Aluste keemilised omadused, nende valmistamine. Põhjused: klassifikatsioon ja keemilised omadused

Üldised omadused alused on tingitud OH-iooni olemasolust nende lahustes, mis loob lahuses leeliselise keskkonna (fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks, metüüloranž muutub kollaseks, lakmus muutub siniseks).

1. Leeliste keemilised omadused:

1) koostoime happeoksiididega:

2KOH+CO2®K2CO3+H20;

2) reaktsioon hapetega (neutraliseerimisreaktsioon):

2NaOH+ H2SO4®Na2S04 +2H20;

3) interaktsioon lahustuvate sooladega (ainult siis, kui leelise mõjul lahustuvale soolale tekib sade või eraldub gaas):

2NaOH+ CuSO4®Cu(OH)2¯+Na2SO4,

Ba(OH)2 +Na2SO4®BaSO4¯+2NaOH, KOH(konts.)+NH4Cl(kristalne)®NH3 +KCl+H2O.

2. Lahustumatute aluste keemilised omadused:

1) aluste interaktsioon hapetega:

Fe(OH)2 +H2SO4®FeSO4 +2H2O;

2) lagunemine kuumutamisel. Kuumutamisel lagunevad lahustumatud alused aluseliseks oksiidiks ja veeks:

Cu(OH)2®CuO+H2O

Töö lõpp -

See teema kuulub jaotisesse:

Aatomimolekulaarsed uuringud keemias. Atom. Molekul. Keemiline element. Mol. Lihtsad kompleksained. Näited

Aatomimolekulaarsed õpetused keemias aatomimolekul keemiline element mool lihtsate kompleksainete näited. teoreetiline alus kaasaegne keemia on aatom-molekulaarne.. aatomid on väikseimad keemilised osakesed, mis on keemia piir..

Kui vajate lisamaterjal sellel teemal või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:

Mida teeme saadud materjaliga:

Kui see materjal oli teile kasulik, saate selle oma sotsiaalvõrgustike lehele salvestada:

Kõik selle jaotise teemad:

Põhjuste leidmine
1. Leeliste valmistamine: 1) leelis- või leelismuldmetallide või nende oksiidide interaktsioon veega: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Hapete nomenklatuur
Hapete nimetused on tuletatud elemendist, millest hape moodustub. Samas on hapnikuvabade hapete nimetustes tavaliselt lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriid, HBr - vesinikbromo

Hapete keemilised omadused
Hapete üldomadused vesilahustes on määratud happemolekulide dissotsiatsioonil tekkinud H+ ioonide olemasoluga, seega on happed prootonidoonorid: HxAn«xH+

Hapete saamine
1) happeoksiidide interaktsioon veega: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Happesoolade keemilised omadused
1) happesoolad sisaldavad vesinikuaatomeid, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, seega võivad nad reageerida leelistega, muutudes keskmiseks või muudeks happelisteks sooladeks - väiksema arvuga

Happesoolade saamine
Happesoola võib saada: 1) mitmealuselise happe mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil alusega: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Aluselised soolad.
Aluselised (hüdroksosoolad) on soolad, mis tekivad aluse hüdroksiidioonide mittetäieliku asendamise tulemusena happeanioonidega. Üksikud happealused, nt NaOH, KOH,

Aluseliste soolade keemilised omadused
1) aluselised soolad sisaldavad hüdroksorühmi, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, mistõttu võivad nad reageerida hapetega, muutudes vähema koguse vaheühenditeks või aluselisteks sooladeks

Aluseliste soolade valmistamine
Põhisoola saab: 1) aluse mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil happega: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Keskmised soolad.
Keskmised soolad on happe H+ ioonide täieliku asendamise saadused metalliioonidega; neid võib pidada ka alusaniooni OH-ioonide täieliku asendamise saadusteks

Keskmiste soolade nomenklatuur
Vene nomenklatuuris (kasutatakse tehnoloogilises praktikas) on keskmiste soolade nimetamise järjekord järgmine: sõna lisatakse hapnikku sisaldava happe nimetusele.

Keskmiste soolade keemilised omadused
1) Peaaegu kõik soolad on ioonsed ühendid, seetõttu dissotsieeruvad sulatis ja vesilahuses ioonideks (kui vool juhitakse läbi lahuste või sulasoolade, toimub elektrolüüs).

Keskmiste soolade valmistamine
Enamik soolade saamise meetodeid põhinevad vastandliku olemusega ainete - metallid mittemetallidega, happelised oksiidid aluselistega, alused hapetega - vastastikmõjul (vt tabel 2).

Aatomi struktuur.
Aatom on elektriliselt neutraalne osake, mis koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest. Elemendi aatomnumber elementide perioodilises tabelis on võrdne tuuma laenguga

Aatomituumade koostis
Tuum koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonite arv on võrdne elemendi aatomnumbriga. Neutronite arv tuumas on võrdne isotoobi massiarvu erinevusega ja

elektron
Elektronid pöörlevad ümber tuuma teatud statsionaarsetel orbiitidel. Liikudes mööda oma orbiidi, elektron ei kiirga ega neela elektromagnetilist energiat. Toimub energia eraldumine või neeldumine

Elektrooniliste tasemete ja elementide alamtasandite täitmise reegel
Elektronide arv, mis võib olla ühel energiatasemel, määratakse valemiga 2n2, kus n on tasandi arv. Esimese nelja energiataseme maksimaalne täitmine: esimese jaoks

Ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus, elektronegatiivsus.
Aatomi ionisatsioonienergia. Energiat, mis on vajalik elektroni eemaldamiseks ergastamata aatomist, nimetatakse esimeseks ionisatsioonienergiaks (potentsiaaliks) I: E + I = E+ + e- Ionisatsioonienergia

Kovalentne side
Enamikul juhtudel, kui side tekib, jagatakse seotud aatomite elektrone. Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks (ladina keeles eesliide "co-".

Sigma ja pi ühendused.
Sigma (σ)-, pi (π)-sidemed - molekulide kovalentsete sidemete tüüpide ligikaudne kirjeldus mitmesugused ühendused, σ-sidumist iseloomustab asjaolu, et elektronpilve tihedus on maksimaalne

Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptor mehhanismi abil.
Lisaks eelmises lõigus kirjeldatud kovalentse sideme moodustumise homogeensele mehhanismile on olemas heterogeenne mehhanism – vastaslaenguga ioonide – H+ prootoni ja

Keemiline side ja molekulaargeomeetria. BI3, PI3
Joonis 3.1 Dipoolelementide lisamine NH3 ja NF3 molekulides

Polaarne ja mittepolaarne side
Kovalentne side tekib elektronide sotsialiseerumise tulemusena (koos ühiste elektronpaaride moodustumisega), mis toimub elektronpilvede kattumisel. Hariduses

Iooniline side
Iooniline side on keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise interaktsiooni kaudu. Seega hariduse protsessi ja

Oksüdatsiooni olek
Valentsus 1. Valentsus on aatomite võime keemilised elemendid moodustavad teatud arvu keemilisi sidemeid. 2. Valentsusväärtused varieeruvad vahemikus I kuni VII (harva VIII). Valens

Vesinikside
Lisaks erinevatele heteropolaarsetele ja homöopolaarsetele sidemetele on veel üks eritüüpi side, mis on viimase kahe aastakümne jooksul pälvinud keemikute üha suuremat tähelepanu. See on nn vesinik

Kristallvõred
Niisiis iseloomustab kristalli struktuuri osakeste õige (regulaarne) paigutus kristalli rangelt määratletud kohtades. Kui ühendate need punktid vaimselt joontega, saate tühikuid.

Lahendused
Kui asetate kristallid veega anumasse lauasool, suhkur või kaaliumpermanganaat (kaaliumpermanganaat), siis saame jälgida, kuidas tahke aine hulk järk-järgult väheneb. Samal ajal vett

Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: elektrolüüdid juhivad elektrivoolu, mitteelektrolüüdid elektrit ei juhi. See jaotus on tingimuslik, sest kõik

Dissotsiatsioonimehhanism.
Vee molekulid on dipoolid, s.o. molekuli üks ots on negatiivselt laetud, teine ​​positiivselt laetud. Molekulil on negatiivne poolus, mis läheneb naatriumioonile, ja positiivne poolus, mis läheneb klooriioonile; surround io

Vee ioonne saadus
Vesinikuindeks (pH) on väärtus, mis iseloomustab vesinikioonide aktiivsust või kontsentratsiooni lahustes. Vesinikuindikaator on tähistatud pH-ga. Vesiniku indeks on numbriline

Keemiline reaktsioon
Keemiline reaktsioon on ühe aine muundumine teiseks. Selline määratlus vajab aga üht olulist täiendust. Tuumareaktoris või kiirendis muundatakse ka osa aineid

Koefitsientide paigutamise meetodid OVR-is
Elektroonilise tasakaalu meetod 1). Kirjutame võrrandi keemiline reaktsioon KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Aatomite leidmine

Hüdrolüüs
Hüdrolüüs on soolaioonide ja vee vahelise interaktsiooni vahetusprotsess, mis viib kergelt dissotsieerunud ainete moodustumiseni ja millega kaasneb keskkonna reaktsiooni (pH) muutumine. Sisuliselt

Keemiliste reaktsioonide kiirus
Reaktsiooni kiiruse määrab muutus molaarne kontsentratsioonüks reagentidest: V = ± ((C2 – C1) / (t2 – t

Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tegurid
1. Reageerivate ainete olemus. Olulist rolli mängivad keemiliste sidemete olemus ja reaktiivi molekulide struktuur. Reaktsioonid kulgevad vähem tugevate sidemete hävimise ja ainete tekke suunas

Aktiveerimisenergia
Keemiliste osakeste kokkupõrge viib keemilise vastastikmõjuni ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab mingi kindla väärtuse. Arvestame üksteisega

Katalüüsi katalüsaator
Paljusid reaktsioone saab kiirendada või aeglustada teatud ainete sisseviimisega. Lisatavad ained reaktsioonis ei osale ja selle kulgemise käigus ei tarbita, kuid avaldavad olulist mõju

Keemiline tasakaal
Keemilisi reaktsioone, mis kulgevad mõlemas suunas võrreldava kiirusega, nimetatakse pöörduvateks. Sellistes reaktsioonides moodustuvad reaktiivide ja produktide tasakaalulised segud, mille koostis

Le Chatelier’ põhimõte
Le Chatelier' põhimõte ütleb, et tasakaalu paremale nihutamiseks peate esmalt suurendama rõhku. Tõepoolest, kui rõhk tõuseb, hakkab süsteem "vastupanu" rõhu suurenemisele

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid Suurenda kiirust Vähenda kiirust Keemiliselt aktiivsete reaktiivide olemasolu

Hessi seadus
Tabeli väärtuste kasutamine

Termiline efekt
Reaktsiooni käigus sidemed lähteainetes katkevad ja reaktsiooniproduktides tekivad uued sidemed. Kuna side tekib vabanemisel ja selle katkemine energia neeldumisel, siis x

Leelismetallide hüdroksiidid - tavatingimustes on tahked valged kristalsed ained, hügroskoopsed, katsudes seebised, vees hästi lahustuvad (nende lahustumine on eksotermiline protsess), sulavad. Leelismuldmetallide hüdroksiidid Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) on valged pulbrilised ained, mis lahustuvad vees palju vähem kui leelismetallide hüdroksiidid. Vees lahustumatud alused moodustuvad tavaliselt geelitaoliste sademena, mis ladustamisel lagunevad. Näiteks Cu(OH)2 on sinine želatiinne sade.

3.1.4 Aluste keemilised omadused.

Aluste omadused määratakse OH – ioonide olemasolu järgi. Leeliste ja vees lahustumatute aluste omadustes on erinevusi, kuid ühine omadus on interaktsiooni reaktsioon hapetega. Aluste keemilised omadused on toodud tabelis 6.

Tabel 6 – Aluste keemilised omadused

3.1.5 Olulised põhjused.

NaOH– seebikivi, seebikivi. Madalsulav (t pl = 320 °C) valged hügroskoopsed kristallid, vees hästi lahustuvad. Lahus on katsudes seebine ja ohtlikult söövitav vedelik. NaOH on keemiatööstuse üks olulisemaid tooteid. Seda on vaja suurtes kogustes naftasaaduste puhastamiseks ning seda kasutatakse laialdaselt seebi-, paberi-, tekstiili- ja muudes tööstusharudes, samuti tehiskiu tootmiseks.

CON- söövitav kaalium. Valged hügroskoopsed kristallid, vees hästi lahustuvad. Lahus on katsudes seebine ja ohtlikult söövitav vedelik. KOH omadused on sarnased NaOH omadega, kuid kaaliumhüdroksiidi kasutatakse selle kallima hinna tõttu palju harvemini.

Ca(OH) 2 - kustutatud lubi. Valged kristallid, vees vähe lahustuvad. Lahust nimetatakse "lubjaveeks", suspensiooni nimetatakse "lubjapiimaks". Lubjavett kasutatakse süsinikdioksiidi tuvastamiseks, see muutub häguseks, kui CO 2 läbi lasta. Kustutatud lubi kasutatakse laialdaselt ehitustööstuses sideainete tootmise alusena.

Kaasaegne keemiateadus esindab väga erinevaid tööstusharusid ning igaühel neist on lisaks teoreetilisele alusele suur rakenduslik ja praktiline tähendus. Mida iganes puudutate, on tooteid kõikjal keemiline tootmine. Peamised osad on anorgaaniline ja orgaaniline keemia. Mõelgem, millised peamised ainete klassid on klassifitseeritud anorgaanilisteks ja millised omadused neil on.

Anorgaaniliste ühendite peamised kategooriad

Nende hulka kuuluvad järgmised:

1. Oksiidid.
2. soola.
3. Põhjused.
4. Happed.

Kõiki klasse esindavad mitmesugused anorgaanilise iseloomuga ühendid ja need on olulised peaaegu igas inimese majandus- ja tööstustegevuse struktuuris. Kõiki nendele ühenditele iseloomulikke põhiomadusi, nende esinemist looduses ja teket õpitakse kooli keemiakursusel 8-11 klassis.

Seal on üldine oksiidide, soolade, aluste, hapete tabel, kus on toodud näited iga aine kohta ning nende agregatsiooniseisund ja looduses esinemine. See näitab ka interaktsioone, mis kirjeldavad Keemilised omadused. Vaatame aga iga klassi eraldi ja üksikasjalikumalt.

Ühendite rühm - oksiidid

4. Reaktsioonid, mille tulemusena elemendid muudavad CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reaktiivvesi: hapete moodustumine (SiO 2 erand)

CO + vesi = hape

2. Reaktsioonid alustega:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaktsioonid aluseliste oksiididega: soolade moodustumine

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reaktsioonid:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Neil on kahesugused omadused ja nad interakteeruvad happe-aluse meetodi põhimõttel (hapete, leeliste, aluseliste oksiidide, happeoksiididega). Nad ei suhtle veega.

1. Hapetega: soolade ja vee moodustumine

AO + hape = sool + H2O

2. Alustega (leelised): hüdroksokomplekside moodustumine

Al 2 O 3 + LiOH + vesi = Li

3. Reaktsioonid happeoksiididega: soolade saamine

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaktsioonid OO-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 = 2 LiAlO 2 + H 2 O

Iga kõrgem oksiid, mis on moodustatud kas metallist või mittemetallist, annab vees lahustatuna tugeva happe või leelise.

Orgaanilised ja anorgaanilised happed

Klassikalises helis (põhineb ED positsioonidel - elektrolüütiline dissotsiatsioon- Svante Arrhenius) happed on ühendid, mis dissotsieeruvad vesikeskkonnas katioonideks H + ja happejääkide An - anioonideks. Kuid tänapäeval on happeid põhjalikult uuritud ka veevabades tingimustes, seega 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- . Orgaaniline aine on teistsugune teoreetiline kaardistamine. Lisaks empiirilisele saate üles kirjutada täis- ja lühendatud struktuurvalem, mis ei kajasta mitte ainult molekuli koostist ja kogust, vaid ka aatomite paigutuse järjekorda, nende omavahelist seost ja karboksüülhapete peamist funktsionaalrühma -COOH.

Anorgaanilistes ainetes jagunevad kõik happed kahte rühma:

• hapnikuvaba - HBr, HCN, HCL ja teised;
• hapnikku sisaldavad (oksohapped) - HClO 3 ja kõik, kus on hapnikku.

Anorgaanilisi happeid klassifitseeritakse ka stabiilsuse järgi (stabiilne või stabiilne – kõik peale süsi- ja väävlisisaldusega, ebastabiilne või ebastabiilne – süsi- ja väävliline). Tugevuse poolest võivad happed olla tugevad: väävel-, vesinikkloriid-, lämmastik-, perkloor- ja teised, aga ka nõrgad: vesiniksulfiid, hüpokloor ja teised.

Orgaaniline keemia ei paku sama mitmekesisust. Orgaanilised happed klassifitseeritakse karboksüülhapeteks. Nende ühine tunnus on -COOH funktsionaalrühma olemasolu. Näiteks HCOOH (sipelghape), CH 3 COOH (äädikhape), C 17 H 35 COOH (steariin) jt.

On mitmeid happeid, mida kooli keemiakursusel selle teema käsitlemisel eriti hoolikalt rõhutatakse.

1. Solyanaya.
2. Lämmastik.
3. Ortofosfor.
4. Hüdrobroomiline.
5. Kivisüsi.
6. Vesinikjodiid.
7. Väävelhape.
8. Äädik või etaan.
9. Butaan või õli.
10. Bensoe.

Need 10 hapet keemias on vastava klassi põhiained nii koolikursuses kui ka üldiselt tööstuses ja sünteesis.

Anorgaaniliste hapete omadused

Peamised füüsikalised omadused hõlmavad eelkõige erinevat agregatsiooni olekut. Lõppude lõpuks on palju happeid, mis on tavatingimustes kristallide või pulbrite kujul (boor, ortofosfor). Valdav enamus tuntud anorgaanilised happed tähistab erinevaid vedelikke. Samuti on erinevad keemis- ja sulamistemperatuurid.

Happed võivad põhjustada tõsiseid põletushaavu, kuna neil on võime hävitada orgaanilisi kudesid ja naha katmine. 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.

Metallidega suhtlemisel ei reageeri kõik happed võrdselt. Keemia (9. klass) koolis hõlmab selliste reaktsioonide väga pinnapealset uurimist, kuid ka 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, mida seletab struktuur kristallvõre, samuti aatomite vastastikune mõju molekulides. Kui aga oksiididele 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 hüdroksüülrühmade OH - anioonideks.

• Lahustuvad või leelised (tugevad alused, mis muudavad indikaatorite värvi). Moodustunud I ja II rühma metallidest. 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 ioonmolekulideks). Näide: N 2 H 4, amiinid, ammoniaak.
• Amfoteersed hüdroksiidid (näitavad kahealuselist happelised omadused). Näide: berüllium, tsink ja nii edasi.

Igat esitletud rühma õpitakse kooli keemiakursuse jaotises "Põhialused". Keemia 8.-9. klassis hõlmab üksikasjalikku leeliste ja halvasti lahustuvate ühendite uurimist.

Aluste peamised iseloomulikud omadused

Kõik leelised ja vähelahustuvad ühendid leidub looduses tahkes kristalses olekus. Samal ajal on nende sulamistemperatuur tavaliselt madal ja halvasti lahustuvad hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel. Aluste värv on erinev. Kui leelised valge, siis võivad halvasti lahustuvate ja molekulaarsete aluste kristallid olla väga erinevat värvi. Enamiku selle klassi ühendite lahustuvuse leiate tabelist, mis esitab oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid ja näitab nende lahustuvust.

Leelised võivad muuta indikaatorite värvi järgmisel viisil: fenoolftaleiin - karmiinpunane, metüüloranž - kollane. Selle tagab hüdroksorühmade vaba olemasolu lahuses. Seetõttu ei anna halvasti lahustuvad alused sellist reaktsiooni.

Iga aluste rühma keemilised omadused on erinevad.

Need on enamus aluste keemilistest omadustest. Aluste keemia on üsna lihtne ja järgib üldised mustrid kõik anorgaanilised ühendid.

Anorgaaniliste soolade klass. Klassifikatsioon, füüsikalised omadused

ED sätete alusel võib sooli nimetada anorgaanilisteks ühenditeks, mis dissotsieeruvad vesilahuses metallikatioonideks Me +n ja happeliste jääkide An n- anioonideks. Nii võib soolasid ette kujutada. Keemia annab rohkem kui ühe määratluse, kuid see on kõige täpsem.

Lisaks jagunevad kõik soolad vastavalt nende keemilisele olemusele järgmisteks osadeks:

• Happeline (sisaldab vesiniku katiooni). Näide: NaHSO 4.
• Aluseline (sisaldab hüdroksorühma). 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, vesikompleksid ja teised). Näide: K 2.

Soolade valemid peegeldavad nende keemilist olemust ning näitavad ka molekuli kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist.

Oksiididel, sooladel, alustel, hapetel on erinevad lahustuvusomadused, mida saab vaadata vastavast tabelist.

Kui me räägime soolade agregatsiooni olekust, siis peame märkama nende ühtlust. Need esinevad ainult tahkes, kristallilises või pulbrilises olekus. Värvivalik on üsna mitmekesine. Keeruliste soolade lahused on reeglina heledate, küllastunud värvidega.

Keskmiste soolade klassi keemilised koostoimed

Neil on sarnased keemilised omadused nagu alustel, hapetel ja sooladel. Nagu me juba uurisime, on oksiidid selles teguris mõnevõrra erinevad.

Kokku saab keskmiste soolade puhul eristada 4 peamist interaktsiooni tüüpi.

I. Koostoime hapetega (ainult tugevad ED seisukohast) koos teise soola ja nõrga happe moodustumisega:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktsioonid lahustuvate hüdroksiididega, tekitades soolasid ja lahustumatud aluseid:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lahustuv sool + Cu(OH) 2 lahustumatu alus

III. Reaktsioon teise lahustuva soolaga, et moodustada lahustumatu sool ja lahustuv sool:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktsioonid metallidega, mis asuvad EHRNM-is soola moodustavast metallist vasakul. Sel juhul ei tohiks reageeriv 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 enda eest eksponeeritud keemiliste omaduste spetsiifilisusest.

Oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid peegeldavad kõigi nende anorgaaniliste ühendite klasside esindajate keemilist olemust ning annavad lisaks aimu aine nimetusest ja selle koostisest. füüsikalised omadused. Seetõttu tuleks nende kirjutamisele pöörata erilist tähelepanu. Üldiselt hämmastav keemiateadus pakub meile tohutult erinevaid ühendeid. Oksiidid, alused, happed, soolad – see on vaid osa tohutust mitmekesisusest.

Lahustumatu alus: vaskhüdroksiid

Põhjused- nimetatakse elektrolüütideks, mille lahustes pole anioone, välja arvatud hüdroksiidioonid (anioonid on ioonid, millel on negatiivne laeng, antud juhul on need OH - ioonid). Pealkirjad põhjustel koosneb kolm osa: sõnad hüdroksiid , millele on lisatud metalli nimi (in genitiivjuhtum). Näiteks, vaskhüdroksiid(Cu(OH)2). Mõne jaoks põhjustel Kasutada võib näiteks vanu nimesid naatriumhüdroksiid(NaOH)- naatriumleelis.

Naatriumhüdroksiid, naatriumhüdroksiid, naatriumleelis, seebikivi- see kõik on sama aine, keemiline valem mis NaOH. Veevaba naatriumhüdroksiid- see on valge kristalne aine. Lahus on selge vedelik, mis tundub veest eristamatu. Olge kasutamisel ettevaatlik! Seebikivi põletab tugevalt nahka!

Aluste klassifikatsioon põhineb nende võimel lahustuda vees. Mõned aluste omadused sõltuvad vees lahustuvusest. Niisiis, põhjustel vees lahustuvaid nimetatakse leelis. Need sisaldavad naatriumhüdroksiidid(NaOH), kaaliumhüdroksiid(KOH), liitiumi (LiOH), mõnikord lisavad ka kaltsiumhüdroksiid(Ca(OH) 2)), kuigi tegelikult on see vähelahustuv valge aine (kustutatud lubi).

Põhjuste leidmine

Põhjuste leidmine Ja leelised saab toota erinevatel viisidel. Saamise eest leelised Võite kasutada metalli keemilist koostoimet veega. Sellised reaktsioonid kulgevad väga suure soojuse vabanemisega kuni süttimiseni (süttimine toimub vesiniku vabanemise tõttu reaktsiooni käigus).

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Kuid tööstuses pole need meetodid muidugi praktilist tähtsust leidnud, välja arvatud kaltsiumhüdroksiidi Ca(OH) 2 tootmine. Kviitung naatriumhüdroksiid Ja kaaliumhüdroksiid kasutamisega seotud elektrivool. Naatrium- või kaaliumkloriidi vesilahuse elektrolüüsi käigus eraldub katoodil vesinik ja anoodil kloor, samal ajal kui lahus, kus elektrolüüs toimub, akumuleerub. leelis!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (see reaktsioon toimub elektrivoolu läbimisel lahust).

Lahustumatud alused piiranud leelised vastavate soolade lahustest.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

Aluste omadused

Leelised Kuumuskindel. Naatriumhüdroksiid Võite selle sulatada ja keema ajada, kuid see ei lagune. Leelised reageerib kergesti hapetega, mille tulemuseks on soola ja vee moodustumine. Seda reaktsiooni nimetatakse ka neutraliseerimisreaktsiooniks.

KOH + HCl → KCl + H2O

Leelised interakteeruvad happeoksiididega, mille tulemuseks on soola ja vee moodustumine.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Lahustumatud alused, erinevalt leelistest, on termiliselt ebastabiilsed ained. Mõned neist, näiteks vaskhüdroksiid, lagunevad kuumutamisel,

Cu(OH)2 + CuO → H2O
teised – isegi koos toatemperatuuril(näiteks hõbehüdroksiid - AgOH).

Lahustumatud alused hapetega interakteerudes toimub reaktsioon ainult siis, kui reaktsiooni käigus tekkiv sool lahustub vees.

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

Leelismetallid on metallid, mis veega suhtlemisel tekivad leelis. Leelismetallide tüüpiline esindaja on naatrium Na. Naatrium on veest kergem, seetõttu toimub selle pinnal keemiline reaktsioon veega. Aktiivselt vees lahustuv naatrium tõrjub sellest välja vesiniku, moodustades seeläbi naatriumleelise (või naatriumhüdroksiidi) - seebikivi NaOH. Reaktsioon kulgeb järgmiselt:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Kõik leelismetallid käituvad sarnaselt. Kui lisate enne reaktsiooni alustamist veele indikaatori fenoolftaleiini ja seejärel lasete vette tüki naatriumi, siis libiseb naatrium läbi vee, jättes maha erkroosa jälje tekkivast leelisest (leelisevärvid). fenoolftaleiini sees roosa värv)

Raudhüdroksiid

Raudhüdroksiid on aluseks. Raud moodustab olenevalt selle oksüdatsiooniastmest kaks erinevat alust: raudhüdroksiid, kus raua valentsid võivad olla (II) - Fe(OH) 2 ja (III) - Fe(OH) 3. Nagu enamiku metallide moodustatud alused, on mõlemad raudalused vees lahustumatud.

Raudhüdroksiid(II) - valge želatiinne aine (lahuses sade), millel on tugevad redutseerivad omadused. Pealegi, raudhüdroksiid(II) väga ebastabiilne. Kui lahendusele raudhüdroksiid(II) lisage veidi leelist, tekib roheline sade, mis kiiresti tumeneb ja muutub pruuniks raua (III) sademeks.

Raudhüdroksiid(III) on amfoteersed omadused, kuid selle happelised omadused on palju vähem väljendunud. Hangi raudhüdroksiid(III) on võimalik rauasoola ja leelise vahelise keemilise vahetusreaktsiooni tulemusena. Näiteks

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

Metall ja hüdroksüülrühm (OH). Näiteks naatriumhüdroksiid - NaOH, kaltsiumhüdroksiid - Ca(Oh) 2 , baariumhüdroksiid - Ba(Oh) 2 jne.

Hüdroksiidide valmistamine.

1. Vahetusreaktsioon:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Elektrolüüs vesilahused soolad:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,

3. Leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide koostoime veega:

K+2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Hüdroksiidide keemilised omadused.

1. Hüdroksiidid on oma olemuselt aluselised.

2. Hüdroksiidid lahustub vees (leelis) ja on lahustumatu. Näiteks, KOH- lahustub vees ja Ca(Oh) 2 - kergelt lahustuv valge lahus. Perioodilise tabeli 1. rühma metallid D.I. Mendelejev annab lahustuvad alused (hüdroksiidid).

3. Hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel:

Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.

4. Leelised reageerivad happeliste ja amfoteersete oksiididega:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Leelised võivad erinevatel temperatuuridel reageerida mõne mittemetalliga erineval viisil:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(külm),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(soojus).

6. Suhtlege hapetega:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.