Hydroxidy. Dôvody. Chemické vlastnosti a spôsoby prípravy Chemické vlastnosti kyselín, zásad, solí
3. Hydroxidy
Spomedzi viacprvkových zlúčenín sú dôležitou skupinou hydroxidy. Niektoré z nich vykazujú vlastnosti zásad (bázických hydroxidov) - NaOH, Ba(OH ) 2 atď.; iné vykazujú vlastnosti kyselín (hydroxidy kyselín) - HNO3, H3PO4 a ďalšie. Existujú tiež amfotérne hydroxidy, ktoré v závislosti od podmienok môžu vykazovať vlastnosti zásad aj vlastnosti kyselín - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 atď.
3.1. Klasifikácia, príprava a vlastnosti zásad
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú zásady (bázické hydroxidy) látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku OH hydroxidových iónov. - .
Podľa modernej nomenklatúry sa zvyčajne nazývajú hydroxidy prvkov, pričom v prípade potreby sa uvádza valencia prvku (v zátvorkách rímskymi číslicami): KOH - hydroxid draselný, hydroxid sodný NaOH hydroxid vápenatý Ca(OH ) 2, hydroxid chrómový ( II)-Cr(OH ) 2, hydroxid chrómový ( III) - Cr (OH) 3.
Hydroxidy kovov zvyčajne rozdelené do dvoch skupín: rozpustné vo vode(tvorené alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba a preto sa nazývajú alkálie) a nerozpustný vo vode. Hlavný rozdiel medzi nimi je v koncentrácii OH iónov - v alkalických roztokoch je dosť vysoká, ale pre nerozpustné zásady je určená rozpustnosťou látky a je zvyčajne veľmi malá. Avšak malé rovnovážne koncentrácie OH iónu - aj v roztokoch nerozpustných zásad sa určujú vlastnosti tejto triedy zlúčenín.
Podľa počtu hydroxylových skupín (kyslosť) , ktoré je možné nahradiť kyslým zvyškom, sa rozlišujú:
Monokyselinové zásady - KOH, NaOH;
Dikyselinové zásady - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
trikyselinové bázy - Al(OH)3, Fe(OH)3.
Získanie dôvodov
1. Všeobecný spôsob prípravy zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady:
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04,
K2S04 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaC03↓ .
Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.
Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné sa vyhnúť prebytku alkálií, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napr.
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,
Al(OH)3 + KOH = K.
V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne oxidy nerozpúšťajú:
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl.
Hydroxidy striebra a ortuti sa tak ľahko rozkladajú, že pri pokuse o ich získanie výmennou reakciou sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:
2AgN03 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3.
2. Zásady v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov:
2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2.
(celková elektrolytická reakcia)
Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:
2 Li + 2 H20 = 2 LiOH + H2,
SrO + H20 = Sr (OH)2.
Chemické vlastnosti zásad
1. Všetky zásady nerozpustné vo vode sa zahrievaním rozkladajú na oxidy:
2 Fe (OH) 3 = Fe203 + 3 H20,
Ca(OH)2 = CaO + H20.
2. Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami – neutralizačná reakcia. Do nej vstupujú alkálie aj nerozpustné zásady:
NaOH + HN03 = NaN03 + H20,
Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H20.
3. Alkálie interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:
2KOH + CO2 = K2C03 + H20,
2NaOH + Al203 = 2NaAl02 + H20.
4. Zásady môžu reagovať s kyslými soľami:
2NaHS03 + 2KOH = Na2S03 + K2S03 + 2H20,
Ca(HC03)2 + Ba(OH)2 = BaC03↓ + CaC03 + 2H20.
Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuS04 + Na2S04 + 2H20.
5. Zvlášť je potrebné zdôrazniť schopnosť alkalických roztokov reagovať s niektorými nekovmi (halogény, síra, biely fosfor, kremík):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (v chlade),
6 KOH + 3 Cl2 = 5 KCl + KCl03 + 3 H20 (pri zahrievaní),
6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20,
3KOH + 4P + 3H20 = PH3 + 3KH2P02,
2NaOH + Si + H20 = Na2Si03 + 2H2.
6. Okrem toho sú koncentrované roztoky alkálií po zahriatí schopné rozpúšťať aj niektoré kovy (tie, ktorých zlúčeniny majú amfotérne vlastnosti):
2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2.
Alkalické roztoky majú pH> 7 (alkalické prostredie), zmeniť farbu indikátorov (lakmusový - modrý, fenolftaleín - fialový).
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Zásady, amfotérne hydroxidy
Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (-OH). Všeobecný vzorec je Me + y (OH) y, kde y je počet hydroxoskupín rovný oxidačnému stavu kovu Me. V tabuľke je uvedená klasifikácia báz.
Vlastnosti alkálií, hydroxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín
1. Vodné roztoky zásad sú na dotyk mydlové a menia farbu indikátorov: lakmusový - modrý, fenolftaleín - karmínový.
2. Vodné roztoky disociujú:
3. Interagovať s kyselinami a vstúpiť do výmennej reakcie:
Polykyselinové zásady môžu poskytovať stredné a zásadité soli:
4. Reagovať s kyslými oxidmi, pričom vzniká médium a kyslé soli v závislosti od zásaditosti kyseliny zodpovedajúcej tomuto oxidu:
5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:
a) fúzia:
b) v riešeniach:
6. Interakcia so soľami rozpustnými vo vode, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:
Nerozpustné zásady (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 atď.) interagujú s kyselinami a pri zahrievaní sa rozkladajú:
Amfotérne hydroxidy
Amfotérne zlúčeniny sú zlúčeniny, ktoré v závislosti od podmienok môžu byť ako donory vodíkových katiónov a vykazovať kyslé vlastnosti, tak ich akceptory, t.j. majú zásadité vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfotérnych zlúčenín
1. Pri interakcii so silnými kyselinami vykazujú základné vlastnosti:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20
2. Interakcia s alkáliami - silnými zásadami, vykazujú kyslé vlastnosti:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ( komplexná soľ)
Al(OH)3 + NaOH = Na ( komplexná soľ)
Komplexné zlúčeniny sú tie, v ktorých je aspoň jedna kovalentná väzba vytvorená donorovo-akceptorovým mechanizmom.
Všeobecný spôsob prípravy zásad je založený na výmenných reakciách, pomocou ktorých možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady.
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2S04
K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaC03 ↓
Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.
Pri príprave vo vode nerozpustných zásad s amfotérnymi vlastnosťami je potrebné sa vyhnúť prebytku zásad, pretože môže dôjsť k rozpusteniu amfotérnej zásady, napr.
AICI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI
V takýchto prípadoch sa hydroxid amónny používa na získanie hydroxidov, v ktorých sa amfotérne hydroxidy nerozpúšťajú:
AlCl3 + 3NH3 + ZH20 = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Hydroxidy striebra a ortuti sa tak ľahko rozkladajú, že pri pokuse o ich získanie výmennou reakciou sa namiesto hydroxidov vyzrážajú oxidy:
2AgN03 + 2KOH = Ag20↓ + H20 + 2KNO3
V priemysle sa alkálie zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov.
2NaCl + 2H20 → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl2
Alkálie možno získať aj reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou.
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2
SrO + H20 = Sr(OH)2
Kyseliny
Kyseliny sú komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov a kyslými zvyškami. Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H 3 PO 4; kremík H 2 SiO 3) a kvapalné (vo svojej čistej forme bude kyselina sírová H 2 SO 4 kvapalná).
Plyny ako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sírovodík H2S tvoria zodpovedajúce kyseliny vo vodných roztokoch. Počet vodíkových iónov vytvorených každou molekulou kyseliny počas disociácie určuje náboj zvyšku kyseliny (aniónu) a zásaditosť kyseliny.
Podľa protolytická teória kyselín a zásad, navrhli súčasne dánsky chemik Brønsted a anglický chemik Lowry, kyselina je látka odštiepenie s touto reakciou protóny, A základ- látka, ktorá môže prijímať protóny.
kyselina → zásada + H +
Na základe takýchto predstáv je to jasné základné vlastnosti amoniaku, ktorý v dôsledku prítomnosti osamelého elektrónového páru na atóme dusíka účinne prijíma protón pri interakcii s kyselinami, pričom prostredníctvom väzby donor-akceptor vytvára amónny ión.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
kyslá zásada kyslá zásada
Všeobecnejšia definícia kyselín a zásad navrhol americký chemik G. Lewis. Navrhol, že acidobázické interakcie sú úplne nemusia nevyhnutne nastať pri prenose protónov. Pri Lewisovom stanovení kyselín a zásad hrá hlavnú úlohu v chemických reakciách elektrónové páry
Nazývajú sa katióny, anióny alebo neutrálne molekuly, ktoré môžu prijať jeden alebo viac párov elektrónov Lewisove kyseliny.
Napríklad fluorid hlinitý AlF3 je kyselina, pretože je schopná prijať elektrónový pár pri interakcii s amoniakom.
AlF3 + :NH3 ⇆ :
Katióny, anióny alebo neutrálne molekuly schopné darovať elektrónové páry sa nazývajú Lewisove bázy (amoniak je báza).
Lewisova definícia pokrýva všetky acidobázické procesy, o ktorých uvažovali skôr navrhnuté teórie. Tabuľka porovnáva v súčasnosti používané definície kyselín a zásad.
Názvoslovie kyselín
Keďže existujú rôzne definície kyselín, ich klasifikácia a nomenklatúra sú skôr ľubovoľné.
Podľa počtu atómov vodíka schopných eliminácie vo vodnom roztoku sa kyseliny delia na jednosýtny(napr. HF, HNO 2), dibázický(H2C03, H2S04) a trojčlenné(H3P04).
Podľa zloženia kyseliny sa delia na bez kyslíka(HCI, H2S) a s obsahom kyslíka(HC104, HN03).
Zvyčajne názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú odvodené od názvu nekovu s pridaním koncoviek -kai, -vaya, ak sa oxidačný stav nekovu rovná číslu skupiny. Keď sa oxidačný stav znižuje, prípony sa menia (v poradí klesajúceho oxidačného stavu kovu): -nepriehľadné, hrdzavé, -vajcovité:
Ak vezmeme do úvahy polaritu vodíkovo-nekovovej väzby v rámci periódy, môžeme ľahko spojiť polaritu tejto väzby s pozíciou prvku v periodickej tabuľke. Z atómov kovov, ktoré ľahko strácajú valenčné elektróny, vodíkové atómy prijímajú tieto elektróny, vytvárajú stabilný dvojelektrónový obal podobný obalu atómu hélia a poskytujú iónové hydridy kovov.
Vo vodíkových zlúčeninách prvkov skupín III-IV periodickej tabuľky tvoria bór, hliník, uhlík a kremík kovalentné, slabo polárne väzby s atómami vodíka, ktoré nie sú náchylné na disociáciu. Pre prvky skupín V-VII periodickej tabuľky sa v priebehu periódy polarita väzby nekov-vodík zvyšuje s nábojom atómu, ale rozloženie nábojov vo výslednom dipóle je iné ako vo vodíkových zlúčeninách prvkov, ktoré majú tendenciu darovať elektróny. Nekovové atómy, ktoré vyžadujú niekoľko elektrónov na dokončenie elektrónového obalu, priťahujú (polarizujú) pár väzbových elektrónov tým silnejšie, čím väčší je jadrový náboj. Preto v sérii CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF alebo SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sa väzby s atómami vodíka, pričom zostávajú kovalentné, stávajú polárnejšie a atóm vodíka v dipól väzby prvok-vodík sa stáva elektropozitívnejším. Ak sa polárne molekuly ocitnú v polárnom rozpúšťadle, môže dôjsť k procesu elektrolytickej disociácie.
Poďme diskutovať o správaní kyselín obsahujúcich kyslík vo vodných roztokoch. Tieto kyseliny majú väzbu H-O-E a polarita väzby H-O je prirodzene ovplyvnená väzbou O-E. Preto sa tieto kyseliny spravidla ľahšie disociujú ako voda.
H2SO3 + H20 ⇆ H30 + + HSO3
HNO3 + H20 ⇆ H30 + + N03
Pozrime sa na niekoľko príkladov vlastnosti kyselín obsahujúcich kyslík, tvorené prvkami, ktoré sú schopné vykazovať rôzne stupne oxidácie. To je známe kyselina chlórna HClO veľmi slabá kyselina chlórna HCl02 tiež slabý, ale silnejšia ako chlórna kyselina chlórna HClO 3 silný. Kyselina chloristá HClO 4 je jedným z najsilnejší anorganické kyseliny.
Pre kyslú disociáciu (s elimináciou H iónu) je nevyhnutné štiepenie O-H väzby. Ako môžeme vysvetliť pokles pevnosti tejto väzby v rade HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? V tejto sérii sa zvyšuje počet atómov kyslíka spojených s centrálnym atómom chlóru. Zakaždým, keď sa vytvorí nová väzba kyslík-chlór, elektrónová hustota sa získa z atómu chlóru, a teda z jednoduchej väzby O-Cl. V dôsledku toho hustota elektrónov čiastočne opúšťa väzbu O-H, ktorá je v dôsledku toho oslabená.
Tento vzor - posilnenie kyslých vlastností so zvyšujúcim sa stupňom oxidácie centrálneho atómu - charakteristické nielen pre chlór, ale aj pre iné prvky. Napríklad kyselina dusičná HNO 3, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, je silnejšia ako kyselina dusitá HNO 2 (oxidačný stav dusíka je +3); kyselina sírová H 2 SO 4 (S +6) je silnejšia ako kyselina sírová H 2 SO 3 (S +4).
Získavanie kyselín
1. Môžu sa získať bezkyslíkaté kyseliny priamou kombináciou nekovov s vodíkom.
H2 + Cl2 → 2HCl,
H2 + S ⇆ H2S
2. Môžu sa získať niektoré kyseliny obsahujúce kyslík interakcia kyslých oxidov s vodou.
3. Môžu sa získať bezkyslíkaté aj kyslíkaté kyseliny metabolickými reakciami medzi soľami a inými kyselinami.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 НВr
CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓
FeS + H2S04 (pa zb) = H2S + FeS04
NaCl (T) + H2S04 (konc) = HCl + NaHS04
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
CaC03 + 2HBr = CaBr2 + C02 + H20
4. Niektoré kyseliny možno získať pomocou redoxné reakcie.
H202 + S02 = H2S04
3P + 5HN03 + 2H20 = ZN3P04 + 5N02
Kyslá chuť, vplyv na ukazovatele, elektrická vodivosť, interakcia s kovmi, zásadité a amfotérne oxidy, zásady a soli, tvorba esterov s alkoholmi – tieto vlastnosti sú spoločné pre anorganické a organické kyseliny.
možno rozdeliť do dvoch typov reakcií:
1) sú bežné Pre kyseliny reakcie sú spojené s tvorbou hydróniového iónu H 3 O + vo vodných roztokoch;
2) špecifické(t.j. charakteristické) reakcie špecifické kyseliny.
Vodíkový ión môže vstúpiť do redox reakciu, redukciu na vodík, ako aj v zloženej reakcii so záporne nabitými alebo neutrálnymi časticami, ktoré majú osamelé páry elektrónov, t.j. acidobázické reakcie.
K všeobecným vlastnostiam kyselín patria reakcie kyselín s kovmi v napäťovom rade až po vodík, napr.
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Acidobázické reakcie zahŕňajú reakcie so zásaditými oxidmi a zásadami, ako aj so strednými, zásaditými a niekedy kyslými soľami.
2 CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2 + 3H20
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2C02 + 2H20
2KHS03 + H2S04 = K2S04 + 2S02 + 2H20
Všimnite si, že viacsýtne kyseliny disociujú postupne a v každom nasledujúcom kroku je disociácia ťažšia, preto pri prebytku kyseliny sa najčastejšie tvoria kyslé soli, a nie priemerné.
Ca3(P04)2 + 4H3P04 = 3Ca (H2P04)2
Na2S + H3P04 = Na2HP04 + H2S
NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H20
KOH + H2S = KHS + H20
Na prvý pohľad sa môže zdať vznik kyslých solí prekvapivý jednosýtny kyselina fluorovodíková. Táto skutočnosť sa však dá vysvetliť. Na rozdiel od všetkých ostatných halogenovodíkových kyselín je kyselina fluorovodíková v roztokoch čiastočne polymerizovaná (vzhľadom k tvorbe vodíkových väzieb) a môžu sa v nej vyskytovať rôzne častice (HF) X, konkrétne H 2 F 2, H 3 F 3 atď.
Špeciálny prípad acidobázickej rovnováhy - reakcie kyselín a zásad s indikátormi, ktoré menia svoju farbu v závislosti od kyslosti roztoku. Indikátory sa používajú v kvalitatívnej analýze na detekciu kyselín a zásad v riešeniach.
Najčastejšie používané ukazovatele sú lakmus(V neutrálnyživotné prostredie Fialová, V kyslé - červená, V zásadité - modrá), metylová oranž(V kysléživotné prostredie červená, V neutrálny - oranžová, V zásadité - žltá), fenolftaleín(V vysoko alkalickéživotné prostredie malinová červená, V neutrálne a kyslé - bezfarebný).
Špecifické vlastnosti rôzne kyseliny môžu byť dvoch typov: po prvé, reakcie vedúce k vzniku nerozpustné soli, a za druhé, redoxných premien. Ak sú reakcie spojené s prítomnosťou iónu H + spoločné pre všetky kyseliny (kvalitatívne reakcie na detekciu kyselín), ako kvalitatívne reakcie pre jednotlivé kyseliny sa používajú špecifické reakcie:
Ag + + Cl - = AgCl (biela zrazenina)
Ba2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (biela zrazenina)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (žltá zrazenina)
Niektoré špecifické reakcie kyselín sú spôsobené ich redoxnými vlastnosťami.
Anoxické kyseliny vo vodnom roztoku môžu byť oxidované len.
2KMnO 4 + 16HCl = 5 Сl 2 + 2 КСl + 2 МnСl 2 + 8 Н 2 O
H2S + Br2 = S + 2НВг
Kyslíkové kyseliny sa môžu oxidovať iba vtedy, ak je ich centrálny atóm v nižšom alebo strednom oxidačnom stave, ako napríklad v kyseline sírovej:
H2S03 + Cl2 + H20 = H2S04 + 2HCl
Mnohé kyseliny obsahujúce kyslík, v ktorých má centrálny atóm maximálny oxidačný stav (S +6, N +5, Cr +6), vykazujú vlastnosti silných oxidačných činidiel. Koncentrovaná H 2 SO 4 je silné oxidačné činidlo.
Cu + 2H2S04 (konc) = CuS04 + S02 + 2H20
Pb + 4HN03 = Pb(N03)2 + 2N02 + 2H20
C + 2H2S04 (konc) = C02 + 2S02 + 2H20
Malo by sa pamätať na to, že:
- Kyslé roztoky reagujú s kovmi, ktoré sú naľavo od vodíka v elektrochemickej sérii napätia, za viacerých podmienok, z ktorých najdôležitejšia je tvorba rozpustnej soli v dôsledku reakcie. Interakcia HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) s kovmi prebieha odlišne.
Koncentrovaná kyselina sírová za studena pasivuje hliník, železo a chróm.
- Vo vode sa kyseliny disociujú na vodíkové katióny a anióny zvyškov kyselín, napr.
- Anorganické a organické kyseliny reagujú so zásaditými a amfotérnymi oxidmi za predpokladu, že sa vytvorí rozpustná soľ:
- Obe kyseliny reagujú so zásadami. Viacsýtne kyseliny môžu tvoriť intermediárne aj kyslé soli (sú to neutralizačné reakcie):
- K reakcii medzi kyselinami a soľami dochádza iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn:
Interakcia H 3 PO 4 s vápencom sa zastaví v dôsledku tvorby poslednej nerozpustnej zrazeniny Ca 3 (PO 4) 2 na povrchu.
Zvláštnosti vlastností dusičnej HNO 3 a koncentrovaných sírových H 2 SO 4 (konc.) kyselín sú spôsobené tým, že pri interakcii s jednoduchými látkami (kovy a nekovy) nebudú oxidačnými činidlami H + katióny. , ale dusičnanové a síranové ióny. Je logické očakávať, že v dôsledku takýchto reakcií nevznikne vodík H2, ale získajú sa iné látky: nevyhnutne soľ a voda, ako aj jeden z produktov redukcie dusičnanových alebo síranových iónov v závislosti od koncentrácie. kyselín, poloha kovu v napäťovom rade a reakčné podmienky (teplota, stupeň mletia kovu atď.).
Tieto znaky chemického správania HNO 3 a H 2 SO 4 (konc.) názorne ilustrujú tézu teórie chemickej štruktúry o vzájomnom ovplyvňovaní atómov v molekulách látok.
Pojmy volatilita a stabilita (stabilita) sa často zamieňajú. Prchavé kyseliny sú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, ale stabilná kyselina. Nie je možné posúdiť prchavosť nestabilných kyselín. Napríklad neprchavá, nerozpustná kyselina kremičitá sa rozkladá na vodu a Si02. Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodný roztok kyseliny chrómovej H 2 CrO 4 má žltú farbu a kyselina mangánová HMnO 4 karmínovú.
Referenčný materiál na vykonanie testu:
Mendelejevov stôl
Tabuľka rozpustnosti
Dôvody – komplexné látky pozostávajúce z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín. Všeobecný vzorec zásad ja (OH) n . Bázy (z pohľadu teórie elektrolytickej disociácie) sú elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode disociujú za vzniku katiónov kovov a hydroxidových iónov OH –.
Klasifikácia. Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na alkálie(vo vode rozpustné zásady) a vo vode nerozpustné zásady . Alkálie tvoria alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj niektoré ďalšie kovové prvky. Na základe kyslosti (počet ОН– iónov vytvorených počas úplnej disociácie alebo počtu disociačných krokov) sa zásady delia na monokyselina (pri úplnej disociácii sa získa jeden OH – ión; jeden disociačný krok) a polykyselina (pri úplnej disociácii sa získa viac ako jeden OH – ión; viac ako jeden disociačný krok). Medzi polykyselinové zásady patria dikyselina(napríklad Sn(OH)2), trikyselina(Fe(OH)3) a tetra-kyselina (Th(OH)4). Napríklad zásada KOH je monokyselinová zásada.
Existuje skupina hydroxidov, ktoré vykazujú chemickú dualitu. Interagujú so zásadami aj kyselinami. Toto amfotérne hydroxidy ( cm. stôl 1).
Tabuľka 1 - Amfotérne hydroxidy
|
Amfotérny hydroxid (zásaditá a kyslá forma) |
Kyslý zvyšok a jeho mocenstvo |
Komplexný ión |
|
Zn(OH)2/H2Zn02 |
ZnO2(II) |
2– |
|
Al(OH)3/HAI02 |
AlO2(I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2Be02 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH)2/H2Sn02 |
SnO2(II) |
2– |
|
Pb(OH)2/H2Pb02 |
PbO2(II) |
2– |
|
Fe(OH)3/HFe02 |
FeO2(I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCr02 |
CrO2(I) |
– , 3– |
Fyzikálne vlastnosti. Bázy sú pevné látky rôznych farieb a rôznej rozpustnosti vo vode.
Chemické vlastnosti zásad
1) Disociácia: CON + n H20 K + x m H20 + OH – × d H 2 O alebo skrátene: KOH K + + OH – .
Polykyselinové zásady disociujú v niekoľkých krokoch (väčšinou k disociácii dochádza v prvom kroku). Napríklad dvojsýtna báza Fe(OH)2 disociuje v dvoch krokoch:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1. stupeň);
FeOH + Fe 2+ + OH – (2. stupeň).
2) Interakcia s indikátormi(zásady sa sfarbia do fialova lakmusovo modrého, metyloranžovo žltého a fenolftaleínového karmínového):
indikátor + OH – ( alkálie)farebná zlúčenina.
3 ) Rozklad s tvorbou oxidu a vody (pozri. tabuľka 2). Hydroxidy alkalické kovy sú odolné voči teplu (tavia sa bez rozkladu). Hydroxidy alkalických zemín a ťažkých kovov sa zvyčajne ľahko rozkladajú. Výnimkou je Ba(OH) 2, pre ktorý t rozdiel je dost vysoky (cca 1000° C).
Zn(OH)2ZnO + H20.
Tabuľka 2 - Teploty rozkladu niektorých hydroxidov kovov
| Hydroxid | t razl, °C | Hydroxid | t razl, °C | Hydroxid | t razl, °C |
| LiOH | 925 | Cd(OH)2 | 130 | Au(OH)3 | 150 |
| Be(OH)2 | 130 | Pb(OH)2 | 145 | Al(OH)3 | >300 |
| Ca(OH)2 | 580 | Fe(OH)2 | 150 | Fe(OH) 3 | 500 |
| Sr(OH)2 | 535 | Zn(OH)2 | 125 | Bi(OH)3 | 100 |
| Ba(OH)2 | 1000 | Ni(OH)2 | 230 | In(OH)3 | 150 |
4 ) Interakcia alkálií s niektorými kovmi(napríklad Al a Zn):
V roztoku: 2Al + 2NaOH + 6H20®2Na + 3H2
2Al + 2OH – + 6H20®2 – + 3H 2.
Pri fúzii: 2Al + 2NaOH + 2H202NaAl02 + 3H2.
5 ) Interakcia alkálií s nekovmi:
6 NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaCl03 + 3H20.
6) Interakcia alkálií s kyslými a amfotérnymi oxidmi:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O.
V roztoku: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2–.
Pri fúzii s amfotérnym oxidom: 2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H20.
7) Interakcia zásad s kyselinami:
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH – ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O
H2S04 + Zn(OH)2®ZnS04 + 2H202H+ + Zn(OH)2®Zn2+ + 2H20.
8) Interakcia alkálií s amfotérnymi hydroxidmi(cm. stôl 1):
V roztoku: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Pre fúziu: 2NaOH + Zn(OH)2Na2Zn02 + 2H20.
9 ) Interakcia alkálií so soľami. Reakcia zahŕňa soli, ktoré zodpovedajú zásade, ktorá je nerozpustná vo vode :
CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Potvrdenie. Zásady nerozpustné vo vode získaný reakciou zodpovedajúcej soli s alkáliou:
2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Alkálie prijímajú:
1) Interakcia oxidu kovu s vodou:
Na20 + H20® 2NaOH CaO + H20® Ca(OH) 2.
2) Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou:
2Na + H20® 2NaOH + H2Ca + 2H20® Ca(OH)2 + H2.
3) Elektrolýza soľných roztokov:
2NaCl + 2H20H2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Výmenná interakcia hydroxidov kovov alkalických zemín s určitými soľami. Reakcia musí nevyhnutne produkovať nerozpustnú soľ. .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
L.A. Yakovishin
Pred diskusiou o chemických vlastnostiach zásad a amfotérnych hydroxidov si jasne definujme, čo to je?
1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú napísané buď ako MeOH alebo Me(OH)2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 teda nie sú bázy.
2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +3, +4, ako aj výnimočne hydroxidy Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stave +4 sa v úlohách jednotnej štátnej skúšky nenachádzajú, takže sa nebudú brať do úvahy.
Chemické vlastnosti zásad
Všetky dôvody sú rozdelené na:
Pripomeňme si, že berýlium a horčík nie sú kovy alkalických zemín.
Okrem toho, že alkálie sú rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, zatiaľ čo nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácie.
Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať medzi alkáliami a nerozpustnými hydroxidmi vedie k výrazným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Takže najmä alkálie sú chemicky aktívnejšími zlúčeninami a často sú schopné vstúpiť do reakcií, ktoré nerozpustné zásady nie.
Interakcia zásad s kyselinami
Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:
Nerozpustné zásady reagujú s takmer všetkými rozpustnými kyselinami, ale nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:
Je potrebné poznamenať, že silné aj slabé zásady so všeobecným vzorcom vo forme Me(OH)2 môžu pri nedostatku kyseliny tvoriť zásadité soli, napríklad:
Interakcia s oxidmi kyselín
Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi, pričom vytvárajú soli a často vodu:
Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P205, SO3, N205, za vzniku stredných solí:
Nerozpustné zásady typu Me(OH)2 reagujú v prítomnosti vody s oxidom uhličitým výlučne za vzniku zásaditých solí. Napríklad:
Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20
Vďaka svojej mimoriadnej inertnosti reagujú s oxidom kremičitým len tie najsilnejšie zásady, alkálie. V tomto prípade sa tvoria normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:
Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi
Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie táto reakcia k tvorbe solí bez vodíka:
Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexné soli:
V prípade hliníka vzniká pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie namiesto sodnej soli Na3:
Interakcia zásad so soľami
Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:
1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;
2) prítomnosť zrazeniny alebo plynu medzi reakčnými produktmi
Napríklad:
Tepelná stabilita podkladov
Všetky alkálie, okrem Ca(OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.
Všetky nerozpustné zásady, ako aj mierne rozpustný Ca(OH) 2, sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:
Nerozpustné hydroxidy majú oveľa nižšie teploty rozkladu. Napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 °C:
Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov
Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami
Amfotérne hydroxidy reagujú so silnými kyselinami:
Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +3, t.j. typu Me(OH) 3, nereagujú s kyselinami, ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by mohli vzniknúť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na pôvodný amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:
Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín
Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššími oxidmi, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stupni +3, t.j. typu Me(OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.
Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami
Medzi zásadami reagujú amfotérne hydroxidy iba s alkáliami. V tomto prípade, ak sa použije vodný roztok alkálie, potom sa vytvoria hydroxokomplexné soli:
A keď sa amfotérne hydroxidy tavia s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:
Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi
Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúzii s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:
Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov
Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa pri zahriatí rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.
Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín
Kyslé oxidy
- Oxid kyseliny + voda = kyselina (výnimka - SiO 2)
S03 + H20 = H2S04
Cl207 + H20 = 2HC104 - Oxid kyseliny + zásada = soľ + voda
S02 + 2NaOH = Na2S03 + H20
P205 + 6KOH = 2K3P04 + 3H20 - Kyslý oxid + zásaditý oxid = soľ
C02 + BaO = BaC03
Si02 + K20 = K2Si03Zásadité oxidy
- Zásaditý oxid + voda = alkálie (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú)
CaO + H20 = Ca(OH)2
Na20 + H20 = 2NaOH - Zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda
CuO + 2HCl = CuCl2 + H20
3K20 + 2H3P04 = 2K3P04 + 3H20 - Zásaditý oxid + kyslý oxid = soľ
MgO + C02 = MgC03
Na20 + N205 = 2NaN03Amfotérne oxidy
- Amfotérny oxid + kyselina = soľ + voda
A1203 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H20
ZnO + H2S04 = ZnS04 + H20 - Amfotérny oxid + alkálie = soľ (+ voda)
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H20 (správnejšie: ZnO + 2KOH + H20 = K2)
Al203 + 2NaOH = 2NaAl02 + H20 (správnejšie: Al203 + 2NaOH + 3H20 = 2Na) - Amfotérny oxid + kyslý oxid = soľ
ZnO + C02 = ZnC03 - Amfotérny oxid + zásaditý oxid = soľ (ak je tavená)
ZnO + Na20 = Na2Zn02
Al203 + K20 = 2KAl02
Cr203 + CaO = Ca(Cr02)2Kyseliny
- Kyselina + zásaditý oxid = soľ + voda
2HN03 + CuO = Cu(N03)2 + H20
3H2S04 + Fe203 = Fe2(S04)3 + 3H20 - Kyselina + amfotérny oxid = soľ + voda
3H2S04 + Cr203 = Cr2(S04)3 + 3H20
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H20 - Kyselina + zásada = soľ + voda
H2Si03 + 2KOH = K2Si03 + 2H20
2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H20 - Kyselina + amfotérny hydroxid = soľ + voda
3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H20
2HN03 + Zn(OH)2 = Zn(N03)2 + 2H20 - Silná kyselina + soľ slabej kyseliny = slabá kyselina + soľ silnej kyseliny
2HBr + CaC03 = CaBr2 + H20 + C02
H2S + K2Si03 = K2S + H2Si03 - Kyselina + kov (umiestnený v sérii napätia naľavo od vodíka) = soľ + vodík
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
H2S04 (zriedená) + Fe = FeS04 + H2
Dôležité: oxidačné kyseliny (HNO 3, konc. H 2 SO 4) reagujú s kovmi odlišne.
Amfotérne hydroxidy
- Amfotérny hydroxid + kyselina = soľ + voda
2Al(OH)3 + 3H2S04 = Al2(S04)3 + 6H20
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20 - Amfotérny hydroxid + alkálie = soľ + voda (po roztavení)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20
Al(OH)3 + NaOH = NaAl02 + 2H20 - Amfotérny hydroxid + alkálie = soľ (vo vodnom roztoku)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2
Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
Al(OH)3 + NaOH = Na
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3Alkálie
- Alkálie + kyslý oxid = soľ + voda
Ba(OH)2 + N205 = Ba(N03)2 + H20
2NaOH + C02 = Na2C03 + H20 - Alkálie + kyselina = soľ + voda
3KOH + H3P04 = K3P04 + 3H20
Ba(OH)2 + 2HN03 = Ba(N03)2 + 2H20 - Alkálie + amfotérny oxid = soľ + voda
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H20 (správnejšie: 2NaOH + ZnO + H20 = Na2) - Alkálie + amfotérny hydroxid = soľ (vo vodnom roztoku)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
NaOH + Al(OH)3 = Na - Alkálie + rozpustná soľ = nerozpustná zásada + soľ
Ca(OH)2 + Cu(N03)2 = Cu(OH)2 + Ca(N03)2
3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl - Alkálie + kov (Al, Zn) + voda = soľ + vodík
2NaOH + Zn + 2H20 = Na2 + H2
2KOH + 2Al + 6H20 = 2K + 3H 2Soli
- Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silnej kyseliny + slabá kyselina
Na2Si03 + 2HN03 = 2NaNO3 + H2Si03
BaC03 + 2HCl = BaCl2 + H20 + CO2 (H2CO3) - Rozpustná soľ + rozpustná soľ = nerozpustná soľ + soľ
Pb(NO 3) 2 + K2S = PbS + 2KNO 3
СaCl2 + Na2C03 = CaC03 + 2NaCl - Rozpustná soľ + zásada = soľ + nerozpustná zásada
Cu(N03)2 + 2NaOH = 2NaN03 + Cu(OH)2
2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3 - Rozpustná soľ kovu (*) + kov (**) = soľ kovu (**) + kov (*)
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Cu + 2AgN03 = Cu(N03)2 + 2Ag
Dôležité: 1) kov (**) musí byť v sérii napätia naľavo od kovu (*), 2) kov (**) NESMIE reagovať s vodou.Možno vás budú zaujímať aj ďalšie časti referenčnej knihy o chémii:
- Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silnej kyseliny + slabá kyselina
- Alkálie + kyslý oxid = soľ + voda
- Kyselina + zásaditý oxid = soľ + voda
- Amfotérny oxid + kyselina = soľ + voda
- Zásaditý oxid + voda = alkálie (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú)
