Kaasaegne keemiateadus on väga erinevaid harusid ja igaüks neist on lisaks teoreetilisele baasile suure rakendusliku ja praktilise tähtsusega. Mida iganes puudutate, on kõik ümberringi keemiatootmise saadused. Peamised osad on anorgaaniline ja orgaaniline keemia. Mõelge, millised peamised ainete klassid on klassifitseeritud anorgaanilisteks ja millised omadused neil on.
Anorgaaniliste ühendite peamised kategooriad
Nende hulka kuuluvad järgmised:
- Oksiidid.
- soola.
- Vundamendid.
- Happed.
Kõiki klasse esindavad mitmesugused anorgaanilised ühendid ja need on olulised peaaegu igas inimese majandus- ja tööstustegevuse struktuuris. Kõiki nendele ühenditele iseloomulikke põhiomadusi, looduses olemist ja saamist õpitakse kooli keemiakursusel 8.-11.
Seal on üldine oksiidide, soolade, aluste, hapete tabel, kus on toodud näited iga aine ja nende agregatsiooniseisundi kohta looduses. See näitab ka koostoimeid, mis kirjeldavad keemilisi omadusi. Siiski käsitleme iga klassi eraldi ja üksikasjalikumalt.
Ühendite rühm - oksiidid
4. Reaktsioonid, mille tulemusena elemendid muudavad CO
Me + n O + C = Me 0 + CO
1. Reaktiivi vesi: happe moodustumine (SiO 2 erand)
KO + vesi = hape
2. Reaktsioonid alustega:
CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O
3. Reaktsioonid aluseliste oksiididega: soolade moodustumine
P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2
4. OVR reaktsioonid:
CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,
Neil on kahesugused omadused, nad interakteeruvad happe-aluse meetodi põhimõttel (hapete, leeliste, aluseliste oksiidide, happeoksiididega). Nad ei suhtle veega.
1. Hapetega: soolade ja vee moodustumine
AO + hape \u003d sool + H2O
2. Alustega (leelised): hüdroksokomplekside moodustumine
Al 2 O 3 + LiOH + vesi \u003d Li
3. Reaktsioonid happeoksiididega: soolade valmistamine
FeO + SO 2 \u003d FeSO 3
4. Reaktsioonid RO-ga: soolade moodustumine, sulandumine
MnO + Rb 2 O = topeltsool Rb 2 MnO 2
5. Fusioonireaktsioonid leeliste ja leelismetallikarbonaatidega: soolade moodustumine
Al 2 O 3 + 2 LiOH \u003d 2 LiAlO 2 + H 2 O
Iga kõrgem oksiid, mis on moodustatud nii metallist kui ka mittemetallist, annab vees lahustatuna tugeva happe või leelise.
Orgaanilised ja anorgaanilised happed
Klassikalises helis (põhineb ED – elektrolüütilise dissotsiatsiooni – Svante Arrhenius positsioonidel) on happed ühendid, mis dissotsieeruvad vesikeskkonnas An happejääkide H + katioonideks ja anioonideks. Tänapäeval on aga happeid veevabades tingimustes hoolikalt uuritud, mistõttu on hüdroksiidide kohta palju erinevaid teooriaid.
Oksiidide, aluste, hapete, soolade empiirilised valemid koosnevad ainult sümbolitest, elementidest ja indeksitest, mis näitavad nende kogust aines. Näiteks anorgaanilisi happeid väljendatakse valemiga H + happejääk n-. Orgaanilistel ainetel on erinev teoreetiline kaardistus. Lisaks empiirilisele on võimalik nende jaoks üles kirjutada täielik ja lühendatud struktuurivalem, mis ei kajasta mitte ainult molekuli koostist ja kogust, vaid ka aatomite paigutust, nende suhet üksteisega ja peamist. karboksüülhapete funktsionaalne rühm -COOH.
Anorgaanilises on kõik happed jagatud kahte rühma:
- anoksiline - HBr, HCN, HCL ja teised;
- hapnikku sisaldavad (oksohapped) - HClO 3 ja kõik, kus on hapnikku.
Samuti klassifitseeritakse anorgaanilised happed stabiilsuse järgi (stabiilne või stabiilne - kõik, välja arvatud süsi- ja väävelhape, ebastabiilne või ebastabiilne - süsinik- ja väävelhape). Tugevuse järgi võivad happed olla tugevad: väävel-, vesinikkloriid-, lämmastik-, perkloor- ja teised, aga ka nõrgad: vesiniksulfiid, hüpokloorhape ja teised.
Orgaaniline keemia ei paku üldse sellist mitmekesisust. Orgaanilised happed on karboksüülhapped. Nende ühine tunnus on funktsionaalrühma -COOH olemasolu. Näiteks HCOOH (antiik), CH 3 COOH (äädikhape), C 17 H 35 COOH (steariin) jt.
On mitmeid happeid, millele kooli keemiakursuses seda teemat käsitledes eriti hoolikalt rõhutatakse.
- soola.
- Lämmastik.
- Ortofosfor.
- Hüdrobroomiline.
- Kivisüsi.
- Jood.
- Väävelhape.
- Äädik või etaan.
- Butaan või õli.
- Bensoehape.
Need 10 hapet keemias on vastava klassi põhiained nii koolikursuses kui ka üldiselt tööstuses ja sünteesis.
Anorgaaniliste hapete omadused
Peamised füüsikalised omadused tuleks eelkõige omistada erinevale agregatsiooniolekule. Lõppude lõpuks on palju happeid, mis on tavatingimustes kristallide või pulbrite kujul (boor, ortofosfor). Valdav enamus teadaolevatest anorgaanilistest hapetest on erinevad vedelikud. Samuti on erinevad keemis- ja sulamistemperatuurid.
Happed võivad põhjustada tõsiseid põletusi, kuna neil on võime hävitada orgaanilisi kudesid ja nahka. Hapete tuvastamiseks kasutatakse indikaatoreid:
- metüüloranž (tavakeskkonnas - oranž, hapetes - punane),
- lakmus (neutraalses - lilla, hapetes - punane) või mõned teised.
Kõige olulisemad keemilised omadused hõlmavad võimet suhelda nii lihtsate kui ka keerukate ainetega.
| Millega nad suhtlevad? | Reaktsiooni näide |
1. Lihtainete-metallidega. Kohustuslik tingimus: metall peab ECHRNM-is seisma enne vesinikku, kuna vesiniku järel seisvad metallid ei suuda seda hapete koostisest välja tõrjuda. Reaktsiooni tulemusena tekib alati vesinik gaasi ja soola kujul. | |
2. Alustega. Reaktsiooni tulemuseks on sool ja vesi. Selliseid tugevate hapete reaktsioone leelistega nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonideks. | Igasugune hape (tugev) + lahustuv alus = sool ja vesi |
| 3. Amfoteersete hüdroksiididega. Alumine rida: sool ja vesi. | 2HNO 2 + berülliumhüdroksiid \u003d Be (NO 2) 2 (keskmine sool) + 2H 2 O |
| 4. Aluseliste oksiididega. Tulemus: vesi, sool. | 2HCL + FeO = raud(II)kloriid + H2O |
| 5. Amfoteersete oksiididega. Lõplik efekt: sool ja vesi. | 2HI + ZnO = ZnI2 + H2O |
6. Nõrgematest hapetest moodustunud sooladega. Lõppmõju: sool ja nõrk hape. | 2HBr + MgCO 3 = magneesiumbromiid + H 2 O + CO 2 |
Metallidega suhtlemisel ei reageeri kõik happed ühtemoodi. Keemia (9. klass) koolis hõlmab selliste reaktsioonide väga madalat uurimist, kuid isegi sellel tasemel arvestatakse kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappe spetsiifilisi omadusi metallidega suhtlemisel.
Hüdroksiidid: leelised, amfoteersed ja lahustumatud alused
Oksiidid, soolad, alused, happed - kõigil neil aineklassidel on ühine keemiline olemus, mis on seletatav kristallvõre struktuuriga, aga ka aatomite vastastikuse mõjuga molekulide koostises. Kui aga oksiidide puhul oli võimalik anda väga konkreetne definitsioon, siis hapete ja aluste puhul on seda keerulisem teha.
Nii nagu happed, on ka alused ED teooria kohaselt ained, mis võivad vesilahuses laguneda metallikatioonideks Me n + ja hüdroksorühmade OH - anioonideks.
- Lahustuv või leeliseline (tugevad alused, mis muudavad indikaatorite värvi). Moodustuvad I, II rühma metallide poolt. Näide: KOH, NaOH, LiOH (see tähendab, et arvesse võetakse ainult põhialarühmade elemente);
- Kergelt lahustuv või lahustumatu (keskmise tugevusega, indikaatorite värvi ei muuda). Näide: magneesiumhüdroksiid, raud (II), (III) ja teised.
- Molekulaarne (nõrgad alused, vesikeskkonnas dissotsieeruvad nad pöörduvalt ioonideks-molekulideks). Näide: N 2 H 4, amiinid, ammoniaak.
- Amfoteersed hüdroksiidid (näitavad kahekordseid aluselisi-happelisi omadusi). Näide: berüllium, tsink ja nii edasi.
Iga esindatud rühma õpitakse kooli keemia kursusel rubriigis "Alused". Keemia klass 8-9 hõlmab üksikasjalikku leeliste ja vähelahustuvate ühendite uurimist.
Aluste peamised iseloomulikud omadused
Kõik leelised ja vähelahustuvad ühendid leidub looduses tahkes kristalses olekus. Samal ajal on nende sulamistemperatuurid reeglina madalad ja halvasti lahustuvad hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel. Põhivärv on erinev. Kui leelised on valged, siis vähelahustuvate ja molekulaarsete aluste kristallid võivad olla väga erinevat värvi. Enamiku selle klassi ühendite lahustuvust saab vaadata tabelist, kus on toodud oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid, näidatakse nende lahustuvus.
Leelised on võimelised muutma indikaatorite värvi järgmiselt: fenoolftaleiin - vaarikas, metüüloranž - kollane. Selle tagab hüdroksorühmade vaba olemasolu lahuses. Seetõttu ei anna halvasti lahustuvad alused sellist reaktsiooni.
Iga aluste rühma keemilised omadused on erinevad.
| Keemilised omadused | ||
| leelised | halvasti lahustuvad alused | Amfoteersed hüdroksiidid |
I. Suhtlemine KO-ga (kokku – sool ja vesi): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + vesi II. Koostoime hapetega (sool ja vesi): tavapärased neutraliseerimisreaktsioonid (vt happed) III. Interakteeruge AO-ga, moodustades soola ja vee hüdroksokompleksi: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O või Na 2 IV. Koostoime amfoteersete hüdroksiididega moodustab hüdroksokomplekssoolasid: Sama mis AO-ga, ainult ilma veeta V. Interakteerub lahustuvate sooladega, moodustades lahustumatuid hüdroksiide ja sooli: 3CsOH + raud(III)kloriid = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Interakteeruge tsingi ja alumiiniumiga vesilahuses, moodustades soolad ja vesinik: 2RbOH + 2Al + vesi = kompleks hüdroksiidiooniga 2Rb + 3H 2 | I. Kuumutamisel võivad need laguneda: lahustumatu hüdroksiid = oksiid + vesi II. Reaktsioonid hapetega (kokku: sool ja vesi): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vesi III. KO-ga suhtlemine: Me + n (OH) n + KO \u003d sool + H2O | I. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vee: (II) + 2HBr = CuBr2 + vesi II. Reageerida leelistega: tulemus - sool ja vesi (seisund: sulandumine) Zn(OH)2 + 2CsOH \u003d sool + 2H2O III. Nad reageerivad tugevate hüdroksiididega: tulemuseks on soolad, kui reaktsioon toimub vesilahuses: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3 |
Need on kõige keemilisemad omadused, mis alustel on. Aluste keemia on üsna lihtne ja järgib kõigi anorgaaniliste ühendite üldseadusi.
Anorgaaniliste soolade klass. Klassifikatsioon, füüsikalised omadused
ED sätete alusel võib sooli nimetada anorgaanilisteks ühenditeks, mis dissotsieeruvad vesilahuses metallikatioonideks Me + n ja happejääkide An n- anioonideks. Nii et võite soola ette kujutada. Keemia annab rohkem kui ühe määratluse, kuid see on kõige täpsem.
Samal ajal jagunevad kõik soolad oma keemilise olemuse järgi järgmisteks osadeks:
- Happeline (sisaldab vesiniku katiooni). Näide: NaHSO4.
- Aluseline (millel on hüdroksorühm). Näide: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
- Keskmine (koosneb ainult metalli katioonist ja happejäägist). Näide: NaCL, CaSO 4.
- Topelt (kaasa kaks erinevat metallikatiooni). Näide: NaAl(SO 4) 3.
- Kompleks (hüdroksokompleksid, akvakompleksid ja teised). Näide: K 2 .
Soolade valemid peegeldavad nende keemilist olemust ning räägivad ka molekuli kvalitatiivsest ja kvantitatiivsest koostisest.
Oksiididel, sooladel, alustel, hapetel on erinev lahustuvus, mida saab näha vastavast tabelist.
Kui me räägime soolade agregatsiooni olekust, siis peate märkama nende ühtlust. Need eksisteerivad ainult tahkes, kristallilises või pulbrilises olekus. Värvilahendus on üsna mitmekesine. Keeruliste soolade lahustel on reeglina eredad küllastunud värvid.
Keskmiste soolade klassi keemilised koostoimed
Neil on sarnased aluste, hapete, soolade keemilised omadused. Nagu me juba kaalusime, erinevad oksiidid nendest selle teguri poolest mõnevõrra.
Kokku saab keskmiste soolade puhul eristada 4 peamist interaktsiooni tüüpi.
I. Koostoime hapetega (ainult tugevad ED poolest) teise soola ja nõrga happe moodustumisega:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II. Reaktsioonid lahustuvate hüdroksiididega soolade ja lahustumatute aluste ilmnemisega:
CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lahustuv sool + Cu(OH) 2 lahustumatu alus
III. Koostoime teise lahustuva soolaga lahustumatu soola ja lahustuva soola moodustamiseks:
PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL
IV. Reaktsioonid metallidega, mis jäävad EHRNM-is soola moodustavast metallist vasakule. Sel juhul ei tohiks reaktsioonis osalev metall normaalsetes tingimustes veega suhelda:
Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag
Need on peamised interaktsioonitüübid, mis on iseloomulikud keskmistele sooladele. Keemiliste, aluseliste, topelt- ja happeliste soolade valemid räägivad avalduvate keemiliste omaduste spetsiifilisusest.
Oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid peegeldavad kõigi nende anorgaaniliste ühendite klasside esindajate keemilist olemust ning lisaks annavad need aimu aine nimetusest ja selle füüsikalistest omadustest. Seetõttu tuleks nende kirjutamisele pöörata erilist tähelepanu. Väga palju erinevaid ühendeid pakub meile üldiselt hämmastavat teadust – keemiat. Oksiidid, alused, happed, soolad - see on vaid osa tohutust sordist.
Alused (hüdroksiidid)- kompleksained, mille molekulide koostises on üks või mitu OH-hüdroksüülrühma. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca (OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.
Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalliga, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (vee ammoniaagile lisamise reaktsioonid):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).
Hüdroksüülrühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis oleneb metalli valentsist ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.
Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.
Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on "seebised", katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.
Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis hapetega suhtlemisel toimivad alustena ja käituvad leelisega nagu happed.
Erinevad alused erinevad oma võime poolest hüdroksürühmi eraldada, mistõttu jagunevad need vastavalt tunnusele tugevateks ja nõrkadeks alusteks.
Tugevad alused loovutavad kergesti oma hüdroksüülrühmad vesilahustes, kuid nõrgad alused mitte.
Aluste keemilised omadused
Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.
1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad oma värvi sõltuvalt koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes - neil on üks värv, happelistes lahustes - teine. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin fuksiaks.
2. Reageerida happeliste oksiididega soola ja vee moodustumine:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse ja happe interaktsiooni reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reageerida sooladega uue soola ja aluse moodustamine:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
5. Kuumutamisel laguneb veeks ja aluseliseks oksiidiks:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O.
Kas teil on küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendaja abi saamiseks - registreeru.
Esimene tund on tasuta!
saidil, materjali täieliku või osalise kopeerimise korral on nõutav link allikale.
Pärast artikli lugemist saate ained eraldada sooladeks, hapeteks ja alusteks. Artiklis kirjeldatakse, milline on lahuse pH, millised ühised omadused on hapetel ja alustel.
Nagu metallid ja mittemetallid, on ka happed ja alused ainete eraldamine sarnaste omaduste järgi. Esimene hapete ja aluste teooria kuulus Rootsi teadlasele Arrheniusele. Arrheniuse hape on ainete klass, mis reaktsioonis veega dissotsieeruvad (lagunevad), moodustades vesinikkatiooni H +. Arrheniuse alused vesilahuses moodustavad OH - anioone. Järgmise teooria pakkusid 1923. aastal välja teadlased Brönsted ja Lowry. Brønsted-Lowry teooria defineerib happeid kui aineid, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootonit loovutama (vesinikkatiooni nimetatakse reaktsioonides prootoniks). Alused on vastavalt ained, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootoneid vastu võtma. Praegune sisse lülitatud Sel hetkel teooria – Lewise teooria. Lewise teooria defineerib happeid kui molekule või ioone, mis on võimelised vastu võtma elektronpaare, moodustades seeläbi Lewise adukte (adukt on ühend, mis moodustub kahe reagendi kombineerimisel ilma kõrvalsaadusi moodustamata).
Anorgaanilises keemias mõeldakse happe all reeglina Bronsted-Lowry hapet, st aineid, mis on võimelised prootonit loovutama. Kui need tähendavad Lewise happe määratlust, siis tekstis nimetatakse sellist hapet Lewise happeks. Need reeglid kehtivad hapete ja aluste kohta.
Dissotsiatsioon
Dissotsiatsioon on aine lagunemise protsess lahustes või sulamites ioonideks. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon on HCl lagunemine H + ja Cl - .
Hapete ja aluste omadused
Alused kipuvad katsudes olema seebised, samas kui happed kipuvad olema hapud.
Kui alus reageerib paljude katioonidega, tekib sade. Kui hape reageerib anioonidega, eraldub tavaliselt gaas.
Tavaliselt kasutatavad happed:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Tavaliselt kasutatavad alused:
OH-, H2O, CH3CO2-, HSO4-, SO42-, Cl-
Tugevad ja nõrgad happed ja alused
Tugevad happed
Sellised happed, mis dissotsieeruvad vees täielikult, tekitades vesiniku katioone H + ja anioone. Tugeva happe näide on vesinikkloriidhape HCl:
HCl (lahus) + H 2 O (l) → H 3 O + (lahus) + Cl - (lahus)
Tugevate hapete näited: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Tugevate hapete loetelu
- HCl - vesinikkloriidhape
- HBr - vesinikbromiid
- HI - vesinikjodiid
- HNO 3 - lämmastikhape
- HClO 4 - perkloorhape
- H 2 SO 4 - väävelhape
Nõrgad happed
Lahustage vees ainult osaliselt, näiteks HF:
HF (lahus) + H2O (l) → H3O + (lahus) + F - (lahus) - sellises reaktsioonis ei dissotsieeru enam kui 90% happest:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Lahuste juhtivust mõõtes saab eristada tugevaid ja nõrku happeid: juhtivus sõltub ioonide arvust, mida tugevam on hape, seda dissotsieerunud on see, seega mida tugevam on hape, seda suurem on juhtivus.
Nõrkade hapete loetelu
- HF vesinikfluoriid
- H 3 PO 4 fosfor
- H 2 SO 3 väävel
- H2S vesiniksulfiid
- H 2 CO 3 kivisüsi
- H 2 SiO 3 räni
Tugevad alused
Tugevad alused dissotsieeruvad vees täielikult:
NaOH (lahus) + H 2 O ↔ NH 4
Tugevate aluste hulka kuuluvad esimese (leelised, leelismetallid) ja teise (leelisterreenid, leelismuldmetallid) rühma metallide hüdroksiidid.
Tugevate aluste nimekiri
- NaOH naatriumhüdroksiid (seebikivi)
- KOH kaaliumhüdroksiid (kaustiline kaaliumhüdroksiid)
- LiOH liitiumhüdroksiid
- Ba(OH)2 baariumhüdroksiid
- Ca(OH)2 kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi)
Nõrgad alused
Pöörduvas reaktsioonis vee juuresolekul moodustab see OH-ioone:
NH 3 (lahus) + H 2 O ↔ NH + 4 (lahus) + OH - (lahus)
Enamik nõrku aluseid on anioonid:
F - (lahus) + H 2 O ↔ HF (lahus) + OH - (lahus)
Nõrkade aluste loend
- Mg(OH)2 magneesiumhüdroksiid
- Fe (OH) 2 raud (II) hüdroksiid
- Zn(OH)2 tsinkhüdroksiid
- NH 4OH ammooniumhüdroksiid
- Fe (OH) 3 raud (III) hüdroksiid
Hapete ja aluste reaktsioonid
Tugev hape ja tugev alus
Sellist reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimiseks: kui reaktiivide kogus on happe ja aluse täielikuks dissotsiatsiooniks piisav, on saadud lahus neutraalne.
Näide:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Nõrk alus ja nõrk hape
Üldine reaktsioon reaktsioonile:
Nõrk alus (lahus) + H 2 O ↔ Nõrk hape (lahus) + OH - (lahus)
Tugev alus ja nõrk hape
Alus dissotsieerub täielikult, hape dissotsieerub osaliselt, saadud lahusel on nõrgad aluse omadused:
HX (lahus) + OH - (lahus) ↔ H 2 O + X - (lahus)
Tugev hape ja nõrk alus
Hape dissotsieerub täielikult, alus ei dissotsieeru täielikult:
Vee dissotsiatsioon
Dissotsiatsioon on aine lagunemine selle koostisosadeks. Happe või aluse omadused sõltuvad vees leiduvast tasakaalust:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (lahus) + OH - (lahus)
K c = / 2
Vee tasakaalukonstant t=25° juures: K c = 1,83⋅10 -6 , toimub ka järgmine võrdsus: = 10 -14 , mida nimetatakse vee dissotsiatsioonikonstandiks. Puhta vee puhul = = 10 -7, kust -lg = 7,0.
Seda väärtust (-lg) nimetatakse pH-ks – vesiniku potentsiaaliks. Kui pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, siis on ainel põhiomadused.
PH määramise meetodid
instrumentaalne meetod
Spetsiaalne pH-meeter on seade, mis muudab prootonite kontsentratsiooni lahuses elektriliseks signaaliks.
Näitajad
Aine, mis muudab värvi teatud pH väärtuste vahemikus sõltuvalt lahuse happesusest, kasutades mitmeid indikaatoreid, saate saavutada üsna täpse tulemuse.
soola
Sool on ioonne ühend, mille moodustavad katioon, mis ei ole H +, ja anioon, mis ei ole O 2-. Nõrgas vesilahuses dissotsieeruvad soolad täielikult.
Soolalahuse happe-aluse omaduste määramiseks, tuleb kindlaks teha, millised ioonid lahuses esinevad ja arvestada nende omadusi: tugevatest hapetest ja alustest moodustunud neutraalsed ioonid ei mõjuta pH-d: vees ei eraldu ei H + ega OH - ioone. Näiteks Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.
Nõrkadest hapetest moodustunud anioonidel on leeliselised omadused (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), leeliseliste omadustega katioone ei eksisteeri.
Kõigil katioonidel, välja arvatud esimese ja teise rühma metallidel, on happelised omadused.
puhverlahus
Lahused, mis säilitavad oma pH väikese koguse tugeva happe või tugeva aluse lisamisel, koosnevad tavaliselt:
- Nõrga happe, vastava soola ja nõrga aluse segu
- Nõrk alus, vastav sool ja tugev hape
Teatud happesusega puhverlahuse valmistamiseks on vaja nõrk hape või alus segada vastava soolaga, võttes arvesse:
- pH vahemik, milles puhverlahus on efektiivne
- Lahuse mahutavus on tugeva happe või tugeva aluse kogus, mida saab lisada lahuse pH-d mõjutamata.
- Ei tohi tekkida soovimatuid reaktsioone, mis võiksid muuta lahuse koostist
Test:
Enne aluste ja amfoteersete hüdroksiidide keemiliste omaduste arutamist määratleme selgelt, mis see on?
1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2 kujul. Siiski on erandeid. Seega hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 aluste hulka ei kuulu.
2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4 ja erandina hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +4 KASUTUSülesannetes ei leidu, seetõttu neid arvesse ei võeta.
Aluste keemilised omadused
Kõik alused on jagatud järgmisteks osadeks:
Tuletage meelde, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.
Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.
See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja on sageli võimelised osalema sellistes reaktsioonides, milles lahustumatud alused ei osale.
Aluste reaktsioon hapetega
Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:
Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, ei reageeri lahustumatu ränihappega:
Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me (OH) 2 võivad happe puudumisega moodustada aluselisi sooli, näiteks:
Koostoime happeoksiididega
Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:
Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeoksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad1:
Vormi Me (OH) 2 lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul süsinikdioksiidiga ainult aluseliste soolade moodustumisega. Näiteks:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Ränidioksiidiga reageerivad selle erakordse inertsuse tõttu ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:
Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega
Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab selline reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:
Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:
Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:
Aluste koostoime sooladega
Mis tahes alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:
1) lähteühendite lahustuvus;
2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas
Näiteks:
Aluste termiline stabiilsus
Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.
Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca (OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:
Lahustumatutel hüdroksiididel on palju madalam lagunemistemperatuur. Nii näiteks laguneb vask(II)hüdroksiid juba temperatuuril üle 70 o C:
Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:
Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad tekkida selliste reaktsioonide tulemusena, alluvad pöördumatule hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri happeoksiididega SO 2 ja CO 2.
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega
Alustest reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Sel juhul, kui kasutatakse leelise vesilahust, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:
Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:
Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine
Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.
Üks komplekssete anorgaaniliste ainete klasse on alused. Need on ühendid, mis sisaldavad metalliaatomeid ja hüdroksüülrühma, mida saab teiste ainetega suhtlemisel eraldada.
Struktuur
Alused võivad sisaldada ühte või mitut hüdroksorühma. Aluste üldvalem on Me (OH) x. Metalli aatom on alati üks ja hüdroksüülrühmade arv sõltub metalli valentsist. Sel juhul on OH rühma valents alati I. Näiteks NaOH ühendis on naatriumi valentsus I, seega on üks hüdroksüülrühm. Mg (OH) 2 aluses on magneesiumi valentsus II, Al (OH) 3, alumiiniumi valentsus on III.
Hüdroksüülrühmade arv võib muutuda muutuva valentsiga metallidega ühendites. Näiteks Fe (OH) 2 ja Fe (OH) 3. Sellistel juhtudel on valents märgitud sulgudes pärast nimetust - raud(II)hüdroksiid, raud(III)hüdroksiid.
Füüsikalised omadused
Aluse omadused ja aktiivsus sõltuvad metallist. Enamik aluseid on valged lõhnatud tahked ained. Mõned metallid annavad aga ainele iseloomuliku värvuse. Näiteks CuOH on kollane, Ni(OH)2 on heleroheline, Fe(OH)3 on punakaspruun.
Riis. 1. Leelised tahkes olekus.
Liigid
Vundamendid klassifitseeritakse kahe kriteeriumi alusel:
- OH rühmade arvu järgi- ühe- ja mitmehappeline;
- vees lahustuvuse järgi- leelised (lahustuvad) ja lahustumatud.
Leelisi moodustavad leelismetallid - liitium (Li), naatrium (Na), kaalium (K), rubiidium (Rb) ja tseesium (Cs). Lisaks on leelismuldmetallid - kaltsium (Ca), strontsium (Sr) ja baarium (Ba) aktiivsete leeliste moodustavate metallide hulgas.
Need elemendid moodustavad järgmised alused:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH)2;
- Sr(OH)2;
- Ba(OH)2.
Kõik muud alused, näiteks Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, on lahustumatud.
Teisel viisil nimetatakse leeliseid tugevateks alusteks ja lahustumatuid nõrkadeks. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus loobuvad leelised kiiresti hüdroksüülrühmast ja reageerivad kiiremini teiste ainetega. Lahustumatud või nõrgad alused on vähem aktiivsed, kuna ärge loovutage hüdroksüülrühma.
Riis. 2. Aluste klassifikatsioon.
Erilise koha anorgaaniliste ainete süstematiseerimisel hõivavad amfoteersed hüdroksiidid. Nad interakteeruvad nii hapete kui alustega, st. käituvad sõltuvalt tingimustest leelise või happena. Nende hulka kuuluvad Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 ja muud alused.
Kviitung
Aluseid saadakse erinevatel viisidel. Lihtsaim on metalli koostoime veega:
Ba + 2H 2O → Ba (OH) 2 + H2.
Leelised saadakse oksiidi ja veega interaktsiooni tulemusena:
Na2O + H2O → 2NaOH.
Leeliste ja soolade koostoime tulemusena saadakse lahustumatud alused:
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .
Keemilised omadused
Aluste peamised keemilised omadused on kirjeldatud tabelis.
|
Reaktsioonid |
Mis moodustub |
Näited |
|
Hapetega |
Sool ja vesi. Lahustumatud alused reageerivad ainult lahustuvate hapetega. |
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O |
|
Lagunemine kõrgel temperatuuril |
metallioksiid ja vesi |
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O |
|
Happeliste oksiididega (reageerivad leelised) |
NaOH + CO 2 → NaHCO 3 |
|
|
Mittemetallidega (leelised sisenevad) |
Sool ja vesinik |
2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2 |
|
Vahetada sooladega |
hüdroksiid ja sool |
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓ |
|
Leelised mõne metalliga |
Keeruline sool ja vesinik |
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2 |
Indikaatori abil viiakse läbi test aluse klassi määramiseks. Alusega suheldes muutub lakmus siniseks, fenoolftaleiin karmiinpunaseks ja metüüloranž kollaseks.
Riis. 3. Näitajate reaktsioon alustele.
Mida me õppisime?
8. klassi keemiatunnist saime teada aluste omadustest, liigitusest ja koosmõjust teiste ainetega. Alused on keerulised ained, mis koosnevad metallist ja OH hüdroksüülrühmast. Need jagunevad lahustuvateks või leeliselisteks ja lahustumatuteks. Leelised on agressiivsemad alused, mis reageerivad kiiresti teiste ainetega. Alused saadakse metalli või metallioksiidi reageerimisel veega, samuti soola ja leelise reaktsioonil. Alused reageerivad hapete, oksiidide, soolade, metallide ja mittemetallidega ning lagunevad kõrgel temperatuuril.
Teemaviktoriin
Aruande hindamine
Keskmine hinne: 4.5. Kokku saadud hinnanguid: 135.