Bazės (hidroksidai)- kompleksinės medžiagos, kurių molekulėse yra viena ar daugiau hidroksi-OH grupių. Dažniausiai bazes sudaro metalo atomas ir OH grupė. Pavyzdžiui, NaOH yra natrio hidroksidas, Ca (OH) 2 yra kalcio hidroksidas ir kt.
Yra bazė – amonio hidroksidas, kuriame hidroksi grupė yra prijungta ne prie metalo, o prie NH 4 + jono (amonio katijono). Amonio hidroksidas susidaro ištirpinant amoniaką vandenyje (vandens įpylimo į amoniaką reakcija):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonio hidroksidas).
Giroksigrupės valentingumas lygus 1. Hidroksilo grupių skaičius bazinėje molekulėje priklauso nuo metalo valentingumo ir yra jam lygus. Pavyzdžiui, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 ir kt.
Visos priežastys - skirtingų spalvų kietos medžiagos. Kai kurios bazės lengvai tirpsta vandenyje (NaOH, KOH ir kt.). Tačiau dauguma jų netirpsta vandenyje.
Vandenyje tirpios bazės vadinamos šarmais.Šarminiai tirpalai yra „muiluoti“, liečiant slidūs ir gana šarminiai. Šarmams priskiriami šarminių ir šarminių žemių metalų hidroksidai (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 ir kt.). Likusieji netirpūs.
Netirpios bazės- tai amfoteriniai hidroksidai, kurie sąveikaudami su rūgštimis veikia kaip bazės, o su šarmais elgiasi kaip rūgštys.
Skirtingos bazės skiriasi savo gebėjimu atskirti hidroksi grupes, todėl jos skirstomos į stipriąsias ir silpnąsias bazes.
Stiprios bazės vandeniniuose tirpaluose lengvai atsisako savo hidroksigrupių, o silpnos – ne.
Cheminės bazių savybės
Bazių cheminės savybės apibūdinamos jų santykiu su rūgštimis, rūgščių anhidridais ir druskomis.
1. Poveikio rodikliai... Indikatoriai keičia spalvą priklausomai nuo sąveikos su įvairiomis cheminėmis medžiagomis. Neutraliuose tirpaluose - jie turi vieną spalvą, rūgščių tirpaluose - kitą. Sąveikaujant su bazėmis, jos keičia spalvą: metiloranžinis indikatorius pagelsta, lakmuso indikatorius – mėlynas, o fenolftaleinas tampa fuksija.
2. Sąveika su rūgštiniais oksidais su druskos ir vandens susidarymas:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reaguoja su rūgštimis, formuojasi druska ir vanduo. Bazės sąveikos su rūgštimi reakcija vadinama neutralizacijos reakcija, nes jai pasibaigus terpė tampa neutrali:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reaguoja su druskomis, formuojasi nauja druska ir bazė:
2NaOH + CuSO 4 → Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Kaitinamas, gali suskaidyti į vandenį ir bazinį oksidą:
Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O.
Vis dar turite klausimų? Norite sužinoti daugiau apie pamatus?
Norėdami gauti pagalbą iš dėstytojo -.
Pirma pamoka nemokama!
tinklaraštį., visiškai ar iš dalies nukopijuojant medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.
Bazės (hidroksidai)- kompleksinės medžiagos, kurių molekulėse yra viena ar daugiau hidroksi-OH grupių. Dažniausiai bazes sudaro metalo atomas ir OH grupė. Pavyzdžiui, NaOH yra natrio hidroksidas, Ca (OH) 2 yra kalcio hidroksidas ir kt.
Yra bazė – amonio hidroksidas, kuriame hidroksi grupė yra prijungta ne prie metalo, o prie NH 4 + jono (amonio katijono). Amonio hidroksidas susidaro ištirpinant amoniaką vandenyje (vandens įpylimo į amoniaką reakcija):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonio hidroksidas).
Giroksigrupės valentingumas lygus 1. Hidroksilo grupių skaičius bazinėje molekulėje priklauso nuo metalo valentingumo ir yra jam lygus. Pavyzdžiui, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 ir kt.
Visos priežastys - skirtingų spalvų kietos medžiagos. Kai kurios bazės lengvai tirpsta vandenyje (NaOH, KOH ir kt.). Tačiau dauguma jų netirpsta vandenyje.
Vandenyje tirpios bazės vadinamos šarmais.Šarminiai tirpalai yra „muiluoti“, liečiant slidūs ir gana šarminiai. Šarmams priskiriami šarminių ir šarminių žemių metalų hidroksidai (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 ir kt.). Likusieji netirpūs.
Netirpios bazės- tai amfoteriniai hidroksidai, kurie sąveikaudami su rūgštimis veikia kaip bazės, o su šarmais elgiasi kaip rūgštys.
Skirtingos bazės skiriasi savo gebėjimu atskirti hidroksi grupes, todėl jos skirstomos į stipriąsias ir silpnąsias bazes.
Stiprios bazės vandeniniuose tirpaluose lengvai atsisako savo hidroksigrupių, o silpnos – ne.
Cheminės bazių savybės
Bazių cheminės savybės apibūdinamos jų santykiu su rūgštimis, rūgščių anhidridais ir druskomis.
1. Poveikio rodikliai... Indikatoriai keičia spalvą priklausomai nuo sąveikos su įvairiomis cheminėmis medžiagomis. Neutraliuose tirpaluose - jie turi vieną spalvą, rūgščių tirpaluose - kitą. Sąveikaujant su bazėmis, jos keičia spalvą: metiloranžinis indikatorius pagelsta, lakmuso indikatorius – mėlynas, o fenolftaleinas tampa fuksija.
2. Sąveika su rūgštiniais oksidais su druskos ir vandens susidarymas:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reaguoja su rūgštimis, formuojasi druska ir vanduo. Bazės sąveikos su rūgštimi reakcija vadinama neutralizacijos reakcija, nes jai pasibaigus terpė tampa neutrali:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reaguoja su druskomis, formuojasi nauja druska ir bazė:
2NaOH + CuSO 4 → Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Kaitinamas, gali suskaidyti į vandenį ir bazinį oksidą:
Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O.
Vis dar turite klausimų? Norite sužinoti daugiau apie pamatus?
Norėdami gauti dėstytojo pagalbą – užsiregistruokite.
Pirma pamoka nemokama!
svetainę, visiškai ar iš dalies nukopijavus medžiagą, būtina nuoroda į šaltinį.
Bazės yra sudėtingi junginiai, turintys du pagrindinius struktūrinius komponentus:
- Hidrokso grupė (viena ar daugiau). Iš čia, beje, ir antrasis šių medžiagų pavadinimas – „hidroksidai“.
- Metalo atomas arba amonio jonas (NH4 +).
Bazių pavadinimas kilęs iš abiejų jo komponentų pavadinimų derinio: pavyzdžiui, kalcio hidroksidas, vario hidroksidas, sidabro hidroksidas ir kt.
Vienintelė išimtis iš bendrosios bazių susidarymo taisyklės turėtų būti laikoma tada, kai hidroksilo grupė yra prijungta ne prie metalo, o prie amonio katijono (NH4 +). Ši medžiaga susidaro, kai amoniakas ištirpsta vandenyje.
Jei mes kalbame apie bazių savybes, tuomet reikia nedelsiant pažymėti, kad hidroksilo grupės valentingumas yra atitinkamai lygus vienetui, šių grupių skaičius molekulėje tiesiogiai priklausys nuo metalų, patenkančių į reakcija. Šiuo atveju pavyzdžiai yra medžiagų, tokių kaip NaOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, formulės.
Bazių cheminės savybės pasireiškia jų reakcijose su rūgštimis, druskomis ir kitomis bazėmis, taip pat jų poveikiu indikatoriams. Visų pirma šarmus galima nustatyti veikiant tam tikrą indikatorių tirpalu. Tokiu atveju jis pastebimai pakeis savo spalvą: pavyzdžiui, iš baltos taps mėlyna, o fenolftaleinas - į avietinę.
Cheminės bazių savybės, pasireiškiančios jų sąveika su rūgštimis, sukelia garsiąsias neutralizacijos reakcijas. Tokios reakcijos esmė ta, kad metalo atomai, prisijungę prie rūgšties liekanos, sudaro druską, o hidroksilo grupė ir vandenilio jonas, susijungę, virsta vandeniu. Ši reakcija vadinama neutralizacijos reakcija, nes po jos nebelieka nei šarmų, nei rūgšties.
Bazėms būdingos cheminės savybės taip pat pasireiškia jų reakcija su druskomis. Reikėtų pažymėti, kad tik šarmai reaguoja su tirpiomis druskomis. Šių medžiagų struktūrinės savybės lemia tai, kad dėl reakcijos susidaro nauja druska ir nauja, dažniausiai netirpi bazė.
Galiausiai, bazių cheminės savybės puikiai pasireiškia termiškai veikiant jas – kaitinant. Čia, atliekant tam tikrus eksperimentus, reikia turėti omenyje, kad praktiškai visos bazės, išskyrus šarmus, kaitinamos elgiasi itin nestabiliai. Didžioji jų dalis beveik akimirksniu suyra į atitinkamą oksidą ir vandenį. Ir jei paimsime metalų pagrindus, tokius kaip sidabras ir gyvsidabris, normaliomis sąlygomis jų negalima gauti, nes jie pradeda irti jau kambario temperatūroje.
Bazės, amfoteriniai hidroksidai
Bazės yra sudėtingos medžiagos, sudarytos iš metalo atomų ir vienos ar daugiau hidrokso grupių (-OH). Bendroji formulė yra Me + y (OH) y, kur y yra hidrokso grupių skaičius, lygus metalo Me oksidacijos laipsniui. Lentelėje parodyta bazių klasifikacija.
Šarminių ir šarminių žemės metalų šarminių hidroksidų savybės
1. Vandeniniai šarmų tirpalai yra muiluoti liesti, keičia indikatorių spalvą: lakmusas - mėlynai, fenolftaleinas - avietinėje.
2. Vandeniniai tirpalai disocijuoja:
3. Sąveikauja su rūgštimis, vyksta mainų reakcija:
Daugiarūgščių bazės gali sudaryti vidutines ir bazines druskas:
4. Reaguoti su rūgščių oksidais, sudarydami terpę ir rūgštines druskas, priklausomai nuo rūgšties, atitinkančios šį oksidą, šarmiškumo:
5. Sąveika su amfoteriniais oksidais ir hidroksidais:
a) sintezė:
b) tirpaluose:
6. Sąveika su vandenyje tirpiomis druskomis, jei susidaro nuosėdos arba dujos:
Netirpios bazės (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 ir kt.) sąveikauja su rūgštimis ir suyra kaitinant:
Amfoteriniai hidroksidai
Amfoteriniais junginiais vadinami junginiai, kurie, priklausomai nuo sąlygų, gali būti ir vandenilio katijonų donorais ir pasižymėti rūgštinėmis savybėmis, ir jų akceptoriais, t.y., pasižymėti bazinėmis savybėmis.
Amfoterinių junginių cheminės savybės
1. Sąveikaujant su stipriomis rūgštimis, jos pasižymi pagrindinėmis savybėmis:
Zn (OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Sąveikaujant su šarmais – stipriomis bazėmis, jos pasižymi rūgštinėmis savybėmis:
Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( kompleksinė druska)
Al (OH) 3 + NaOH = Na ( kompleksinė druska)
Junginiai vadinami kompleksais, kuriuose donoro-akceptoriaus mechanizmu susidaro bent viena kovalentinė jungtis.
Bendrasis bazių gavimo būdas paremtas mainų reakcijomis, kurių pagalba galima gauti ir netirpias, ir tirpias bazes.
CuSО 4 + 2КОН = Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Kai šiuo metodu gaunamos tirpios bazės, nusėda netirpi druska.
Gaunant vandenyje netirpias bazes, turinčias amfoterinių savybių, reikia vengti šarmų pertekliaus, nes gali ištirpti amfoterinė bazė, pvz.:
АlСl 3 + 4КОН = К [Аl (ОН) 4] + 3КСl
Tokiais atvejais amonio hidroksidas naudojamas hidroksidams gauti, kuriuose amfoteriniai hidroksidai netirpsta:
АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl (ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Sidabro ir gyvsidabrio hidroksidai taip lengvai skyla, kad bandant juos gauti mainų reakcijos būdu, vietoj hidroksidų nusėda oksidai:
2AgNO 3 + 2KON = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
Pramonėje šarmai dažniausiai gaunami elektrolizuojant vandeninius chloridų tirpalus.
2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Taip pat šarmų galima gauti reaguojant šarminiams ir žemės šarminiams metalams arba jų oksidams su vandeniu.
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
SrO + H 2 O = Sr (OH) 2
Rūgštis
Rūgštys vadinamos kompleksinėmis medžiagomis, kurių molekulės susideda iš vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti metalo atomais, ir rūgščių liekanų. Normaliomis sąlygomis rūgštys gali būti kietos (fosforo H 3 PO 4; silicio H 2 SiO 3) ir skystos (gryna forma skystis bus sieros rūgštis H 2 SO 4).
Dujos, tokios kaip vandenilio chloridas HCl, vandenilio bromidas HBr, vandenilio sulfidas H 2 S vandeniniuose tirpaluose sudaro atitinkamas rūgštis. Kiekvienos rūgšties molekulės disociacijos metu susidarančių vandenilio jonų skaičius lemia rūgšties liekanos (anijono) krūvį ir rūgšties šarmiškumą.
Pagal protolitinė rūgščių ir bazių teorija, vienu metu pasiūlė danų chemikas Brønsted ir anglų chemikas Lowry, rūgštis vadinama medžiaga atsiskyrimas su šia reakcija protonai, a pagrindu- medžiaga, galinti paimti protonus.
rūgštis → bazė + H +
Remiantis tokiomis idėjomis, aišku pagrindinės amoniako savybės, kuris dėl vienišos elektronų poros buvimo prie azoto atomo sąveikaudamas su rūgštimis efektyviai priima protoną, sudarydamas amonio joną per donoro-akceptoriaus ryšį.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
rūgštinė bazė rūgštinė bazė
Bendresnis rūgščių ir bazių apibrėžimas pasiūlė amerikiečių chemikas G. Lewisas. Jis teigė, kad rūgščių ir šarmų sąveika yra visiškai nebūtinai atsiranda su protonų pernešimu. Nustatant rūgštis ir bazes pagal Lewisą, pagrindinis vaidmuo cheminėse reakcijose skiriamas elektroninės poros.
Katijonai, anijonai arba neutralios molekulės, galinčios priimti vieną ar daugiau elektronų porų, vadinamos Lewiso rūgštys.
Taigi, pavyzdžiui, aliuminio fluoridas AlF 3 yra rūgštis, nes sąveikaudama su amoniaku ji gali priimti elektronų porą.
AlF 3 +: NH 3 ⇆:
Katijonai, anijonai arba neutralios molekulės, galinčios paaukoti elektronų poras, vadinamos Lewiso bazėmis (amoniakas yra bazė).
Lewiso apibrėžimas apima visus rūgščių-šarmų procesus, kurie buvo svarstomi anksčiau pasiūlytose teorijose. Lentelėje palyginamos šiuo metu naudojamos rūgščių ir bazių apibrėžtys.
Rūgščių nomenklatūra
Kadangi yra skirtingų rūgščių apibrėžimų, jų klasifikacija ir nomenklatūra yra gana savavališka.
Pagal vandenilio atomų, galinčių pasišalinti vandeniniame tirpale, skaičių, rūgštys skirstomos į vienbazis(pavyzdžiui, HF, HNO 2), dvibazis(H 2 CO 3, H 2 SO 4) ir tribazinis(H 3 PO 4).
Pagal sudėtį rūgštis skirstoma į anoksinis(HCl, H2S) ir prisotintas deguonimi(HClO 4, HNO 3).
Paprastai deguonies prisotintų rūgščių pavadinimai yra pagaminti iš nemetalo pavadinimo, pridedant galūnes -ka, -th, jei nemetalo oksidacijos būsena lygi grupės skaičiui. Kai oksidacijos būsena mažėja, priesagos keičiasi (mažėjančio metalo oksidacijos laipsnio tvarka): - Kai kurie, tiesa, - saldūs:
Jei atsižvelgsime į vandenilio ir nemetalinės jungties poliškumą per laikotarpį, šios jungties poliškumą galima lengvai susieti su elemento padėtimi periodinėje lentelėje. Iš metalo atomų, kurie lengvai praranda valentinius elektronus, vandenilio atomai priima šiuos elektronus, sudarydami stabilų dviejų elektronų apvalkalą, kaip helio atomo apvalkalą, ir duoda joninius metalų hidridus.
Periodinės lentelės III-IV grupių elementų vandenilio junginiuose boras, aliuminis, anglis, silicis sudaro kovalentinius, silpnai polinius ryšius su vandenilio atomais, kurie nėra linkę į disociaciją. Periodinės lentelės V-VII grupių elementams per periodą nemetalo ir vandenilio jungties poliškumas didėja didėjant atomo krūviui, tačiau krūvių pasiskirstymas besiformuojančiame dipolyje yra kitoks nei vandenilio. elementų junginiai, linkę atiduoti elektronus. Nemetalų atomai, kuriuose elektronų apvalkalui užbaigti reikia kelių elektronų, pritraukia (poliarizuoja) ryšio elektronų porą, tuo stipresnis, tuo didesnis branduolio krūvis. Todėl serijoje CH 4 - NH 3 - Н 2 O - HF arba SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl ryšiai su vandenilio atomais, likdami kovalentiškais, įgyja labiau polinį pobūdį, o vandenilio atomas dipolyje elemento-vandenilio jungtis tampa elektropozityvesnė. Jei polinės molekulės patenka į polinį tirpiklį, gali įvykti elektrolitinė disociacija.
Aptarkime deguonies turinčių rūgščių elgesį vandeniniuose tirpaluose. Šios rūgštys turi H-O-E ryšį ir, žinoma, O-E jungtis turi įtakos H-O jungties poliškumui. Todėl šios rūgštys, kaip taisyklė, išsiskiria lengviau nei vanduo.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Pažvelkime į kelis pavyzdžius. deguonies turinčių rūgščių savybės, kurias sudaro elementai, galintys turėti skirtingas oksidacijos būsenas. Yra žinoma, kad hipochloro rūgštisНСlO labai silpnas druskos rūgštis HClO 2 taip pat silpnas bet stipresnė hipochlorinė, druskos rūgštis HClO 3 stiprus. Perchloro rūgštis НСlO 4 – viena iš stipriausias neorganinės rūgštys.
Norint disociuoti pagal rūgšties tipą (pašalinus H joną), OH jungtis turi būti nutraukta. Kaip galite paaiškinti šios jungties stiprumo sumažėjimą serijoje НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4? Šioje serijoje didėja deguonies atomų, susijusių su centriniu chloro atomu, skaičius. Kiekvieną kartą, kai susidaro nauja deguonies jungtis su chloru, elektronų tankis ištraukiamas iš chloro atomo, taigi ir iš vienintelės O-Cl jungties. Dėl to elektronų tankis iš dalies palieka O – H ryšį, kuris dėl to susilpnėja.
Toks modelis - rūgščių savybių stiprinimas, padidėjus centrinio atomo oksidacijos būsenai - būdingas ne tik chlorui, bet ir kitiems elementams. Pavyzdžiui, azoto rūgštis HNO 3, kurioje azoto oksidacijos laipsnis yra +5, yra stipresnė už azoto rūgštį HNO 2 (azoto oksidacijos laipsnis +3); sieros rūgštis H 2 SO 4 (S +6) yra stipresnė už sieros rūgštį H 2 SO 3 (S +4).
Gaunasi rūgštys
1. Galima gauti anoksinių rūgščių su tiesioginiu nemetalų sujungimu su vandeniliu.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Galima gauti kai kurių deguonies prisotintų rūgščių rūgščių oksidų sąveika su vandeniu.
3. Galima gauti ir beanoksines, ir deguonies turinčias rūgštis apie mainų reakcijas tarp druskų ir kitų rūgščių.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HBr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ↓
FeS + H 2 SO 4 (pa sb) = H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (konc.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Kai kurias rūgštis galima gauti naudojant redokso reakcijos.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РО 4 + 5NO 2
Rūgštus skonis, poveikis indikatoriams, elektrinis laidumas, sąveika su metalais, baziniais ir amfoteriniais oksidais, bazėmis ir druskomis, esterių susidarymas su alkoholiais – šios savybės būdingos neorganinėms ir organinėms rūgštims.
Galima suskirstyti į dvi reakcijas:
1) yra dažni dėl rūgštys reakcijos siejamos su hidronio jono H 3 O + susidarymu vandeniniuose tirpaluose;
2) specifinis(t.y. būdingos) reakcijos specifinės rūgštys.
Vandenilio jonas gali patekti į redokso reakcijos, redukavimas į vandenilį ir junginio reakcijoje su neigiamai įkrautomis arba neutraliomis dalelėmis, turinčiomis pavienes elektronų poras, t.y. rūgščių-šarmų reakcijos.
Bendrosios rūgščių savybės apima rūgščių reakcijas su metalais, kurie yra įtampai iki vandenilio, pavyzdžiui:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H2
Rūgščių-šarmų reakcijos apima reakcijas su baziniais oksidais ir bazėmis, taip pat su vidutinėmis, bazinėmis ir kartais rūgštinėmis druskomis.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Atkreipkite dėmesį, kad daugiabazės rūgštys disocijuoja laipsniškai, o kiekviename tolesniame etape disociacija yra sunkesnė, todėl esant rūgšties pertekliui, dažniausiai susidaro rūgštinės, o ne vidutinės druskos.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O
KOH + H 2 S = KHS + H 2 O
Iš pirmo žvilgsnio rūgščių druskų susidarymas gali pasirodyti stebinantis vienbazis vandenilio fluorido (hidrofluorido) rūgštis. Tačiau šį faktą galima paaiškinti. Skirtingai nuo visų kitų vandenilio halogeninių rūgščių, vandenilio fluorido rūgštis tirpaluose yra iš dalies polimerizuota (dėl vandenilio jungčių susidarymo) ir joje gali būti įvairių dalelių (HF) X, būtent H 2 F 2, H 3 F 3 ir kt.
Ypatingas rūgščių ir šarmų pusiausvyros atvejis - rūgščių ir bazių reakcijos su indikatoriais, kurie keičia spalvą priklausomai nuo tirpalo rūgštingumo. Rodikliai naudojami kokybinėje analizėje rūgščių ir bazių aptikimui sprendimuose.
Dažniausiai naudojami rodikliai: lakmusas(v neutralus aplinką violetinė, v rūgštus - raudona, v šarminis - mėlyna), metilo oranžinė(v rūgštus aplinką raudona, v neutralus - oranžinė, v šarminis - geltona), fenolftaleinas(v stipriai šarminis aplinką tamsiai raudona v neutralus ir rūgštus - bespalvis).
Specifinės savybės skirtingos rūgštys gali būti dviejų tipų: pirma, reakcijos, lemiančios susidarymą netirpios druskos ir antra redoksinės transformacijos. Jei reakcijos, susijusios su H + jono buvimu jose, yra bendros visoms rūgštims (kokybinės rūgščių nustatymo reakcijos), konkrečios reakcijos naudojamos kaip kokybinės atskiroms rūgštims:
Ag + + Cl - = AgCl (baltos nuosėdos)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (baltos nuosėdos)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (geltonos nuosėdos)
Kai kurios specifinės rūgščių reakcijos atsiranda dėl jų redoksinių savybių.
Anoksinės rūgštys vandeniniame tirpale gali būti tik oksiduotos.
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
H 2 S + Br 2 = S + 2HBg
Deguonies turinčios rūgštys gali būti oksiduojamos tik tuo atveju, jei jose esantis centrinis atomas yra žemesnės arba vidutinės oksidacijos būsenos, kaip, pavyzdžiui, sieros rūgštyje:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl
Daugelis deguonies turinčių rūgščių, kurių centrinis atomas turi didžiausią oksidacijos laipsnį (S +6, N +5, Cr +6), pasižymi stiprių oksidatorių savybėmis. Koncentruotas H 2 SO 4 yra stiprus oksidatorius.
Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konc.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Reikėtų prisiminti, kad:
- Rūgščių tirpalai reaguoja su metalais elektrocheminėje įtampų serijoje, esančioje kairėje nuo vandenilio, atsižvelgiant į daugybę sąlygų, iš kurių svarbiausia yra tirpios druskos susidarymas reakcijos metu. HNO 3 ir H 2 SO 4 (konc.) sąveika su metalais vyksta skirtingai.
Koncentruota sieros rūgštis pasyvina aliuminį, geležį, chromą šaltyje.
- Vandenyje rūgštys disocijuoja į vandenilio katijonus ir rūgščių liekanų anijonus, pavyzdžiui:
- Neorganinės ir organinės rūgštys sąveikauja su baziniais ir amfoteriniais oksidais, jei susidaro tirpi druska:
- Ir tos, ir kitos rūgštys reaguoja su bazėmis. Polibazinės rūgštys gali sudaryti tiek vidutines, tiek rūgštines druskas (tai yra neutralizacijos reakcijos):
- Reakcija tarp rūgščių ir druskų vyksta tik tada, kai susidaro nuosėdos arba dujos:
H 3 PO 4 sąveika su kalkakmeniu nutrūks dėl to, kad paviršiuje susidarys paskutinės netirpios nuosėdos Ca 3 (PO 4) 2.
Azoto HNO 3 ir koncentruotos sieros H 2 SO 4 (konc.) Rūgščių savybių ypatumai atsiranda dėl to, kad sąveikaujant su paprastomis medžiagomis (metalais ir nemetalais), nitratų ir sulfatų jonai, o ne H + katijonai, veiks kaip oksidatoriai. Logiška tikėtis, kad dėl tokių reakcijų susidaro ne vandenilis H 2, o kitos medžiagos: būtinai druska ir vanduo, taip pat vienas iš nitratų ar sulfatų jonų redukcijos produktų, priklausomai nuo koncentracijos. rūgštys, metalo padėtis tam tikroje įtampoje ir reakcijos sąlygos (temperatūra, metalo smulkumo laipsnis ir kt.).
Šios HNO 3 ir H 2 SO 4 (kont.) cheminės elgsenos ypatybės aiškiai iliustruoja cheminės sandaros teorijos tezę apie atomų tarpusavio įtaką medžiagų molekulėse.
Nepastovumo ir stabilumo (stabilumo) sąvokos dažnai painiojamos. Lakiosios rūgštys vadinamos rūgštimis, kurių molekulės lengvai pereina į dujinę būseną, tai yra, išgaruoja. Pavyzdžiui, druskos rūgštis yra laki, bet patvari, stabili rūgštis. Neįmanoma spręsti apie nestabilių rūgščių lakumą. Pavyzdžiui, nelaki, netirpi silicio rūgštis skyla į vandenį ir SiO 2. Vandeniniai druskos, azoto, sieros, fosforo ir daugelio kitų rūgščių tirpalai neturi spalvos. Vandeninis chromo rūgšties H 2 CrO 4 tirpalas yra geltonos spalvos, mangano rūgštis HMnO 4 – aviečių.
Pamatinė medžiaga norint išlaikyti testą:
Mendelejevo lentelė
Tirpumo lentelė
Mes tai žinome iš mokyklos bazės yra junginiai, kuriuose metalo atomai yra prijungti prie vienos ar daugiau hidrokso grupių- KOH, Ca (OH) 2 ir tt Tačiau „bazės“ sąvoka iš tikrųjų yra platesnė, ir yra dvi pagrindų teorijos – protonų (Brønsted – Lowry teorija) ir elektroninių (Lewiso teorija). svarstysime atskirame straipsnyje, todėl apibrėžimą paimsime iš Brønstedo teorijos (toliau šiame straipsnyje – tik Brønstedo pagrindai): Bazės (hidroksidai) yra medžiagos arba dalelės, galinčios priimti (atskirti) protoną iš rūgšties. Pagal šį apibrėžimą bazės savybės priklauso nuo savybių – pavyzdžiui, vanduo arba acto rūgštis, esant stipresnėms rūgštims, elgiasi kaip bazės:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ HSO 4 - + H 3 O + (hidronio katijonas)
H 2 SO 4 + CH 3 COOH ⇄ HSO 4 - + CH 3 COOH 2 +
Bazinė nomenklatūra
Pagrindų pavadinimai susidaro gana paprastai – iš pradžių yra žodis „hidroksidas“, o po to metalo, kuris yra įtrauktas į šią bazę, pavadinimas. Jei metalas turi kintamą valentingumą, tai atsispindi pavadinime.
KOH – kalio hidroksidas
Ca (OH) 2 - kalcio hidroksidas
Fe (OH) 2 - geležies (II) hidroksidas
Fe (OH) 3 - geležies (III) hidroksidas
Taip pat yra bazė NH 4 OH (amonio hidroksidas), kur hidroksilo grupė yra prijungta ne prie metalo, o su amonio katijonu NH 4 +.
Bazinė klasifikacija
Priežastys gali būti klasifikuojamos pagal šiuos kriterijus:
- Pagal tirpumą bazės skirstomos į tirpias - šarmų(NaOH, KOH) ir netirpios bazės(Ca (OH) 2, Al (OH) 3).
- Pagal rūgštingumą (hidroksilo grupių skaičių) bazė dalijama iš monorūgštis(KOH, LiOH) ir polirūgštis(Mg (OH 2), Al (OH) 3).
- Pagal chemines savybes jie skirstomi į pagrindinis(Ca (OH) 2, NaOH) ir amfoterinis, tai yra, pasižyminčios ir bazinėmis, ir rūgštinėmis savybėmis (Al (OH) 3, Zn (OH) 2).
- Pagal stiprumą (pagal disociacijos laipsnį) jie išskiriami:
a) stiprus(α = 100%) - visos tirpios bazės NaOH, LiOH, Ba (OH) 2, mažai tirpus Ca (OH) 2.
b) silpnas (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH) 2 , Fe(OH) 3 и растворимое NH 4 OH.
Pamatų tvirtumas
Bazėms galite kiekybiškai išreikšti jų stiprumą, tai yra, gebėjimą pašalinti protoną iš rūgšties. Tam naudojama šarmingumo konstanta K b - pusiausvyros konstanta reakcijai tarp bazės ir rūgšties, o vanduo veikia kaip rūgštis. Kuo didesnė baziškumo konstantos reikšmė, tuo didesnis bazės stiprumas ir stipresnis jos gebėjimas atskirti protoną. Taip pat vietoj pačios konstantos dažnai naudojama baziškumo konstanta pK b. Pavyzdžiui, amoniakui NH 3 turime:
Priėmimas
Aktyvaus metalo sąveika su vandeniu:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
Mg + 2H 2 O Mg (OH) 2 + H2
Bazinės medžiagos sąveika su vandeniu (tik šarminiams ir šarminių žemių metalams):
Na 2 O + H 2 O → 2 NaOH,
CaO + H 2 O → Ca (OH) 2.
Pramoninis šarmų gamybos būdas yra druskos tirpalų elektrolizė:
2NaCI + 4H 2O 2NaOH + 2H2 + CI 2
Tirpių druskų sąveika su šarmais ir netirpioms bazėms yra vienintelis būdas gauti:
Na 2 SO 4 + Ba (OH) 2 → 2 NaOH + BaSO 4
MgSO 4 + 2NaOH → Mg (OH) 2 + Na 2 SO 4.
Fizinės savybės
Visi pagrindai yra kieti, skirtingų spalvų. Jie netirpsta vandenyje, išskyrus šarmus.
Dėmesio!Šarmai yra labai ėsdinančios medžiagos. Patekę ant odos šarminiai tirpalai sukelia stiprius ilgalaikius nudegimus, o patekę į akis gali sukelti aklumą. Dirbdami su jais turėtumėte laikytis saugos priemonių ir naudoti asmenines apsaugos priemones.
Pagrindų išvaizda. Iš kairės į dešinę: natrio hidroksidas, kalcio hidroksidas, geležies metahidroksidas
Cheminės savybės
Bazių cheminės savybės elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu yra dėl to, kad jų tirpaluose yra laisvųjų hidroksido - OH - jonų pertekliaus.
Indikatorių spalvos keitimas:
fenolftaleinas – avietės
lakmusas – mėlynas
metiloranžinė - geltona
Fenolftaleinas suteikia šarmo tirpalui avietinę spalvą
Sąveika su rūgštimis, susidarant druskai ir vandeniui (neutralizacijos reakcija):
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O,
tirpus
Mg (OH) 2 + 2HCI → MgCI 2 + 2H 2 O.
netirpios
Sąveika su rūgštimi:
2KOH + SO 3 → K 2 SO 4 + H 2 O
Sąveika su amfoteriniais ir hidroksidais:
a) kai tirpsta:
2NaOH + AI 2 O 3 → 2 NaAIO 2 + H 2 O,
NaOH + AI (OH) 3 → NaAIO 2 + 2H 2 O.
b) tirpale:
2NaOH + AI 2 O 3 + 3H 2 O → 2Na,
NaOH + AI (OH) 3 → Na.
Sąveika su kai kuriomis paprastomis medžiagomis (amfoteriniais metalais, siliciu ir kitomis):
2NaOH + Zn + 2H2O → Na 2 + H2
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
Sąveika su tirpiomis druskomis susidarant nuosėdoms:
2NaOH + CuSO 4 → Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4,
Ba (OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.
Blogai tirpios ir netirpios bazės kaitinant skyla:
Ca (OH) 2 → CaO + H 2 O,
Cu (OH) 2 → CuO + H 2 O.
Ar tu žinai?
Organinės molekulės, kurios suyra per milijonus metų, kai nėra šviesos ir deguonies, išlaiko tik angliavandenių karkasą. Pavyzdžiui, žalia nafta yra molekulių, kuriose yra tik anglies ir vandenilio, mišinys, o anglys turi daug kitų elementų. Nors anglies ir naftos molekulės labai skiriasi savo chemine struktūra, jos turi vieną bendrą bruožą: jose nėra funkcinių grupių!
