējumos. Piemēram, disociācija sālsskābes ir HCl sadalīšanās H + un Cl - .

Skābju un bāzu īpašības

Bāzes mēdz būt pieskaroties ziepēm, savukārt skābēm ir skāba garša.

Bāzei reaģējot ar daudziem katjoniem, veidojas nogulsnes. Kad skābe reaģē ar anjoniem, parasti izdalās gāze.

Bieži lietotās skābes:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3

Bieži lietotās bāzes:
OH - , H 2 O , CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Spēcīgas un vājas skābes un bāzes

Spēcīgas skābes

Šādas skābes, kas pilnībā sadalās ūdenī, veidojot ūdeņraža katjonus H + un anjonus. Spēcīgas skābes piemērs ir sālsskābe HCl:

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

Stipro skābju piemēri: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Stipro skābju saraksts

• HCl - sālsskābe
• HBr - ūdeņraža bromīds
• HI - ūdeņraža jodīds
• HNO3- Slāpekļskābe
• HClO 4 - perhlorskābe
• H 2 SO 4 - sērskābe

Vājas skābes

Izšķīdiniet ūdenī tikai daļēji, piemēram, HF:

HF (šķīdums) + H2O (l) → H3O + (šķīdums) + F - (šķīdums) - šādā reakcijā vairāk nekā 90% skābes nedisociējas:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Spēcīgās un vājās skābes var atšķirt, mērot šķīdumu vadītspēju: vadītspēja ir atkarīga no jonu skaita, jo stiprāka skābe, jo tā ir vairāk disociēta, tāpēc, jo stiprāka skābe, jo augstāka vadītspēja.

Vāju skābju saraksts

• HF fluorūdeņraža
• H 3 PO 4 fosforskābe
• H 2 SO 3 sērs
• H 2 S sērūdeņradis
• H 2 CO 3 akmeņogles
• H 2 SiO 3 silīcijs

Spēcīgas pamatnes

Spēcīgas bāzes ūdenī pilnībā sadalās:

NaOH (šķīdums) + H 2 O ↔ NH 4

Spēcīgās bāzes ietver pirmās (sārmu, sārmu metālu) un otrās (sārma terēni, sārmzemju metāli) metālu hidroksīdus.

Spēcīgo bāzu saraksts

• NaOH nātrija hidroksīds ( nātrija hidroksīds)
• KOH kālija hidroksīds (kaustiskais potašs)
• LiOH litija hidroksīds
• Ba(OH)2 bārija hidroksīds
• Ca(OH)2 kalcija hidroksīds (dzēstie kaļķi)

Vājas bāzes

Atgriezeniskā reakcijā ūdens klātbūtnē tas veido OH jonus:

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

Lielākā daļa vājo bāzu ir anjoni:

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

Vāju bāzu saraksts

• Mg(OH)2 magnija hidroksīds
• Fe (OH) 2 dzelzs (II) hidroksīds
• Zn(OH)2 cinka hidroksīds
• NH 4 OH amonija hidroksīds
• Fe (OH) 3 dzelzs (III) hidroksīds

Skābju un bāzu reakcijas

Spēcīga skābe un spēcīga bāze

Šādu reakciju sauc par neitralizāciju: ar pietiekami daudz reaģentu, lai pilnībā atdalītu skābi un bāzi, iegūtais šķīdums būs neitrāls.

Piemērs:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Vāja bāze un vāja skābe

Vispārējā forma reakcijas:
Vāja bāze (šķīdums) + H 2 O ↔ Vāja skābe (šķīdums) + OH - (šķīdums)

Spēcīga bāze un vāja skābe

Bāze pilnībā disociējas, skābe daļēji disociējas, iegūtajam šķīdumam ir vājas bāzes īpašības:

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

Spēcīga skābe un vāja bāze

Skābe pilnībā disociējas, bāze pilnībā nedisociējas:

Ūdens disociācija

Disociācija ir vielas sadalīšanās to sastāvā esošajās molekulās. Skābes vai bāzes īpašības ir atkarīgas no līdzsvara, kas atrodas ūdenī:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (šķīdums) + OH - (šķīdums)
K c = / 2
Ūdens līdzsvara konstante pie t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , notiek arī šāda vienādība: = 10 -14 , ko sauc par ūdens disociācijas konstanti. Priekš tīrs ūdens= = 10 -7 , no kurienes -lg = 7,0.

Šo vērtību (-lg) sauc par pH - ūdeņraža potenciālu. Ja pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, tad vielai ir pamata īpašības.

PH noteikšanas metodes

instrumentālā metode

Īpaša ierīce pH mērītājs ir ierīce, kas pārveido protonu koncentrāciju šķīdumā elektriskā signālā.

Rādītāji

Viela, kas maina krāsu pH vērtību diapazonā atkarībā no šķīduma skābums, izmantojot vairākus rādītājus, jūs varat sasniegt diezgan precīzu rezultātu.

Sāls

Sāls ir jonu savienojums, ko veido katjons, kas nav H+, un anjons, kas nav O 2-. Vājā ūdens šķīdumā sāļi pilnībā sadalās.

Lai noteiktu sāls šķīduma skābju-bāzes īpašības, ir jānosaka, kuri joni atrodas šķīdumā, un jāņem vērā to īpašības: neitrālie joni, kas veidojas no stiprām skābēm un bāzēm, neietekmē pH: ūdenī neizdalās ne H +, ne OH - joni. Piemēram, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .

Anjoniem, kas veidojas no vājām skābēm, piemīt sārmainas īpašības (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), katjoni ar sārmainām īpašībām nepastāv.

Visiem katjoniem, izņemot pirmās un otrās grupas metālus, ir skābas īpašības.

buferšķīdums

Šķīdumi, kas saglabā savu pH, pievienojot nelielu daudzumu stipras skābes vai stipras bāzes, parasti sastāv no:

• Vājas skābes, atbilstošā sāls un vājas bāzes maisījums
• Vāja bāze, atbilstoša sāls un stipra skābe

Lai pagatavotu noteikta skābuma buferšķīdumu, vāja skābe vai bāze jāsajauc ar atbilstošo sāli, vienlaikus ņemot vērā:

• pH diapazons, kurā buferšķīdums būs efektīvs
• Šķīduma ietilpība ir spēcīgas skābes vai stipras bāzes daudzums, ko var pievienot, neietekmējot šķīduma pH.
• Nedrīkst rasties nevēlamas reakcijas, kas varētu mainīt šķīduma sastāvu

Pārbaude:

2. PAMATOJUMS

Pamati – tās ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metāla atomiem un vienas vai vairākām hidrokso grupām (OH -).

No elektrolītiskās disociācijas teorijas viedokļa tie ir elektrolīti (vielas, kuru šķīdumi vai kausējumi vada elektrība), ūdens šķīdumos sadaloties tikai hidroksīda - OH - jonu metālu katjonos un anjonos.

Ūdenī šķīstošas ​​bāzes sauc par sārmiem. Tie ietver bāzes, ko veido galvenās apakšgrupas 1. grupas metāli (LiOH, NaOHun citi) un sārmzemju metāli (C a(OH) 2,Sr(OH) 2, Va (OH) 2). Bāzes, ko veido citu grupu metāli periodiska sistēma praktiski nešķīst ūdenī. Sārmi ūdenī pilnībā sadalās:

NaOH® Na + + OH - .

PoliacīdsBāzes ūdenī disociē pakāpeniski:

Ba( OH) 2® BaOH + + OH - ,

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

C neassbāzu disociācija izskaidro bāzisko sāļu veidošanos.

Pamatnomenklatūra.

Bāzes tiek sauktas šādi: vispirms tiek izrunāts vārds "hidroksīds", un pēc tam metāls, kas to veido. Ja metālam ir mainīga valence, tad tas ir norādīts nosaukumā.

KOH, kālija hidroksīds;

Ca( Ak ) 2 – kalcija hidroksīds;

Fe( Ak ) 2 – dzelzs hidroksīds ( II);

Fe( Ak ) 3 – dzelzs hidroksīds ( III);

Sastādot bāzes formulas pieņemot, ka molekula elektriski neitrāls. Hidroksīda jonam vienmēr ir lādiņš (-1). Bāzes molekulā to skaitu nosaka metāla katjona pozitīvais lādiņš. Hidrogrupa ir ievietota iekavās, un lādiņa izlīdzināšanas indekss ir novietots apakšā pa labi aiz iekavām:

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

šādu iemeslu dēļ:

1. Pēc skābuma (pēc OH grupu skaita - bāzes molekulā): monoskābe -NaOH, KOH , poliskābe - Ca (OH) 2, Al (OH) 3.

2. Pēc šķīdības: šķīstošs (sārms) -LiOH, KOH , nešķīstošs - Cu (OH) 2, Al (OH) 3.

3. Pēc spēka (atbilstoši disociācijas pakāpei):

a) stiprs α = 100%) - visas šķīstošās bāzesNaOH, LiOH, Ba(Ak ) 2 , slikti šķīstošs Ca(OH)2.

b) vājš ( α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH) 2, Fe (OH) 3 un šķīstošais NH 4 OH.

4. Pēc ķīmiskajām īpašībām: bāzes - C a(OH) 2, Na VAI VIŅŠ IR; amfotērisks - Zn (OH) 2, Al (OH) 3.

Pamati

Tie ir sārmu un sārmzemju metālu (un magnija) hidroksīdi, kā arī metāli minimālajā oksidācijas stāvoklī (ja tam ir mainīga vērtība).

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

Kvīts

1. Aktīvā metāla mijiedarbība ar ūdeni:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2 H2O mg ( Ak) 2 + H 2

2. Bāzes oksīdu mijiedarbība ar ūdeni (tikai sārmu un sārmzemju metāliem):

Na2O + H2O → 2NaOH,

CaO+ H 2 O → Ca(OH)2.

3. Rūpnieciska metode sārmu iegūšanai ir sāls šķīdumu elektrolīze:

2NaCI + 4H 2O 2NaOH + 2H2 + CI 2

4. Šķīstošo sāļu mijiedarbība ar sārmiem, un nešķīstošām bāzēm šī vienīgais ceļš kvīts:

Na2SO4+ Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

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

Fizikālās īpašības

Visas bāzes ir cietas. Nešķīst ūdenī, izņemot sārmus. Sārmi ir baltas kristāliskas vielas, pieskaroties ziepēm, izraisot smagi apdegumi saskaroties ar ādu. Tāpēc tos sauc par "kaustiskajiem". Strādājot ar sārmiem, ir jāievēro noteikti noteikumi un jāizmanto individuālie aizsardzības līdzekļi (brilles, gumijas cimdi, pincetes utt.).

Ja sārms nokļūst uz ādas, nomazgājiet šo vietu liels daudzumsūdeni, līdz izzūd ziepju saturs, un pēc tam neitralizē ar borskābes šķīdumu.

Ķīmiskās īpašības

Bāzu ķīmiskās īpašības no elektrolītiskās disociācijas teorijas viedokļa ir saistītas ar brīvo hidroksīdu pārpalikumu to šķīdumos.

OH joni - .

1. Indikatoru krāsas maiņa:

fenolftaleīns - avenes

lakmuss - zils

metiloranžs - dzeltens

2. Mijiedarbība ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni (neitralizācijas reakcija):

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O,

Šķīstošs

Cu(OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Nešķīstošs

3. Mijiedarbība ar skābiem oksīdiem:

2 NaOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Mijiedarbība ar amfoteriskajiem oksīdiem un hidroksīdiem:

a) kausējot:

2 NaOH+ AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3NaAIO2+2H2O.

b) šķīdumā:

2NaOH + AI2O3 +3H2O → 2Na[AI(OH)4],

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Mijiedarbība ar dažiem vienkāršas vielas(amfotēriskie metāli, silīcijs un citi):

2NaOH + Zn + 2H 2O → Na 2 [Zn(OH)4] + H2

2NaOH+ Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Mijiedarbība ar šķīstošiem sāļiem, veidojot nokrišņus:

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

Ba( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Viegli šķīstošās un nešķīstošās bāzes karsējot sadalās:

Ca( ak) 2 CaO + H2O,

Cu( ak) 2 CuO + H2O.

zila krāsa melna krāsa

Amfoteriskie hidroksīdi

Tie ir metālu hidroksīdi ( Esi (OH) 2, AI (OH) 3, Zn (OH ) 2) un metāli vidējā oksidācijas stāvoklī (Cr(OH) 3, Mn(OH) 4).

Kvīts

Amfoteriskie hidroksīdi tiek iegūti, mijiedarbojoties šķīstošiem sāļiem ar sārmiem, kas ņemti deficītā vai līdzvērtīgā daudzumā, jo. pārpalikumā tie izšķīst:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH)3 +3NaCI.

Fizikālās īpašības

Tās ir cietas vielas, praktiski nešķīst ūdenī.Zn( OH) 2 — balts, Fe (OH) 3 - brūna krāsa.

Ķīmiskās īpašības

Amfotērisks Hidroksīdiem piemīt bāzu un skābju īpašības, un tāpēc tie mijiedarbojas gan ar skābēm, gan ar bāzēm.

1. Mijiedarbība ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni:

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

2. Mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem un kausējumiem, veidojot sāli un ūdeni:

AI( OH)3+ NaOHNa,

Fe2(SO4)3 + 3H2O,

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

2. laboratorija

Bāžu sagatavošana un ķīmiskās īpašības

Mērķis: pazīstams ar ķīmiskās īpašības iemesli un veidi, kā tos iegūt.

Stikla trauki un reaģenti: mēģenes, spirta lampa. Indikatoru komplekts, magnija lente, alumīnija, dzelzs, vara, magnija sāļu šķīdumi; sārms ( NaOH, KOH), destilēts ūdens.

Pieredze numur 1. Metālu mijiedarbība ar ūdeni.

Ielejiet mēģenē 3–5 cm3 ūdens un iemērciet tajā dažus smalki sagrieztas magnija lentes gabalus. Karsējiet uz spirta lampas 3-5 minūtes, atdzesējiet un pievienojiet tur 1-2 pilienus fenolftaleīna šķīduma. Kā mainījās indikatora krāsa? Salīdziniet ar 1. punktu lpp. 27. Uzrakstiet reakcijas vienādojumu. Kādi metāli mijiedarbojas ar ūdeni?

Pieredze numur 2. Nešķīstošās vielas sagatavošana un īpašības

pamatojums

Mēģenēs ar atšķaidītu sāls šķīdumiem MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 pilieni) pievieno 6–8 pilienus atšķaidīta sārma šķīduma NaOH pirms nokrišņu veidošanās. Ievērojiet to krāsojumu. Uzrakstiet reakciju vienādojumus.

Sadaliet iegūtās zilās nogulsnes Cu (OH) 2 divās mēģenēs. Vienam no tiem pievieno 2-3 pilienus atšķaidīta skābes šķīduma, otram tikpat daudz sārma. Kurā mēģenē tika novērota nogulšņu izšķīšana? Uzrakstiet reakcijas vienādojumu.

Atkārtojiet šo eksperimentu ar diviem citiem hidroksīdiem, kas iegūti apmaiņas reakcijās. Atzīmē novērotās parādības, pieraksti reakciju vienādojumus. Izdariet vispārīgu secinājumu par bāzu spēju mijiedarboties ar skābēm un sārmiem.

Pieredze Nr. 3. Amfotero hidroksīdu sagatavošana un īpašības

Atkārtojiet iepriekšējo eksperimentu ar alumīnija sāls šķīdumu ( AICI 3 vai AI 2 (SO 4 ) 3). Ievērojiet baltuma veidošanos sarecējušas nogulsnes alumīnija hidroksīdu un izšķīdinot to, pievienojot gan skābi, gan sārmu. Uzrakstiet reakciju vienādojumus. Kāpēc alumīnija hidroksīdam piemīt gan skābes, gan bāzes īpašības? Kādus citus amfotēros hidroksīdus jūs zināt?

Bāžu sadalījums grupās pēc dažādiem kritērijiem parādīts 11. tabulā.

11. tabula
Bāzes klasifikācija

Visas bāzes, izņemot amonjaka šķīdumu ūdenī, ir cietas vielas ar dažādām krāsām. Piemēram, kalcija hidroksīds Ca (OH) 2 balta krāsa, vara (II) hidroksīds Cu (OH) 2 zila krāsa, niķeļa (II) hidroksīds Ni (OH) 2 Zaļā krāsa, dzelzs hidroksīds (III) Fe (OH) 3 sarkanbrūns utt.

Amonjaka NH 3 H 2 O ūdens šķīdums, atšķirībā no citām bāzēm, nesatur metālu katjonus, bet gan kompleksu atsevišķi lādētu amonija katjonu NH - 4 un pastāv tikai šķīdumā (šis šķīdums jums ir zināms kā amonjaks). Tas viegli sadalās amonjakā un ūdenī:

Tomēr, lai cik dažādas būtu bāzes, tās visas sastāv no metāla joniem un hidrokso grupām, kuru skaits ir vienāds ar metāla oksidācijas pakāpi.

Visas bāzes un pirmām kārtām sārmi (spēcīgi elektrolīti) disociācijas laikā veido hidroksīda jonus OH, kas nosaka virkni. kopīgās īpašības: ziepju iedarbība uz tausti, indikatoru krāsas maiņa (lakmuss, metiloranžs un fenolftaleīns), mijiedarbība ar citām vielām.

Tipiskas bāzes reakcijas

Pirmā reakcija (universālā) tika aplūkota 38. §.

Laboratorijas eksperiments Nr.23
Sārmu mijiedarbība ar skābēm

Pierakstiet divus molekulāro reakciju vienādojumus, kuru būtību izsaka šāds jonu vienādojums:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Veiciet reakcijas, kuru vienādojumus esat izveidojis. Atcerieties, kādas vielas (izņemot skābes un sārmus) ir nepieciešamas, lai novērotu šīs ķīmiskās reakcijas.

Otrā reakcija notiek starp sārmiem un nemetālu oksīdiem, kas atbilst skābēm, piemēram,

Atbilst

utt.

Oksīdiem mijiedarbojoties ar bāzēm, veidojas atbilstošo skābju un ūdens sāļi:

Rīsi. 141.
Sārmu mijiedarbība ar nemetālu oksīdu

Laboratorijas eksperiments Nr.24
Sārmu mijiedarbība ar nemetālu oksīdiem

Atkārtojiet iepriekš veikto eksperimentu. Mēģenē ielej 2-3 ml dzidra kaļķa ūdens šķīduma.

Ievietojiet tajā sulas salmiņu, kas darbojas kā gāzes izplūdes caurule. Viegli izvadiet izelpoto gaisu caur šķīdumu. Ko tu skaties?

Pierakstiet reakcijas molekulāros un jonu vienādojumus.

Rīsi. 142.
Sārmu mijiedarbība ar sāļiem:
a - ar nogulšņu veidošanos; b - ar gāzes veidošanos

Trešā reakcija ir tipiska jonu apmaiņas reakcija un notiek tikai tad, ja rezultāts ir nogulsnes vai izdalās gāze, piemēram:

Laboratorijas eksperiments Nr.25
Sārmu mijiedarbība ar sāļiem

Trīs mēģenēs pa pāriem ielej 1-2 ml vielu šķīdumu: 1. mēģenē - nātrija hidroksīds un amonija hlorīds; 2. caurule - kālija hidroksīds un dzelzs sulfāts (III); 3. caurule - nātrija hidroksīds un bārija hlorīds.

Sildiet 1. mēģenes saturu un pēc smaržas identificējiet vienu no reakcijas produktiem.

Formulējiet secinājumu par sārmu mijiedarbības iespējamību ar sāļiem.

Nešķīstošās bāzes karsējot sadalās metāla oksīdā un ūdenī, kas nav raksturīgi sārmiem, piemēram:

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O.

Laboratorijas eksperiments Nr.26
Nešķīstošo bāzu sagatavošana un īpašības

Divās mēģenēs ielej 1 ml vara (II) sulfāta vai hlorīda šķīduma. Katrā mēģenē pievienojiet 3-4 pilienus nātrija hidroksīda šķīduma. Aprakstiet iegūto vara(II) hidroksīdu.

Piezīme. Atstājiet mēģenes ar iegūto vara (II) hidroksīdu turpmākajiem eksperimentiem.

Izveidojiet molekulāro un jonu vienādojumi veiktā reakcija. Norāda reakcijas veidu, pamatojoties uz "izejvielu un reakcijas produktu skaitu un sastāvu".

Pievienojiet 1-2 ml sālsskābes vienā no mēģenēm ar vara (II) hidroksīdu, kas iegūts iepriekšējā eksperimentā. Ko tu skaties?

Ar pipeti uz stikla vai porcelāna šķīvja uzpilina 1-2 pilienus iegūtā šķīduma un, izmantojot tīģeļa knaibles, uzmanīgi iztvaicē. Pārbaudiet kristālus, kas veidojas. Ievērojiet to krāsu.

Uzrakstiet reakcijas molekulāros un jonu vienādojumus. Norāda reakcijas veidu, pamatojoties uz "izejvielu un reakcijas produktu skaitu un sastāvu", "katalizatora līdzdalību" un "ķīmiskās reakcijas atgriezeniskumu".

Vienu no mēģenēm uzkarsē ar vara hidroksīdu, kas iegūts agrāk vai pasniedzējs () (143. att.). Ko tu skaties?

Rīsi. 143.
Vara (II) hidroksīda sadalīšanās karsējot

Izveido reakcijas vienādojumu, norāda tās norises stāvokli un reakcijas veidu pēc zīmēm "izejvielu un reakcijas produktu skaits un sastāvs", "siltuma izdalīšanās vai absorbcija" un "ķīmiskās reakcijas atgriezeniskums" ".

Atslēgvārdi un frāzes

1. Bāzes klasifikācija.
2. Bāzu tipiskās īpašības: to mijiedarbība ar skābēm, nemetālu oksīdiem, sāļiem.
3. Tipiska nešķīstošu bāzu īpašība: karsējot sadalās.
4. Nosacījumi tipiskām bāzes reakcijām.

Darbs ar datoru

1. Skatiet elektronisko pieteikumu. Izpētiet nodarbības materiālu un izpildiet piedāvātos uzdevumus.
2. Meklējiet internetā e-pasta adreses, kas var kalpot kā papildu avoti, kas atklāj rindkopas atslēgvārdu un frāžu saturu. Piedāvājiet skolotājam savu palīdzību jaunas stundas sagatavošanā - dodiet ziņu atslēgvārdi un frāzes nākamajā rindkopā.

Jautājumi un uzdevumi

Viena skābe (NaOH, KOH, NH 4 OH utt.);

Divskābes (Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2;

Triskābe (Ni (OH) 3, Co (OH) 3, Mn (OH) 3.

Klasifikācija pēc šķīdības ūdenī un jonizācijas pakāpes:

Spēcīgas bāzes, šķīst ūdenī

Piemēram:

sārmi - sārmu un sārmzemju metālu hidroksīdi LiOH - litija hidroksīds, NaOH - nātrija hidroksīds (kaustiskā soda), KOH - kālija hidroksīds (kaustiskais potašs), Ba (OH) 2 - bārija hidroksīds;

Spēcīgas bāzes, kas nešķīst ūdenī

Piemēram:

Cu (OH) 2 - vara (II) hidroksīds, Fe (OH) 2 - dzelzs (II) hidroksīds, Ni (OH) 3 - niķeļa (III) hidroksīds.

Ķīmiskās īpašības

1. Rīcība attiecībā uz rādītājiem

Lakmuss - zils;

Metiloranžs - dzeltens

Fenolftaleīns - avenes.

2. Mijiedarbība ar skābiem oksīdiem

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O

KOH + CO 2 = KHCO 3

3. Mijiedarbība ar skābēm (neitralizācijas reakcija)

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

4. Apmaiņas reakcija ar sāļiem

Ba(OH)2 + K2SO4 = 2KOH + BaSO 4

3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3

5. Termiskā sadalīšanās

Cu (OH) 2 t \u003d CuO + H 2 O; 2 CuOH \u003d Cu 2 O + H 2 O

2Co (OH) 3 \u003d Co 2 O 3 + ZH 2 O; 2AgOH \u003d Ag 2 O + H 2 O

6. Hidroksīdi, kuros d-metāliem ir zems c. o., kas var tikt oksidēts ar skābekli gaisā,

Piemēram:

4Fe(OH)2 + O2 + 2Н 2O = 4Fe(OH)3

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4

7. Sārmu šķīdumi mijiedarbojas ar amfoteriskajiem hidroksīdiem:

2KOH + Zn(OH)2 = K 2

2KOH + Al 2 O 3 + ZN 2 O \u003d 2K

8. Sārmu šķīdumi mijiedarbojas ar metāliem, kas veido amfotērus oksīdus un hidroksīdus (Zn, AI utt.),

Piemēram:

Zn + 2 NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

2AI + 2KOH + 6H2O \u003d 2KAl (OH) 4] + 3H2

9. Sārmu šķīdumos daži nemetāli ir nesamērīgi,

Piemēram:

Cl 2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaCIO + H 2 O

3S+6NaOH = 2Na2S+Na2SO3+3H2O

4P+ 3KOH + 3H 2O = PH 3 + 3KH 2 PO 2

10. Šķīstošās bāzes plaši izmanto reakcijās sārmaina hidrolīze dažādi organiskie savienojumi(ogļūdeņražu halogēna atvasinājumi, esteri, tauki utt.),

Piemēram:

C 2 H 5 CI + NaOH \u003d C 2 H 5 OH + NaCl

Sārmu un nešķīstošu bāzu iegūšanas metodes

1. Reakcijas aktīvie metāli(sārmu un sārmzemju metāli) ar ūdeni:

2Na + 2H 2O \u003d 2 NaOH + H2

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

2. Aktīvo metālu oksīdu mijiedarbība ar ūdeni:

BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2

3. Sāļu ūdens šķīdumu elektrolīze:

2NaCl + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2

CaCI 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 + Cl 2

4. Nokrišņi no atbilstošo sāļu šķīdumiem ar sārmiem:

CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

FeCI 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCI