Nešķīstoša bāze: vara hidroksīds

Pamati- sauc par elektrolītiem, kuru šķīdumos nav anjonu, izņemot hidroksīda jonus (anjoni ir joni, kuriem ir negatīvs lādiņš, šajā gadījumā tie ir OH - joni). Nosaukumi pamatojums sastāv no trim daļām: vārdiem hidroksīds , kam pievienots metāla nosaukums (ģenitīvā gadījumā). Piemēram, vara hidroksīds(Cu(OH)2). Dažiem pamatojums var izmantot, piemēram, vecos nosaukumus nātrija hidroksīds(NaOH) - nātrija sārms.

Nātrija hidroksīds, nātrija hidroksīds, nātrija sārms, kaustiskā soda- tas viss ir viens un tas pats ķīmiskā formula kas NaOH. Bezūdens nātrija hidroksīds ir balta kristāliska viela. Šķīdums ir dzidrs šķidrums, kas izskatās neatšķirams no ūdens. Esiet uzmanīgi, lietojot! Kaustiskā soda stipri sadedzina ādu!

Bāzu klasifikācija balstās uz to spēju šķīst ūdenī. Dažas bāzu īpašības ir atkarīgas no šķīdības ūdenī. Tātad, pamatojumsŪdenī šķīstošos sauc sārms. Tie ietver nātrija hidroksīdi(NaOH), kālija hidroksīds(KOH), litijs (LiOH), dažkārt tie tiek pievienoti to skaitam un kalcija hidroksīds(Ca (OH) 2)), lai gan patiesībā tā ir slikti šķīstoša viela balta krāsa(dzēstie kaļķi).

Pamatojuma iegūšana

Pamatojuma iegūšana un sārmi var ražot Dažādi ceļi. Saņemt sārmi Varat izmantot metāla ķīmisko mijiedarbību ar ūdeni. Šādas reakcijas notiek ar ļoti lielu siltuma izdalīšanos līdz aizdegšanās brīdim (aizdegšanās notiek ūdeņraža izdalīšanās dēļ reakcijas laikā).

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Nedzēstie kaļķi - CaO

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2

Bet šīs metodes rūpniecībā nav atrastas. praktiskā vērtība, protams, papildus iegūstot kalcija hidroksīdu Ca(OH) 2 . Kvīts nātrija hidroksīds un kālija hidroksīds kas saistīti ar elektroenerģijas izmantošanu. Nātrija vai kālija hlorīda ūdens šķīduma elektrolīzes laikā pie katoda izdalās ūdeņradis, bet pie anoda - hlors, savukārt šķīdumā, kurā notiek elektrolīze, uzkrājas. sārms!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (šī reakcija notiek, kad caur šķīdumu tiek izlaista elektriskā strāva).

Nešķīstošas ​​bāzes aplenkums sārmi no atbilstošo sāļu šķīdumiem.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Bāzes īpašības

sārmi karstumizturīgs. Nātrija hidroksīds jūs varat izkausēt un uzvārīt kausējumu, kamēr tas nesadalīsies. sārmi viegli reaģē ar skābēm, kā rezultātā veidojas sāls un ūdens. Šo reakciju sauc arī par neitralizācijas reakciju.

KOH + HCl → KCl + H2O

sārmi mijiedarbojas ar skābiem oksīdiem, kā rezultātā veidojas sāls un ūdens.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Nešķīstošas ​​bāzes, atšķirībā no sārmiem, nav termiski stabilas vielas. Dažas no tām, piemēram, vara hidroksīds, karsējot sadalās,

Cu(OH)2 + CuO → H2O
citi - pat istabas temperatūrā (piemēram, sudraba hidroksīds - AgOH).

Nešķīstošas ​​bāzes mijiedarbojas ar skābēm, reakcija notiek tikai tad, ja sāls, kas veidojas reakcijas laikā, izšķīst ūdenī.

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

Sārmu metālu izšķīšana ūdenī, mainot indikatora krāsu uz spilgti sarkanu

Sārmu metāli ir metāli, kas reaģē ar ūdeni, veidojot sārms. Tipiskam pārstāvim sārmu metāli attiecas uz nātrija Na. Nātrijs ir vieglāks par ūdeni, tāpēc tā ķīmiskā reakcija ar ūdeni notiek uz tā virsmas. Aktīvi izšķīdinot ūdenī, nātrijs izspiež no tā ūdeņradi, veidojot nātrija sārmu (vai nātrija hidroksīdu) - nātrija hidroksīds NaOH. Reakcija notiek šādi:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Visi sārmu metāli darbojas līdzīgi. Ja pirms reakcijas sākšanas ūdenim pievieno indikatoru fenolftaleīnu un pēc tam ūdenī iemērc nātrija gabaliņu, tad nātrijs slīdēs cauri ūdenim, atstājot aiz sevis koši rozā izveidojušās sārma pēdas (sārmu traipus). fenolftaleīns iekšā rozā krāsa)

dzelzs hidroksīds

dzelzs hidroksīds ir pamats. Dzelzs atkarībā no oksidācijas pakāpes veido divas dažādas bāzes: dzelzs hidroksīdu, kur dzelzs var būt ar valenci (II) - Fe (OH) 2 un (III) - Fe (OH) 3. Tāpat kā bāzes, ko veido lielākā daļa metālu, abas dzelzs bāzes nešķīst ūdenī.

dzelzs hidroksīds(II) - balta želatīna viela (nogulsnes šķīdumā), kurai ir spēcīgas reducējošas īpašības. Turklāt, dzelzs hidroksīds(II) ļoti nestabils. Ja uz risinājumu dzelzs hidroksīds(II) pievieno nedaudz sārmu, tad izkritīs zaļas nogulsnes, kas diezgan ātri satumst un pārvēršas brūnās dzelzs (III) nogulsnēs.

dzelzs hidroksīds(III) ir amfoteriskas īpašības, bet tā skābās īpašības ir daudz mazāk izteiktas. gūt dzelzs hidroksīds(III) iespējams rezultātā ķīmiskā reakcija apmaiņa starp dzelzs sāli un sārmu. piemēram

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

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) disociējoties ūdens šķīdumi metālu katjonos un anjonos tikai hidroksīda - OH - jonus.

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 nešķīstošās bāzes 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. Mijiedarbība aktīvs metāls 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 ziepjība, 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

2 NaOH + 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?

a) iegūt iemeslu.

1) Izplatīta metode bāzu iegūšanai ir apmaiņas reakcija, ar kuru var iegūt gan nešķīstošas, gan šķīstošas ​​bāzes:

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

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

Ja ar šo metodi iegūst šķīstošas ​​bāzes, nogulsnējas nešķīstošs sāls.

2) Sārmus var iegūt arī sārmu un sārmzemju metālu vai to oksīdu mijiedarbībā ar ūdeni:

2Li + 2H2O \u003d 2LiOH + H2,

SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2.

3) Tehnoloģiju sārmus parasti iegūst, elektrolīzes ceļā hlorīdu ūdens šķīdumiem:

b)ķīmisksbāzes īpašības.

1) Bāzu raksturīgākā reakcija ir to mijiedarbība ar skābēm - neitralizācijas reakcija. Tas satur gan sārmus, gan nešķīstošas ​​bāzes:

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

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

2) Iepriekš tika parādīts, kā sārmi mijiedarbojas ar skābiem un amfoteriskajiem oksīdiem.

3) Sārmiem mijiedarbojoties ar šķīstošiem sāļiem, veidojas jauns sāls un jauna bāze. Šāda reakcija tiek pabeigta tikai tad, kad nogulsnējas vismaz viena no iegūtajām vielām.

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

4) Karsējot, lielākā daļa bāzu, izņemot sārmu metālu hidroksīdus, sadalās atbilstošā oksīdā un ūdenī:

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

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

SKĀBE - kompleksas vielas, kuru molekulas sastāv no viena vai vairākiem ūdeņraža atomiem un skābes atlikuma. Skābju sastāvu var izteikt vispārējā formula H x A, kur A ir skābes atlikums. Ūdeņraža atomus skābēs var aizstāt vai apmainīt pret metālu atomiem, un veidojas sāļi.

Ja skābe satur vienu šādu ūdeņraža atomu, tad tā ir vienbāziska skābe (HCl - sālsskābe, HNO 3 - slāpekļskābe, HClO - hipohlorskābe, CH 3 COOH - etiķskābe); divi ūdeņraža atomi - divvērtīgās skābes: H 2 SO 4 - sērskābe, H 2 S - sērūdeņradis; trīs ūdeņraža atomi ir trīsbāziski: H 3 PO 4 - ortofosfors, H 3 AsO 4 - ortoarsēns.

Atkarībā no skābes atlikuma sastāva skābes iedala bezoksiskajās (H 2 S, HBr, HI) un skābekli saturošajās (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). Skābekli saturošo skābju molekulās ūdeņraža atomi caur skābekli ir savienoti ar centrālo atomu: H - O - E. Bezskābekļa skābju nosaukumi veidojas no nemetāla krievu nosaukuma saknes, savienojošā. patskaņis - par- un vārdi "ūdeņradis" (H 2 S - sērūdeņradis). Skābekli saturošo skābju nosaukumi doti šādi: ja skābes atlieku sastāvā atrodas nemetāls (retāk metāls), kas ir daļa no skābes atlikuma. augstākā pakāpe oksidēšana, tad elementa krievu nosaukuma saknei tiek pievienoti sufiksi -n-, -ev-, vai - ov- un tad beidzas - un es-(H 2 SO 4 - sērskābe, H 2 CrO 4 - hroms). Ja centrālā atoma oksidācijas pakāpe ir zemāka, tad tiek izmantots sufikss -ist-(H 2 SO 3 - sērs). Ja nemetāls veido virkni skābju, tiek izmantoti arī citi sufiksi (HClO - hlors ovists aya, HClO 2 - hlors ist aya, HClO 3 - hlors ovāls aya, HClO 4 - hlors n un es).

Ar
no elektrolītiskās disociācijas teorijas viedokļa skābes ir elektrolīti, kas ūdens šķīdumā disociējas, veidojot tikai ūdeņraža jonus kā katjonus:

N x A xN + + A x-

H + -jonu klātbūtne ir saistīta ar indikatoru krāsas izmaiņām skābju šķīdumos: lakmuss (sarkans), metiloranžs (rozā).

Skābju sagatavošana un īpašības

a) skābju iegūšana.

1) Anoksskābes var iegūt, tieši savienojot nemetālus ar ūdeņradi un pēc tam izšķīdinot atbilstošās gāzes ūdenī:

2) Skābekli saturošas skābes bieži var iegūt, skābju oksīdus reaģējot ar ūdeni.

3) Gan bezskābekļa, gan skābekli saturošas skābes var iegūt apmaiņas reakcijās starp sāļiem un citām skābēm:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSO 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 (ciets) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) Dažos gadījumos skābes iegūšanai var izmantot redoksreakcijas:

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

b ) skābju ķīmiskās īpašības.

1) Skābes mijiedarbojas ar bāzēm un amfotēriem hidroksīdiem. Šajā gadījumā praktiski nešķīstošās skābes (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) var reaģēt tikai ar šķīstošiem sārmiem.

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

2) Skābju mijiedarbība ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem ir apspriesta iepriekš.

3) Skābju mijiedarbība ar sāļiem ir apmaiņas reakcija ar sāls un ūdens veidošanos. Šī reakcija tiek pabeigta, ja reakcijas produkts ir nešķīstoša vai gaistoša viela vai vājš elektrolīts.

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) Skābju mijiedarbība ar metāliem ir redoksprocess. Reducētājs ir metāls, oksidētājs ir ūdeņraža joni (neoksidējošās skābes: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (atšķaidīts), H 3 PO 4) vai skābes atlikuma anjons (oksidējošās skābes: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (konc. un atšķ.)). Neoksidējošu skābju mijiedarbības ar metāliem reakcijas produkti spriegumu virknē līdz ūdeņradim ir sāls un gāzveida ūdeņradis:

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

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksidējošās skābes mijiedarbojas ar gandrīz visiem metāliem, arī ar zemas aktivitātes metāliem (Cu, Hg, Ag), savukārt veidojas skābju anjonu reducēšanas produkti, sāls un ūdens:

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

AMFOTERISKIE HIDROKSĪDI piemīt skābes un bāzes dualitāte: tās reaģē ar skābēm kā bāzes:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,

un ar bāzēm - kā skābes:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcija notiek sārma šķīdumā);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija notiek starp cietām vielām saplūšanas laikā).

Amfoteriskie hidroksīdi veido sāļus ar stiprām skābēm un bāzēm.

Tāpat kā citi nešķīstošie hidroksīdi, amfoteriskie hidroksīdi karsējot sadalās oksīdā un ūdenī:

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

SĀLS- jonu savienojumi, kas sastāv no metāla katjoniem (vai amonija) un skābju atlikumu anjoniem. Jebkuru sāli var uzskatīt par bāzes neitralizēšanas ar skābi produktu. Atkarībā no skābes un bāzes attiecības tiek iegūti sāļi: vidējs(ZnSO 4, MgCl 2) - bāzes pilnīgas neitralizācijas ar skābi produkts, skābs(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - ar skābes pārpalikumu, galvenais(CuOHCl, AlOHSO 4) - ar bāzes pārpalikumu.

Sāļu nosaukumi pēc starptautiskās nomenklatūras veidoti no diviem vārdiem: skābes anjona nosaukumiem nominatīvā un metāla katjona nosaukumiem ģenitīvā, norādot tā oksidācijas pakāpi, ja tā ir mainīga, ar romiešu ciparu iekavās. Piemēram: Cr 2 (SO 4) 3 - hroma (III) sulfāts, AlCl 3 - alumīnija hlorīds. Skābju sāļu nosaukumus veido, pievienojot vārdu hidro- vai dihidro-(atkarībā no ūdeņraža atomu skaita hidroanjonā): Ca (HCO 3) 2 - kalcija bikarbonāts, NaH 2 PO 4 - nātrija dihidrogēnfosfāts. Bāzes sāļu nosaukumus veido, pievienojot vārdu hidrokso- vai dihidrokso-: (AlOH)Cl 2 - alumīnija hidroksohlorīds, 2 SO 4 - hroma (III) dihidroksosulfāts.

Sāļu sagatavošana un īpašības

a ) sāļu ķīmiskās īpašības.

1) Sāļu mijiedarbība ar metāliem ir redoksprocess. Šajā gadījumā metāls, kas stāv pa kreisi iekšā elektroķīmiskās sērijas uzsver, izspiež no to sāļu šķīdumiem:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Sārmu un sārmzemju metāli neizmanto, lai atjaunotu citus metālus no to sāļu ūdens šķīdumiem, jo ​​tie mijiedarbojas ar ūdeni, izspiežot ūdeņradi:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) Sāļu mijiedarbība ar skābēm un sārmiem tika apspriesta iepriekš.

3) Sāļu savstarpējā mijiedarbība šķīdumā notiek neatgriezeniski tikai tad, ja viens no produktiem ir slikti šķīstoša viela:

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

4) Sāļu hidrolīze - dažu sāļu apmaiņas sadalīšanās ar ūdeni. Sāļu hidrolīze tiks detalizēti apspriesta tēmā "elektrolītiskā disociācija".

b) veidi, kā iegūt sāļus.

Laboratorijas praksē parasti tiek izmantotas šādas sāļu iegūšanas metodes, kuru pamatā ir dažādu savienojumu klašu un vienkāršu vielu ķīmiskās īpašības:

1) Metālu mijiedarbība ar nemetāliem:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Metālu mijiedarbība ar sāls šķīdumiem:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Metālu mijiedarbība ar skābēm:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Skābju mijiedarbība ar bāzēm un amfoteriskajiem hidroksīdiem:

3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + 3H2O.

5) Skābju mijiedarbība ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem:

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

6) Skābju mijiedarbība ar sāļiem:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Sārmu mijiedarbība ar sāļiem šķīdumā:

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

8) Divu sāļu mijiedarbība šķīdumā:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Sārmu mijiedarbība ar skābiem un amfoteriskajiem oksīdiem:

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

10) Dažādu veidu oksīdu mijiedarbība savā starpā:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Sāļi dabā ir sastopami minerālu un iežu veidā, izšķīdušā stāvoklī okeānu un jūru ūdenī.

1. Bāze + skābes sāls + ūdens

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Bāze + skābes oksīds
sāls + ūdens

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

3. Sārms + amfoteriskais oksīds/hidroksīds
sāls + ūdens

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO2 + H2O;

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

Apmaiņas reakcija starp bāzi un sāli notiek tikai šķīdumā (gan bāzei, gan sālim jābūt šķīstošam) un tikai tad, ja vismaz viens no produktiem ir nogulsnes vai vājš elektrolīts (NH 4 OH, H 2 O)

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

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Karstumizturīgas ir tikai sārmu metālu bāzes, izņemot LiOH

Ca(OH)2
CaO + H2O;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

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

SKĀBE

skābes no TED viedokļa sauc kompleksās vielas, kas šķīdumos disociējas, veidojot ūdeņraža jonu H +.

Skābju klasifikācija

1. Pēc ūdeņraža atomu skaita, kas spēj atdalīties ūdens šķīdumā, skābes iedala vienbāziska(HF, HNO2), divbāzu(H2CO3, H2SO4), tribasic(H3PO4).

2. Skābes sastāvs ir sadalīts bezskābekļa(HCl, H 2 S) un skābekli saturošs(HClO 4, HNO 3).

3. Pēc skābju spējas atdalīties ūdens šķīdumos tās iedala vājš un stiprs. Spēcīgo skābju molekulas ūdens šķīdumos pilnībā sadalās jonos un to disociācija ir neatgriezeniska.

Piemēram, HCL
H++Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Vājas skābes sadalās atgriezeniski; to molekulas ūdens šķīdumos sadalās jonos daļēji, bet daudzbāziskās - pakāpeniski.

CH 3 COOH
CH3COO-+H+;

1) H2S
HS - + H + , 2) HS -
H + + S 2-.

Skābes molekulas daļu bez viena vai vairākiem H+ ūdeņraža joniem sauc skābes atlikums. Skābes atlikuma lādiņš vienmēr ir negatīvs, un to nosaka no skābes molekulas atņemto H+ jonu skaits. Piemēram, fosforskābe H 3 PO 4 var veidot trīs skābes atlikumus: H 2 PO - dihidrofosfāta jons, HPO - hidrofosfāta jons, PO - fosfāta jons.

Anoksskābju nosaukumus veido, pievienojot skābi veidojošā elementa krievu nosaukuma saknei (vai atomu grupas nosaukumam, piemēram, CN - - ciāna) galotni ir ūdeņradis: HCl - sālsskābe. skābe ( sālsskābe), H 2 S - hidrosulfīda skābe, HCN - ciānūdeņražskābe (ciānūdeņražskābe).

Arī skābekli saturošo skābju nosaukumi ir veidoti no skābi veidojošā elementa krievu valodas nosaukuma, pievienojot vārdu "skābe". Šajā gadījumā skābes nosaukums, kurā elements ir visaugstākajā oksidācijas pakāpē, beidzas ar “...naya” vai “...ovaya”, piemēram, H 2 SO 4 ir sērskābe, H 3 AsO 4 ir arsēnskābe. Samazinoties skābi veidojošā elementa oksidācijas stāvoklim, galotnes mainās šādā secībā: "... nē"(HClO 4 - perhlorskābe), "... ovāls"(HClO 3 - hlorskābe), "... tīrs"(HClO 2 - hlora skābe), "...svārstīgs"(HClO- hipohlorskābe). Ja elements veido skābes, būdams tikai divos oksidācijas stāvokļos, tad skābes nosaukums, kas atbilst elementa zemākajam oksidācijas pakāpei, saņem galotni "... tīrs" (HNO 3 - slāpekļskābe, HNO 2 - slāpekļskābe) .

Viens un tas pats skābes oksīds (piemēram, P 2 O 5) var atbilst vairākām skābēm, kas satur vienu šī elementa atomu vienā molekulā (piemēram, HPO 3 un H 3 PO 4). Šādos gadījumos prefiksu "meta ..." pievieno tās skābes nosaukumam, kas satur vismazāko skābekļa atomu skaitu molekulā, un prefiksu "ortho ..." pievieno skābes nosaukumam, kas satur molekulā. lielākais skābekļa atomu skaits molekulā (HPO 3 - metafosforskābe, H 3 PO 4 - ortofosforskābe).

Ja skābes molekulā ir vairāki skābi veidojoša elementa atomi, tad tās nosaukumam tiek pievienots skaitļa prefikss, piemēram, H 4 P 2 O 7 - divi fosforskābe, H 2 B 4 O 7 - četri borskābe.

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

Peroksosulfuric skābe Peroksosulfuric skābe

Skābju ķīmiskās īpašības

HF+KOH
KF + H2O.

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

2HCl + BeO
BeCl2 + H2O.

Skābes mijiedarbojas ar sāls šķīdumiem, ja veidojas skābē nešķīstošs sāls vai vājāka (gaistošā) skābe par sākotnējo skābi.

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

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

H2CO3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (razb) + Fe
FeSO4 + H2;

HCl + Cu .

2. attēlā parādīta skābju mijiedarbība ar metāliem.

SKĀBE - OKSIDĒTĀJS

Metāls sprieguma virknē pēc H 2

+
reakcija nepāriet

Metāls virknē spriegumu līdz H 2

+
metāla sāls + H2

līdz minimumam

H 2 SO 4 koncentrēts

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oksidēšana (s.d.)

+
reakcija nepāriet

/Mq/Zn

no apstākļiem

Metāla sulfāts max s.d.

+
+ +

Metāls (cits)

+
+ +

HNO 3 koncentrēts

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
reakcija nepāriet

Sārmu/sārmzemju metāls

Metāla nitrāts max s.d.

Metāls (citi; Al, Cr, Fe, Co, Ni karsējot)

TN+

+

HNO 3 atšķaidīts

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
reakcija nepāriet

Sārmu/sārmzemju metāls

NH3 (NH4NO3)

Metāla nitrāts

la in max s.o.

+
+

Metāls (pārējais sprieguma pagalmā līdz H 2)

NO/N2O/N2/NH3 (NH4NO3)

no apstākļiem

+

Metāls (pārējais spriegumu virknē pēc H 2)

2. att. SKĀBJU MIJIEDARBĪBA AR METĀLIEM

SĀLS

Sāļi - tās ir sarežģītas vielas, kas šķīdumos disociējas, veidojot pozitīvi lādētus jonus (katjonus – bāzes atlikumus), izņemot ūdeņraža jonus, un negatīvi lādētus jonus (anjonus – skābes atlikumus), izņemot hidroksīdus – jonus.