Metallo nella serie di tensioni dopo H 2

Solfato metallico in max s.d.

+
+ +

Metallo (altro)

+
+ +

HNO 3 concentrato

Nitrato metallico in max s.d.

Metallo (altri; Al, Cr, Fe, Co, Ni quando riscaldato)

Nitrato di metallo

la in max così

+
+

Metallo (il resto nell'iarda di tensione fino a H 2)

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

dalle condizioni

+

Metallo (il resto nella serie di tensioni dopo H 2)

Fig.2. INTERAZIONE DEGLI ACIDI CON I METALLI

SALE

Sali - si tratta di sostanze complesse che si dissociano in soluzioni con formazione di ioni caricati positivamente (cationi - residui basici), ad eccezione degli ioni idrogeno, e ioni caricati negativamente (anioni - residui acidi), diversi dagli idrossidi - ioni.

3. Idrossidi

Gli idrossidi formano un gruppo importante tra i composti multielemento. Alcuni di essi presentano le proprietà delle basi (idrossidi di base) - NaOH, Ba(OH ) 2, ecc.; altri presentano le proprietà degli acidi (idrossidi acidi) - HNO3, H3PO4 e altri. Esistono anche idrossidi anfoteri, che, a seconda delle condizioni, possono presentare sia le proprietà delle basi che le proprietà degli acidi - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, ecc.

3.1. Classificazione, ottenimento e proprietà delle basi

Le basi (idrossidi di base), dal punto di vista della teoria della dissociazione elettrolitica, sono sostanze che si dissociano in soluzioni con formazione di ioni idrossido OH - .

Secondo la nomenclatura moderna, sono solitamente chiamati idrossidi di elementi, indicando, se necessario, la valenza dell'elemento (numeri romani tra parentesi): KOH - idrossido di potassio, idrossido di sodio NaOH , idrossido di calcio Ca(OH ) 2 , idrossido di cromo ( II)-Cr(OH ) 2 , idrossido di cromo ( III) - Cr (OH) 3.

Idrossidi metallici solitamente divisi in due gruppi: solubile in acqua(formato da metalli alcalini e alcalino terrosi - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba e quindi chiamati alcali) e insolubile in acqua. La principale differenza tra loro è che la concentrazione di ioni OH - nelle soluzioni alcaline è piuttosto elevato, ma per le basi insolubili è determinato dalla solubilità della sostanza ed è solitamente molto piccolo. Tuttavia, piccole concentrazioni di equilibrio dello ione OH - anche in soluzioni di basi insolubili determinano le proprietà di questa classe di composti.

In base al numero di gruppi ossidrile (acidità) , suscettibili di essere sostituiti da un residuo acido, si distinguono:

Basi acide singole KOH, NaOH

Basi diacide - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Basi triacidi - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Ottenere i motivi

1. Un metodo comune per ottenere basi è la reazione di scambio, con la quale si possono ottenere basi sia insolubili che solubili:

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

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

Quando si ottengono basi solubili con questo metodo, precipita un sale insolubile.

Quando si ottengono basi insolubili in acqua con proprietà anfotere, si dovrebbe evitare un eccesso di alcali, poiché può verificarsi la dissoluzione della base anfotera, ad esempio,

AlCl 3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,

Al (OH) 3 + KOH \u003d K.

In questi casi, l'idrossido di ammonio viene utilizzato per ottenere idrossidi, in cui gli ossidi anfoteri non si dissolvono:

AlCl 3 + 3NH 4 OH \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Gli idrossidi di argento e di mercurio si decompongono così facilmente che quando si cerca di ottenerli mediante una reazione di scambio, invece degli idrossidi, precipitano degli ossidi:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.

2. Gli alcali nella tecnologia sono solitamente ottenuti mediante elettrolisi di soluzioni acquose di cloruri:

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

(reazione di elettrolisi totale)

Gli alcali possono anche essere ottenuti facendo reagire i metalli alcalini e alcalino terrosi o i loro ossidi con acqua:

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

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

Proprietà chimiche delle basi

1. Tutte le basi insolubili in acqua si decompongono quando riscaldate per formare ossidi:

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

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

2. La reazione più caratteristica delle basi è la loro interazione con gli acidi: la reazione di neutralizzazione. Comprende sia alcali che basi insolubili:

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

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.

3. Gli alcali interagiscono con gli ossidi acidi e anfoteri:

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

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Le basi possono reagire con i sali acidi:

2NaHSO 3 + 2KOH \u003d Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu (OH) 2 + 2NaHSO 4 \u003d CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

5. È necessario sottolineare in particolare la capacità delle soluzioni alcaline di reagire con alcuni non metalli (alogeni, zolfo, fosforo bianco, silicio):

2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H 2 O (al freddo),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (quando riscaldato)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2,

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

6. Inoltre, le soluzioni concentrate di alcali, quando riscaldate, sono anche in grado di sciogliere alcuni metalli (quelli i cui composti hanno proprietà anfotere):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,

Zn + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H 2.

Le soluzioni alcaline hanno un pH> 7 (alcalino), cambia il colore degli indicatori (tornasole - blu, fenolftaleina - viola).

MV Andryukhova, LN Borodino

Fondamenti – sostanze complesse che consistono in un catione metallico Me + (o un catione simile a un metallo, ad esempio uno ione ammonio NH 4 +) e un anione idrossido OH -.

In base alla loro solubilità in acqua, le basi sono suddivise in solubile (alcali) e basi insolubili . Avere anche motivi instabili che si decompongono spontaneamente.

Ottenere i motivi

1. Interazione degli ossidi basici con l'acqua. Allo stesso tempo, reagiscono con l'acqua solo in condizioni normali quegli ossidi che corrispondono ad una base solubile (alcali). Quelli. in questo modo puoi solo ottenere alcali:

ossido basico + acqua = base

Per esempio , ossido di sodio si forma in acqua idrossido di sodio(idrossido di sodio):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Allo stesso tempo circa ossido di rame (II). Insieme a acqua non reagisce:

CuO + H 2 O ≠

2. Interazione dei metalli con l'acqua. in cui reagire con l'acquain condizioni normalisolo metalli alcalini(litio, sodio, potassio, rubidio, cesio), calcio, stronzio e bario.In questo caso, si verifica una reazione redox, l'idrogeno agisce come agente ossidante e un metallo agisce come agente riducente.

metallo + acqua = alcali + idrogeno

Per esempio, potassio reagisce con acqua molto violento:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elettrolisi di soluzioni di alcuni sali di metalli alcalini. Di norma, per ottenere alcali, viene sottoposta all'elettrolisi soluzioni di sali formati da metalli alcalini o alcalino terrosi e acidi anossici (tranne fluoridrico) - cloruri, bromuri, solfuri, ecc. Questo problema è discusso in modo più dettagliato nell'articolo .

Per esempio , elettrolisi del cloruro di sodio:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Le basi sono formate dall'interazione di altri alcali con sali. In questo caso, interagiscono solo le sostanze solubili e nei prodotti dovrebbe formarsi un sale insolubile o una base insolubile:

o

liscivia + sale 1 = sale 2 ↓ + liscivia

Per esempio: il carbonato di potassio reagisce in soluzione con l'idrossido di calcio:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Per esempio: il cloruro di rame (II) reagisce in soluzione con l'idrossido di sodio. Allo stesso tempo, cade precipitato blu di idrossido di rame (II).:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Proprietà chimiche delle basi insolubili

1. Le basi insolubili interagiscono con acidi forti e loro ossidi (e alcuni acidi medi). Allo stesso tempo, si formano sale e acqua.

base insolubile + acido = sale + acqua

base insolubile + ossido acido = sale + acqua

Per esempio ,l'idrossido di rame (II) interagisce con l'acido cloridrico forte:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

In questo caso, l'idrossido di rame (II) non interagisce con l'ossido acido debole acido carbonico - anidride carbonica:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Le basi insolubili si decompongono quando riscaldate in ossido e acqua.

Per esempio, l'idrossido di ferro (III) si decompone in ossido di ferro (III) e acqua quando calcinato:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Le basi insolubili non interagisconocon ossidi e idrossidi anfoteri.

base insolubile + ossido anfotero ≠

base insolubile + idrossido anfotero ≠

4. Alcune basi insolubili possono fungere daagenti riducenti. Gli agenti riducenti sono basi formate da metalli con minimo o stato di ossidazione intermedio, che possono aumentare il loro stato di ossidazione (idrossido di ferro (II), idrossido di cromo (II), ecc.).

Per esempio , l'idrossido di ferro (II) può essere ossidato con ossigeno atmosferico in presenza di acqua in idrossido di ferro (III):

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

Proprietà chimiche degli alcali

1. Gli alcali interagiscono con qualsiasi acidi - sia forti che deboli . In questo caso si formano sale e acqua. Queste reazioni sono chiamate reazioni di neutralizzazione. Possibilmente educazione sale acido, se l'acido è polibasico, ad un certo rapporto di reagenti, o in acido in eccesso. A alcali in eccesso sale e acqua media si formano:

alcali (eccesso) + acido \u003d sale medio + acqua

alcali + acido polibasico (eccesso) = sale acido + acqua

Per esempio , l'idrossido di sodio, quando interagisce con l'acido fosforico tribasico, può formare 3 tipi di sali: diidrofosfati, fosfati o idrofosfati.

In questo caso, i diidrofosfati si formano in eccesso di acido o in un rapporto molare (il rapporto tra le quantità di sostanze) dei reagenti 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Con un rapporto molare della quantità di alcali e acido di 2: 1, si formano idrofosfati:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

In eccesso di alcali, o con un rapporto molare di alcali e acido di 3:1, si forma un fosfato di metallo alcalino.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Gli alcali interagiscono conossidi e idrossidi anfoteri. in cui nella fusione si formano i sali comuni , un in soluzione - sali complessi .

alcali (sciolti) + ossido anfotero = sale medio + acqua

liscivia (sciogliere) + idrossido anfotero = sale medio + acqua

alcali (soluzione) + ossido anfotero = sale complesso

alcali (soluzione) + idrossido anfotero = sale complesso

Per esempio , quando l'idrossido di alluminio reagisce con l'idrossido di sodio nella fusione si forma l'alluminato di sodio. L'idrossido più acido forma un residuo acido:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

MA in soluzione si forma un sale complesso:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Presta attenzione a come viene compilata la formula di un sale complesso:per prima cosa scegliamo l'atomo centrale (adi regola, è un metallo di idrossido anfotero).Quindi aggiungilo ligandi- nel nostro caso si tratta di ioni idrossido. Il numero di ligandi è, di regola, 2 volte maggiore dello stato di ossidazione dell'atomo centrale. Ma il complesso di alluminio è un'eccezione, il suo numero di ligandi è molto spesso 4. Racchiudiamo il frammento risultante tra parentesi quadre: questo è uno ione complesso. Determiniamo la sua carica e aggiungiamo il numero richiesto di cationi o anioni dall'esterno.

3. Gli alcali interagiscono con gli ossidi acidi. È possibile formare acido o sale medio, a seconda del rapporto molare tra alcali e ossido acido. In eccesso di alcali si forma un sale medio e in eccesso di ossido acido si forma un sale acido:

alcali (eccesso) + ossido acido \u003d sale medio + acqua

o:

alcali + ossido acido (eccesso) = sale acido

Per esempio , quando si interagisce eccesso di idrossido di sodio Con l'anidride carbonica si formano carbonato di sodio e acqua:

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

E quando si interagisce anidride carbonica in eccesso con idrossido di sodio si forma solo bicarbonato di sodio:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Gli alcali interagiscono con i sali. gli alcali reagiscono solo con sali solubili in soluzione, purché i prodotti formano gas o precipitato . Queste reazioni procedono secondo il meccanismo scambio ionico.

alcali + sale solubile = sale + idrossido corrispondente

Gli alcali interagiscono con soluzioni di sali metallici, che corrispondono a idrossidi insolubili o instabili.

Per esempio, l'idrossido di sodio interagisce con il solfato di rame in soluzione:

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

Anche gli alcali interagiscono con soluzioni di sali di ammonio.

Per esempio , l'idrossido di potassio interagisce con la soluzione di nitrato di ammonio:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Quando i sali di metalli anfoteri interagiscono con un eccesso di alcali, si forma un sale complesso!

Diamo un'occhiata a questo problema in modo più dettagliato. Se il sale formato dal metallo a cui idrossido anfotero , interagisce con una piccola quantità di alcali, quindi procede la consueta reazione di scambio e precipital'idrossido di questo metallo .

Per esempio , l'eccesso di solfato di zinco reagisce in soluzione con l'idrossido di potassio:

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Tuttavia, in questa reazione, non si forma una base, ma idrossido mfoterico. E, come abbiamo detto sopra, gli idrossidi anfoteri si dissolvono in un eccesso di alcali per formare sali complessi . T Pertanto, durante l'interazione del solfato di zinco con soluzione di alcali in eccesso si forma un sale complesso, non si forma precipitato:

ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4

Pertanto, otteniamo 2 schemi per l'interazione dei sali metallici, che corrispondono agli idrossidi anfoteri, con gli alcali:

sale metallico anfotero (eccesso) + alcali = idrossido anfotero↓ + sale

amph.metal sale + alcali (eccesso) = sale complesso + sale

5. Gli alcali interagiscono con i sali acidi.In questo caso si formano sali medi o sali meno acidi.

sale acido + alcali \u003d sale medio + acqua

Per esempio , L'idrosolfito di potassio reagisce con l'idrossido di potassio per formare solfito di potassio e acqua:

KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

È molto conveniente determinare le proprietà dei sali acidi rompendo mentalmente un sale acido in 2 sostanze: un acido e un sale. Ad esempio, rompiamo il bicarbonato di sodio NaHCO 3 in acido urico H 2 CO 3 e carbonato di sodio Na 2 CO 3 . Le proprietà del bicarbonato sono in gran parte determinate dalle proprietà dell'acido carbonico e dalle proprietà del carbonato di sodio.

6. Gli alcali interagiscono con i metalli in soluzione e fondono. In questo caso, nella soluzione si verifica una reazione redox sale complesso e idrogeno, nella fusione - sale medio e idrogeno.

Nota! Solo quei metalli reagiscono con alcali in soluzione, in cui l'ossido con lo stato di ossidazione minimo positivo del metallo è anfotero!

Per esempio , ferro da stiro non reagisce con una soluzione alcalina, l'ossido di ferro (II) è basico. MA alluminio si dissolve in una soluzione acquosa di alcali, l'ossido di alluminio è anfotero:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Gli alcali interagiscono con i non metalli. In questo caso si verificano reazioni redox. Di solito, non metalli sproporzionato negli alcali. Non reagire con alcali ossigeno, idrogeno, azoto, carbonio e gas inerti (elio, neon, argon, ecc.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Zolfo, cloro, bromo, iodio, fosforo e altri non metalli sproporzionato in alcali (cioè auto-ossidazione-auto-riparazione).

Ad esempio, il cloroquando si interagisce con alcali freddi va negli stati di ossidazione -1 e +1:

2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Cloro quando si interagisce con liscivia calda va negli stati di ossidazione -1 e +5:

6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O

Silicio ossidato dagli alcali ad uno stato di ossidazione di +4.

Per esempio, in soluzione:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0

Il fluoro ossida gli alcali:

2F 2 0 + 4NaO -2 H \u003d O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Puoi leggere di più su queste reazioni nell'articolo.

8. Gli alcali non si decompongono se riscaldati.

L'eccezione è l'idrossido di litio:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

La scienza chimica moderna è un'ampia varietà di rami e ognuno di essi, oltre alla base teorica, è di grande importanza applicata e pratica. Qualunque cosa tocchi, tutto intorno è il prodotto della produzione chimica. Le sezioni principali sono la chimica inorganica e organica. Considera quali principali classi di sostanze sono classificate come inorganiche e quali proprietà hanno.

Principali categorie di composti inorganici

Questi includono quanto segue:

1. ossidi.
2. Sale.
3. Fondamenti.
4. acidi.

Ciascuna delle classi è rappresentata da un'ampia varietà di composti inorganici ed è importante in quasi tutte le strutture dell'attività economica e industriale umana. Tutte le principali proprietà caratteristiche di questi composti, essendo in natura e ottenendo sono studiate a colpo sicuro nel corso di chimica scolastica, nelle classi 8-11.

Esiste una tabella generale di ossidi, sali, basi, acidi, che presenta esempi di ciascuna delle sostanze e del loro stato di aggregazione, essendo in natura. Mostra anche le interazioni che descrivono le proprietà chimiche. Tuttavia, considereremo ciascuna delle classi separatamente e in modo più dettagliato.

Gruppo di composti - ossidi

4. Reazioni, a seguito delle quali gli elementi cambiano CO

Io + n O + C = Io 0 + CO

1. Acqua reagente: formazione di acido (eccezione SiO 2)

KO + acqua = acido

2. Reazioni con basi:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reazioni con ossidi basici: formazione di sali

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. Reazioni OVR:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Presentano doppie proprietà, interagiscono secondo il principio del metodo acido-base (con acidi, alcali, ossidi basici, ossidi acidi). Non interagiscono con l'acqua.

1. Con acidi: formazione di sali e acqua

AO + acido \u003d sale + H 2 O

2. Con basi (alcali): formazione di complessi idrossilici

Al 2 O 3 + LiOH + acqua \u003d Li

3. Reazioni con ossidi acidi: preparazione di sali

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reazioni con RO: formazione di sali, fusione

MnO + Rb 2 O = sale doppio Rb 2 MnO 2

5. Reazioni di fusione con alcali e carbonati di metalli alcalini: formazione di sali

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Ogni ossido superiore, formato sia da un metallo che da un non metallo, quando disciolto in acqua, dà un forte acido o alcali.

Acidi organici e inorganici

In termini classici (basati sulle posizioni di ED - dissociazione elettrolitica - Svante Arrhenius), gli acidi sono composti che si dissociano in cationi H+ e anioni di An - residui acidi in un mezzo acquoso. Oggi, tuttavia, gli acidi sono stati attentamente studiati in condizioni anidre, quindi ci sono molte teorie diverse per gli idrossidi.

Le formule empiriche di ossidi, basi, acidi, sali sono costituite solo da simboli, elementi e indici che ne indicano la quantità in una sostanza. Ad esempio, gli acidi inorganici sono espressi dalla formula H + residuo acido n-. Le sostanze organiche hanno una diversa mappatura teorica. Oltre a quella empirica, è possibile scrivere per loro una formula strutturale completa e abbreviata, che rifletterà non solo la composizione e la quantità della molecola, ma anche la disposizione degli atomi, la loro relazione tra loro e il principale gruppo funzionale per acidi carbossilici -COOH.

Nell'inorganico, tutti gli acidi sono divisi in due gruppi:

• anossico - HBr, HCN, HCL e altri;
• contenente ossigeno (ossoacidi) - HClO 3 e tutto ciò che contiene ossigeno.

Inoltre, gli acidi inorganici sono classificati in base alla stabilità (stabile o stabile - tutto tranne carbonico e solforoso, instabile o instabile - carbonico e solforoso). Per forza, gli acidi possono essere forti: solforico, cloridrico, nitrico, perclorico e altri, nonché deboli: acido solfidrico, ipocloroso e altri.

La chimica organica non offre affatto una tale diversità. Gli acidi di natura organica sono acidi carbossilici. La loro caratteristica comune è la presenza di un gruppo funzionale -COOH. Ad esempio, HCOOH (antic), CH 3 COOH (acetico), C 17 H 35 COOH (stearico) e altri.

Ci sono un certo numero di acidi, che vengono enfatizzati con particolare attenzione quando si considera questo argomento in un corso di chimica scolastica.

1. Sale.
2. Azoto.
3. Ortofosforico.
4. Idrobromico.
5. Carbone.
6. Iodio.
7. Solforico.
8. Acetico o etano.
9. Butano o olio.
10. Benzoico.

Questi 10 acidi in chimica sono le sostanze fondamentali della classe corrispondente sia nel percorso scolastico che in generale nell'industria e nella sintesi.

Proprietà degli acidi inorganici

Le principali proprietà fisiche sono da attribuire principalmente ad un diverso stato di aggregazione. Dopotutto, ci sono un certo numero di acidi che hanno la forma di cristalli o polveri (borico, ortofosforico) in condizioni normali. La stragrande maggioranza degli acidi inorganici conosciuti sono liquidi diversi. Anche i punti di ebollizione e di fusione variano.

Gli acidi possono causare gravi ustioni, poiché hanno il potere di distruggere i tessuti organici e la pelle. Gli indicatori vengono utilizzati per rilevare gli acidi:

• arancio metile (in ambiente normale - arancio, in acidi - rosso),
• tornasole (in neutro - viola, in acidi - rosso) o altri.

Le proprietà chimiche più importanti includono la capacità di interagire con sostanze sia semplici che complesse.

Quando interagiscono con i metalli, non tutti gli acidi reagiscono allo stesso modo. La chimica (classe 9) a scuola comporta uno studio molto superficiale di tali reazioni, tuttavia, anche a questo livello, quando interagiscono con i metalli vengono considerate le proprietà specifiche dell'acido nitrico concentrato e dell'acido solforico.

Idrossidi: basi, basi anfotere e insolubili

Ossidi, sali, basi, acidi: tutte queste classi di sostanze hanno una natura chimica comune, che è spiegata dalla struttura del reticolo cristallino, nonché dall'influenza reciproca degli atomi nella composizione delle molecole. Tuttavia, se per gli ossidi è stato possibile dare una definizione molto specifica, per gli acidi e le basi è più difficile farlo.

Proprio come gli acidi, secondo la teoria ED, le basi sono sostanze che possono decomporsi in una soluzione acquosa in cationi metallici Me n + e anioni dei gruppi idrossido OH-.

• Solubile o alcali (basi forti che cambiano il colore degli indicatori). Formato da metalli I, II gruppi. Esempio: KOH, NaOH, LiOH (cioè vengono presi in considerazione gli elementi dei soli sottogruppi principali);
• Leggermente solubile o insolubile (media forza, non modificare il colore degli indicatori). Esempio: idrossido di magnesio, ferro (II), (III) e altri.
• Molecolari (basi deboli, in un mezzo acquoso si dissociano reversibilmente in ioni-molecole). Esempio: N 2 H 4, ammine, ammoniaca.
• Idrossidi anfoteri (mostrano proprietà dual basic-acide). Esempio: berillio, zinco e così via.

Ogni gruppo rappresentato viene studiato nel corso di chimica della scuola nella sezione "Fondazioni". I gradi di chimica 8-9 comportano uno studio dettagliato di alcali e composti poco solubili.

Le principali proprietà caratteristiche delle basi

Tutti gli alcali e i composti poco solubili si trovano in natura allo stato solido cristallino. Allo stesso tempo, i loro punti di fusione sono, di regola, bassi e gli idrossidi scarsamente solubili si decompongono quando riscaldati. Il colore di base è diverso. Se gli alcali sono bianchi, i cristalli di basi molecolari e poco solubili possono essere di colori molto diversi. La solubilità della maggior parte dei composti di questa classe può essere visualizzata nella tabella, che presenta le formule di ossidi, basi, acidi, sali, mostra la loro solubilità.

Gli alcali sono in grado di cambiare il colore degli indicatori come segue: fenolftaleina - lampone, arancio metile - giallo. Ciò è garantito dalla presenza libera di gruppi idrossido in soluzione. Ecco perché le basi scarsamente solubili non danno una tale reazione.

Le proprietà chimiche di ciascun gruppo di basi sono diverse.

Queste sono le proprietà più chimiche che le basi esibiscono. La chimica delle basi è abbastanza semplice e obbedisce alle leggi generali di tutti i composti inorganici.

Classe dei sali inorganici. Classificazione, proprietà fisiche

In base alle disposizioni della ED, i sali possono essere chiamati composti inorganici che si dissociano in soluzione acquosa in cationi metallici Me+n e anioni di residui acidi An n-. Quindi puoi immaginare il sale. La chimica fornisce più di una definizione, ma questa è la più accurata.

Allo stesso tempo, in base alla loro natura chimica, tutti i sali sono suddivisi in:

• Acido (contenente un catione di idrogeno). Esempio: NaHSO4.
• Basico (avente un gruppo idrossido). Esempio: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Mezzo (costituito solo da un catione metallico e un residuo acido). Esempio: NaCL, CaSO 4.
• Doppio (include due diversi cationi metallici). Esempio: NaAl(SO 4) 3.
• Complesso (idrossicomplessi, aquacomplessi e altri). Esempio: K 2 .

Le formule dei sali riflettono la loro natura chimica e parlano anche della composizione qualitativa e quantitativa della molecola.

Ossidi, sali, basi, acidi hanno solubilità diversa, che può essere vista nella tabella corrispondente.

Se parliamo dello stato di aggregazione dei sali, allora è necessario notare la loro uniformità. Esistono solo allo stato solido, cristallino o in polvere. La combinazione di colori è abbastanza varia. Le soluzioni di sali complessi, di regola, hanno colori saturi luminosi.

Interazioni chimiche per la classe dei sali medi

Hanno proprietà chimiche simili di basi, acidi, sali. Gli ossidi, come abbiamo già considerato, differiscono alquanto da loro in questo fattore.

In totale, si possono distinguere 4 tipi principali di interazioni per i sali medi.

I. Interazione con acidi (solo forti in termini di ED) con la formazione di un altro sale e un acido debole:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reazioni con idrossidi solubili con comparsa di sali e basi insolubili:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sale solubile + Cu(OH) 2 base insolubile

III. Interazione con un altro sale solubile per formare un sale insolubile e uno solubile:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reazioni con metalli a sinistra di quello che forma il sale nell'EHRNM. In questo caso, il metallo che entra nella reazione non dovrebbe, in condizioni normali, interagire con l'acqua:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Questi sono i principali tipi di interazione che sono caratteristici dei sali medi. Le formule dei sali complessi, basici, doppi e acidi parlano da sole della specificità delle proprietà chimiche manifestate.

Le formule di ossidi, basi, acidi, sali riflettono l'essenza chimica di tutti i rappresentanti di queste classi di composti inorganici e, inoltre, danno un'idea del nome della sostanza e delle sue proprietà fisiche. Pertanto, un'attenzione particolare dovrebbe essere prestata alla loro scrittura. Un'enorme varietà di composti ci offre una scienza generalmente sorprendente: la chimica. Ossidi, basi, acidi, sali: questa è solo una parte della vasta varietà.

Le basi sono composti complessi che includono due componenti strutturali principali:

1. Gruppo Hydroxo (uno o più). Quindi, a proposito, il secondo nome di queste sostanze è "idrossidi".
2. Atomo di metallo o ione ammonio (NH4+).

Il nome della base deriva dalla combinazione dei nomi di entrambi i suoi componenti: ad esempio idrossido di calcio, idrossido di rame, idrossido d'argento, ecc.

L'unica eccezione alla regola generale per la formazione delle basi va considerata quando il gruppo idrossido è attaccato non al metallo, ma al catione ammonio (NH4+). Questa sostanza si forma quando l'ammoniaca si dissolve in acqua.

Se parliamo delle proprietà delle basi, allora va subito notato che la valenza del gruppo idrossido è uguale a uno, rispettivamente, il numero di questi gruppi nella molecola dipenderà direttamente dalla valenza dei metalli che entrano nella reazione avere. Esempi in questo caso sono le formule di sostanze come NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Le proprietà chimiche delle basi si manifestano nelle loro reazioni con acidi, sali, altre basi, nonché nella loro azione sugli indicatori. In particolare, gli alcali possono essere determinati esponendo un determinato indicatore alla loro soluzione. In questo caso, cambierà notevolmente il suo colore: ad esempio, diventerà blu da bianco e la fenolftaleina diventerà cremisi.

Le proprietà chimiche delle basi, manifestate nella loro interazione con gli acidi, portano alle famose reazioni di neutralizzazione. L'essenza di tale reazione è che gli atomi di metallo, unendosi al residuo acido, formano un sale e il gruppo idrossido e lo ione idrogeno, quando combinati, si trasformano in acqua. Questa reazione è chiamata reazione di neutralizzazione perché non rimangono alcali o acidi dopo di essa.

Le proprietà chimiche caratteristiche delle basi si manifestano anche nella loro reazione con i sali. Va notato che solo gli alcali reagiscono con i sali solubili. Le caratteristiche strutturali di queste sostanze portano al fatto che a seguito della reazione si formano un nuovo sale e una nuova base, il più delle volte insolubile.

Infine, le proprietà chimiche delle basi si manifestano perfettamente durante l'esposizione termica ad esse: il riscaldamento. Qui, quando si eseguono determinati esperimenti, va tenuto presente che quasi tutte le basi, ad eccezione degli alcali, si comportano in modo estremamente instabile se riscaldate. La stragrande maggioranza di essi si decompone quasi istantaneamente nell'ossido e nell'acqua corrispondenti. E se prendiamo le basi di metalli come argento e mercurio, in condizioni normali non possono essere ottenute, poiché iniziano a decomporsi già a temperatura ambiente.