Нерастворимые основания это: Все нерастворимые основания. Основания, их классификация и свойства

Содержание

Основания, их классификация. Химические свойства. Взаимодействие с оксидами неметаллов и кислотами.

 

 

 

ПЛАН ОТВЕТА:

1)     Определение оснований.

a)     Исходя из состава,

b)     Как электролита.

2)     Классификация оснований.

a)     По растворимости в воде,

b)     По силе электролита

c)     По числу гидроксильных групп,

3)     Химические свойства оснований.

a)     Действие на индикаторы,

b)     Взаимодействие с кислотными оксидами,

c)     Взаимодействие с кислотами,

d)     Разложение при нагревании,

e)     Взаимодействие с солями.

 

 

Основания – это сложные вещества, в молекулах которых атомы металла соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

Основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы.

NaOH ® Na+ + OH

Ca(OH)2 ® CaOH+ + OH ® Ca2+ + 2OH

 

Существует несколько признаков классификации оснований:

  1. В зависимости от растворимости в воде основания делят на щёлочи и нерастворимые. Щелочами являются гидроксиды щелочных металлов ( Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов ( Ca, Sr, Ba ). Все остальные основания являются нерастворимыми.
  2. В зависимости от степени диссоциации основания делятся на сильные электролиты ( все щёлочи ) и слабые электролиты ( нерастворимые основания ).
  3. В зависимости от числа гидроксильных групп в молекуле основания делятся на однокислотные ( 1 группа ОН ), например, гидроксид натрия, гидроксид калия,
    двухкислотные
    ( 2 группы ОН ), например, гидроксид кальция, гидроксид меди(2), и многокислотные.

Химические свойства.

Ионы ОН в растворе определяют щелочную среду.

  1. Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов:

Фенолфталеин: бесцветный ® малиновый,

Лакмус: фиолетовый ® синий,

Метилоранж : оранжевый ® жёлтый.

  1. Растворы щелочей взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей тех кислот, которые соответствуют реагирующим кислотным оксидам. В зависимости от количества щёлочи образуются средние или кислые соли. Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода(IV) образуются карбонат кальция и вода:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO

3? + H2O

Ca2+ + 2OH + CO2 = CaCO3 + H2O

А при взаимодействии гидроксида кальция с избытком оксида углерода(IV) образуется гидрокарбонат кальция:

Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2

Ca2+ + 2OH + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-

  1. Все основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например: при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH+ H+ + Cl = Na+ + Cl + H2O

OH + H+ = H2O.

Гидроксид меди(II) растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида меди(II) и воды:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl = Cu2+ + 2Cl + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.

Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.

  1. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на воду и соответствующий основанию оксид металла, например:

t0 t0

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

  1. Щёлочи вступают во взаимодействие с растворами солей
    , если выполняется одно из условий протекания реакции ионного обмена до конца ( выпадает осадок), например: при взаимодействии гидроксида натрия с раствором сульфата меди(II) образуется осадок гидроксида меди(II).

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4

2OH + Cu2+ = Cu(OH)2

Реакция протекает за счёт связывания катионов меди с гидроксид-ионами.

При взаимодействии гидроксида бария с раствором сульфата натрия образуется осадок сульфата бария.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Реакция протекает за счёт связывания катионов бария и и сульфат-анионов.

Персональный сайт — Основания

Основания (гидроксиды).

Основания — это сложные вещества, которые состоят из атомов металла и одной или нескольких групп OH, называемой гидроксогруппой.

Способы получения оснований

Получение щелочи при реакции сильноосновного оксида с водой

Так как только сильноосновные оксиды способны реагировать с водой, этот способ можно использовать исключительно для получения сильных оснований или щелочей.

CaO(т) + H2O(ж) → Ca(OH)2(p)

Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, и поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.

Косвенное получение основания (гидроксида) при реакции соли со щелочью

Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.

CuSO4(p) + 2NaOH(p) → Cu(OH)2(т)↓ + Na2SO4(p)

Получение щелочи при реакции замещения типичного металла с водой.

Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2

Классификация оснований

  • По растворимости в воде
    • Растворимые в воде основания (щёлочи): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2 , Ba(OH)2 , Sr(OH)2 , Ra(OH)2, CsOH, RbOH, FrOH
    • Практически нерастворимые в воде: Mg(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3 , Be(OH)2
    • Другие основания: NH3 × H2O
    Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов
  • По количеству гидроксильных групп в молекуле
    • Однокислотные (NaOH),
    • Двукислотные (Cu(OH)2)
    • Трехкислотные (Fe(OH)3)
  • По летучести
    • Летучие: NH3, CH3-NH2
    • Нелетучие: Щелочи, нерастворимые основания
  • Стабильность
    • Стабильные: NaOH, Ba(OH)2
    • Нестабильные: NH3

      ·H2O

  • По степени диссоциации
    • Сильные (α > 30%): Щелочи
    • Слабые (α < 3%): Нерастворимые основания
  • По наличию кислорода
    • Кислородсодержащие: KOH, Sr(OH)2
    • Бескислородные: Аммиак, амины
  • Растворимость в H2O
    • Растворимые: Na(OH), KOH, Ba(OH)2, CH3-NH2
    • Нерастворимые: Cr(OH)2, Mn(OH)2, C6H5MH2

Химические свойства

1. Действие на индикаторы:

  • лакмус — синий,
  • метилоранж — жёлтый,
  • фенолфталеин — малиновый,

2. Основание + кислота = Соли + вода. Примечание: реакция не идёт, если и кислота и щёлочь слабые.

  • NaOH + HCl = NaCl + H2O

3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода

  • 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

4. Щёлочь + соли = (новое) основание + (новая) соль. Примечание: исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы один из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться.

  • Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaOH

5. Слабые основания при нагреве разлагаются:

  • Cu(OH)2 + Q = CuO + H2O

6. При нормальных условиях невозможно получить гидроксиды серебра и ртути, вместо них в реакции появляются вода и соответствующий оксид:

  • 2AgNO3 + 2NaOH(разб. ) → 2NaNO3 + Ag2O + H2O

 

 

Основания

Цели:

Обучающие – познакомить с понятием основание, способами получения, классификацией, свойствами и применением, указать связь оснований с другими классами неорганических соединений.

Развивающие – развить умения и навыки работы с лабораторным оборудованием и химическими реактивами, правильно оформлять результаты опытов и делать соответствующие выводы; умение составлять уравнения реакций, подтверждающих свойства оснований; развивать умение наблюдать делать выводы.

Воспитательные – формирование всесторонне развитой личности. Воспитание культуры общения в парах “ученик – учитель”, “ученик – ученик”. Воспитание общечеловеческих ценностей, соблюдение моральных норм (честность, порядочность, ответственность).

Методы и методические приемы. Фронтальная беседа, самостоятельная работа с тестами, химические диктанты, взаимопроверка результатов химических диктантов, работа с карточками, выполнение лабораторной работы в парах, демонстрация опытов, разбор проблемных ситуаций.

Оборудование и реактивы. Кодоскоп, карточки с тестами для самостоятельной работы “Классы неорганических соединений”.

На демонстрационном столе: кристаллизатор, вода, индикаторы (фенолфталеин), спиртовка, спички, кусочки натрия на фильтровальной бумаге, пинцет, держатель пробирки, гидроксид меди (безв.).

На столах учащихся: инструкция по технике безопасности, учебник “Химия – 8 класс”, лабораторные штативы с пробирками.

Ход урока.
Ориентировочно – мотивационный.

Графический диктант.

Исторические сведения.

Сообщение ученика (дополнительная работа).

Первым основанием, с которым человек встретился в древности, был гидроксид кальция. Причины тут простые. Использовать огонь люди научились примерно 100 тысяч лет назад. Карбонат кальция в виде мела, известняка или мрамора встречается практически повсеместно. При прокаливании он разлагался, образуя оксид кальция, который весьма энергично соединялся с водой. Составив все эти факты, нетрудно представить, каким образом первобытный человек познакомился с первым основанием. Смесь дробленого камня, песка и извести применялась еще 2000 лет назад в качестве бетона.

Значительно позднее (примерно IX – X в.в.) человек познакомился с гидроксидами натрия и кальция. Так как они разъедали кожу, их назвали едкими щелочами. (Рисунок 1).

Щелочи долгое время считались простыми веществами, так как их не могли разложить на составные части и считали, что щелочи – “основные элементы”, из которых состоят другие вещества.

Этим же объясняется и данное позднее название “основания” для гидроксидов металлов. Сам термин основание ввел французский химик Г. Руэль в 1744 году.

Учитель. Сегодня ребята мы должны рассмотреть еще один класс неорганических соединений — основания.

На Кодоскопе: NaOH, KOH, Ca(OH), Mg(OH), Fe(OH), Al(OH). Что общего в формулах этих соединений и чем они отличаются?

Учащиеся отвечают, что во всех этих формулах присутствует ОН - группа (учитель подсказывает, что эта группа называется гидроксогруппой). После обсуждений формулируют определение оснований.

Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одной или нескольких гидроксогрупп.

Учитель подчеркивает, названия оснований складываются из слов “гидроксид” и названия элемента в родительном падеже. Если элемент имеет переменную валентность, она указывается в скобках после названия: Fe (OH) — гидроксид железа (III).

Графические формулы оснований: NaOH; Na-O-H.

И основания, и кислоты, содержащие кислород, относятся к общей группе “гидроксиды”. Однако, когда говорят “гидроксид”, чаще всего подразумевают основания.

В таблице №1 приводятся тривиальные названия оснований.

Физические свойства оснований.

Лабораторная работа №1.

В данной работе учащиеся описывают внешний вид и агрегатное состояние оснований, определяют растворимость их в воде. Обобщают физические свойства (можно воспользоваться справочными данными таблицы №2). Учащиеся, к каждому из выданных образцов оснований, добавляют по несколько капель воды и делают вывод, что одни из них растворяются, другие – нет (обязательное соблюдение ТБ).

Учитель. Таким образом, основания бывают растворимые и нерастворимые. Учитель поясняет, что растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей мыльные на ощупь, разъедают кожу, ткань, шерсть и т.д. В связи с этим их называют едкими щелочами.

Демонстрационный опыт, подтверждающий действие щелочей на органические вещества.

Лабораторная работа №2.

Учащиеся проводят лабораторный опыт по определению реакции среды в растворах щелочей с помощью индикаторов. Проверяют, изменяется ли окраска фенолфталеина в гидроксиде меди (II). Делают вывод: в растворах щелочей индикаторы изменяют окраску, а в нерастворимых основаниях – нет.

Учитель объясняет способы получения оснований (информация записана на кодоскопе). Каждое уравнение подтверждают демонстрационными опытами.

Получение щелочей:

а) взаимодействие щелочей и щелочноземельных металлов с водой – образуется щелочь и водород:

2К + 2НО 2КОН + Н

Са + 2НОСа(ОН)+Н

б) взаимодействие основных оксидов с водой:

КО+НО2КОН

Учитель. Каким способом можно получить нерастворимые основания, например Сu(ОН)?

Лабораторная работа №3.

Учащиеся в лабораторной работе №3 пытаются получить гидроксид меди (II) различными способами (медь с водой, оксид меди (II) с водой – реакция не идет). Также способы не подходят. Как же быть?

Учитель помогает или объясняет, что нерастворимые основания можно получить только косвенным путем:

СuSO+ 2NaOHCu(OH)+NaSO

Учащиеся в ходе работы получают нерастворимые основания из соответствующих солей.

Применение гидроксидов.

Гидроксид лития служит важным компонентом электролитов в щелочных аккумуляторах, удлиняя срок службы в 2-3 раза и существен повышая их емкость. На подводных лодках и космических кораблях гидроксид лития поглощает углекислый газ, выдыхаемый людьми.

Гидроксид натрия, известный в технике под названием каустика, применяется в больших количествах для производства мыла, стекла, красок, при обработке целлюлозы и очистке масел и керосина от жиров. Много расходуется его при мытье посуды на масло- и молокозаводах, поскольку каустик легко разлагает жир. (Рисунок 2).

Гидроксид калия, рубидия и цезия, используется в качестве добавок в электролиты низкотемпературных щелочных аккумуляторов, а также как катализаторы в органическом синтезе.

Гидроксид кальция – важнейший строительный материал. Мировое производство данного оксида исчисляется десятками миллионов тонн в год. Смесь гашеной извести с песком служит прекрасным строительным раствором, которым скрепляют кирпичи, камни, блоки, штукатурят потолки и стены. В больших количествах гидроксид кальция расходуется на производство хлорной извести, служащей дезинфектором в санитарии.

Гидроксид алюминия в виде природного минерала гидраргилита входит в состав многих бокситов и служит сырьем для получения оксида алюминия, из которого в свою очередь, производят металлический алюминий. Поскольку последний получают в огромных количествах, то мировое производство оксида алюминия из бокситов составляет в настоящее время около 100 млн.т. в год

Гидроксид железа (III) распространенный природный минерал, важная составная часть железных руд. В кристаллическом состоянии это порошок светло- желто цвета с приятным оттенком. Используется как сырье в производстве чугуна и стали. Кроме того, под названием “охра” он применяется как самый дешевый и химически устойчивы пигмент для изготовления художественных и малярных красок, грунтовок, шпатлевок.

Применяется как катализатор и как компонент поглотительной массы при очистке промышленных газов.

Гидроксид хрома (III) в момент образования представляет собой серо- синий порошок. При укрупнении кристаллов он приобретает изумрудно- зеленый цвет и химическую стойкость, так как превращается в сложный полимер. Применяется в качестве пигмента в изготовлении художественных красок зеленого цвета.

Закрепление.

Учащиеся получают карточки с заданиями “Основания. Химические свойства воды” (4 варианта заданий).

Вариант 1.

  1. Составьте уравнения реакций взаимодействия с водой следующих веществ: лития, кальция, оксида бария. Укажите названия веществ, образующихся в результате реакций.
  2. Из числа приведенных ниже формул веществ выпишите формулы оснований и назовите их: СаСО, КОН, НSО, СиО, NaO, Ba (OH), KS, Fe(OH), NaOH.

Вариант 2.

  1. Составьте уравнения реакций взаимодействия с водой следующих веществ: натрия, оксида калия, оксида кальция. Укажите названия веществ, образующихся в результате реакций.
  2. Из числа приведенных ниже формул веществ выпишите формулы нерастворимых в воде оснований и назовите их: HNO, SO, NaOH, Pb (OH), FeO, PО, ВоSО, Ca (OH), NaCI, Fe(OH).

Вариант 3.

  1. Составьте уравнения реакций взаимодействия с водой следующих веществ: калия, кальция, оксида лития. Укажите названия веществ, образующихся в результате реакций.
  2. Из числа приведенных ниже формул веществ выпишите формулы нерастворимых в воде оснований и назовите их: NaSO, CaO, Ca (OH), ZnO, NaOH, HCI, CuO, AI (OH), KOH, NaO, KCO, Ba (OH).

Вариант 4.

  1. Составьте уравнения реакций взаимодействия с водой следующих веществ: бария, оксида кальция, оксида натрия. Укажите названия веществ, образующихся в результате реакций:
  2. Из числа приведенных ниже формул веществ выпишите формулы нерастворимых в воде оснований и назовите их: MgO, Ca (OH),BaO, НSО,CO, Cи (OH), PО, LiOH., KNO, Fe(OH).

Таблица №1. Тривиальные названия оснований.

Таблица№2. Состав и некоторые свойства щелочей.

Формула Плотность

Кг/м

Температура плавления, С Растворимость г/л воды Устойчивые гидраты
LiOH

NaOH

KOH

RbOH

CsOH

FrOH

Ca(OH)

Sr(OH)

Ba(OH)

1430

2130

2120

3200

3675

2240

3625

4500

471

3200

361

301

272

Разлагается

375

408

124

1090

1120

1900

4000

1,65

8,2

38,0

LiOH *HO

NaOH*HO

KOH*2HO

RbOH*2HO

CsOH*HO

Сходен с CsOH

Ca(OH)

Sr(OH)*8 HO

Ba(OH)*8HO

Графический диктант «Оксиды. Простые и сложные вещества».

Знаками «+» и «-» отмечается, характерно ли данное утверждение (1-10) для указанного варианта.

Вариант 1. Основные оксиды.
Вариант 2. Кислотные оксиды.

Утверждения:

  1. Оксиды, которым соответствуют основания.
  2. Оксиды, образуемые неметаллами и металлами, проявляющими высшие степени окисления.
  3. Оксид, водный раствор которого окрашивает индикатор метилоранж в красный цвет.
  4. Оксиды, которым соответствуют кислоты.
  5. Оксиды, образующиеся при горение металлов.
  6. Оксид, образующийся при горении угля.
  7. Оксид, дающий при взаимодействии с кислотой соль и воду.
  8. Нерастворимые в воде карбонаты разлагаются на углекислый газ и на соответствующий оксид.
  9. Какие оксиды при растворение в воде окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет.
  10. Оксид, дающий при взаимодействии с основаниями соль и воду.

Рисунок 1, 2.

Вопрос 1 химические свойства оснований. Основания

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания , которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует :

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно :

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье .

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

либо

щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) :

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода .

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

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

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

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

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей . Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления , которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

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

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли , если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты . В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты , фосфаты или гидрофосфаты .

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

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

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

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

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли , в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена .

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :

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

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH 4 + NO 3 — + K + OH — = K + NO 3 — + NH 3 + H 2 O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид . А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород , в расплаве — средняя соль и водород .

Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

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

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах . Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH +Si 0 + H 2 + O= NaCl — + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF — + 2H 2 O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия — NaOH , гидроксид кальция — Ca (OH ) 2 , гидроксид бария — Ba (OH ) 2 и т.д.

Получение гидроксидов.

1. Реакция обмена:

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

2. Электролиз водных растворов солей:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,

3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:

К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Химические свойства гидроксидов.

1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.

2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH — растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 — малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).

3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:

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

4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :

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

5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:

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

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

6. Взаимодействуют с кислотами:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .

Основания представляют собой сложные соединения, включающие два основных структурных компонента:

  1. Гидроксогруппа (одна или несколько). Отсюда, кстати и второе название этих веществ — «гидроксиды».
  2. Атом металла или ион аммония (Nh5+).

Название оснований происходит из объединения наименований обоих его компонентов: например, гидроксид кальция, гидроксид меди, гидроксид серебра и т. д.

Единственным исключением из общего правила образования оснований следует считать когда гидроксогруппа присоединяется не к металлу, а к катиону аммония (Nh5+). Это вещество образуется в том случае, когда происходит растворение в воде аммиака.

Если говорить о свойствах оснований, то сразу следует отметить, что валентность гидроксогруппы равна единице, соответственно, количество этих групп в молекуле будет напрямую зависеть от того, какой валентностью обладают вступающие в реакцию металлы. Примерами в данном случае могут служить формулы таких веществ, как NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Химические свойства оснований проявляются в их реакциях с кислотами, солями, другими основаниями, а также в их действии на индикаторы. В частности, щелочи можно определить, если воздействовать их раствором на определенный индикатор. В этом случае он заметно поменяет свою окраску: например, из белой станет синей, а фенолфталеин — малиновым.

Химические свойства оснований, проявляясь в их взаимодействии с кислотами, приводят к знаменитым реакциям нейтрализации. Суть такой реакции в том, что атомы металла, присоединяясь к кислотному остатку, образуют соль, а гидроксогруппа и ион водорода, соединяясь, превращаются в воду. Реакцией нейтрализации эта реакция называется потому, что после нее не остается ни щелочи, ни кислоты.

Характерные химические свойства оснований проявляются и в их реакции с солями. При этом стоит отметить, что с растворимыми солями в реакцию вступают только щелочи. Особенности строения этих веществ приводят к тому, что в результате реакции образуется новая соль и новое, чаще всего нерастворимое, основание.

Наконец, химические свойства оснований прекрасно проявляют себя во время термического воздействия на них — нагревания. Здесь, осуществляя те или иные опыты, стоит иметь в виду, что практически все основания, за исключением щелочей, при нагревании ведут себя крайне неустойчиво. Подавляющее их большинство почти мгновенно распадается на соответствующий оксид и воду. А если взять основания таких металлов, как серебро и ртуть, то в нормальных условиях они не могут быть получены, так как начинают распадаться уже при комнатной температуре.

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

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

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

1. Основание + кислота соль + вода

КОН + HCl
KCl + H 2 O.

2. Основание + кислотный оксид
соль + вода

2KOH + SO 2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль + вода

2NaOH (тв) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

NaOH (тв) + Al(OH) 3
NaAlO 2 + 2H 2 O.


Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO 4 + 2NaOH;

Ba(OH) 2 + NH 4 Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.


Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH

Ca(OH) 2
CaO + H 2 O;

NaOH ;

NH 4 OH
NH 3 + H 2 O.


2NaOH (тв) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2 .

КИСЛОТЫ

Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).

2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).

3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.

Например, HCl
H + + Cl — ;

H 2 SO 4
H + + HSO.

Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т. е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные — ступенчато.

СН 3 СООН
СН 3 СОО — + Н + ;

1) H 2 S
HS — + H + , 2) HS —
H + + S 2- .

Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN — — циан) окончание — водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).

Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).

Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.

Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O — H

H — O — O O O O

Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота

Химические свойства кислот


HF + KOH
KF + H 2 O.


H 2 SO 4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.


2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.


Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота

H 2 SO 4 + BaCl 2
BaSO 4 +2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3
2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 .


Н 2 СО 3
Н 2 О + СО 2 .


H 2 SO 4(разб) + Fe
FeSO 4 + H 2 ;

HCl + Cu .

На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.

КИСЛОТА — ОКИСЛИТЕЛЬ

Металл в ряду напряжения после Н 2

+
реакция не идет

Металл в ряду напряжения до Н 2

+
соль металла + Н 2

в min степени

H 2 SO 4 концентриро-

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

окисления (с. о.)

+
реакция не идет

/Mq/Zn

от условий

Сульфат металла в max с.о.

+
+ +

Металл (остальные)

+
+ +

HNO 3 концентриро-

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

Нитрат металла в max с.о.

Металл (остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при нагревании)

ТN +


+

HNO 3 разбавленная

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

NH 3 (NH 4 NO 3)

Нитратметал

ла в max с.о.

+
+

Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)

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

от условий

+

Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)

Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ

СОЛИ

Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.

Общие свойства нерастворимых оснований — Справочник химика 21

    В объемном анализе применяется также взаимодействие сильной кислоты и слабого основания. Слабыми основаниями являются аммиак, амины, анионы слабых кислот, входящие в состав солей. Анионы сильных кислот в водных растворах практически не проявляют основных свойств. Малодиссоциированные гидроксиды металлов тоже являются слабыми основаниями, но они не имеют значения в объемном анализе в силу их нерастворимости в воде. В общем виде реакция взаимодействия слабого основания (В) с сильной кислотой выглядит следующим образом  [c.97]
    Общие свойства нерастворимых оснований [c.156]

    Приведите примеры известных Вам оснований. Какие общие свойства Вы можете выделить для растворимых оснований С чем они связаны Что общего в строении и свойствах растворимых и нерастворимых ос юва Гий  [c. 129]

    Дальнейшее интенсивное исследование области существования двумерного газа позволило Де Буру в бО-х гг. дать совершенно новую трактовку различных типов изотерм, основанную на представлении о сжимаемом монослое и предложить еще одно уравнение изотермы адсорбции [10]. Теория Де Бура является логическим развитием теории Гаркинса и Юра, основанным на тех же исходных предпосылках. В отличие от этих авторов, Де Бур использует общее уравнение состояния, охватывающее значительно более широкую область. Единство свойств адсорбционных слоев и нерастворимых пленок позволило Де Буру избрать в качестве основы двумерный аналог уравнения Ван-дер-Ваальса, применимый [см. уравнение (VII. 10)] к поверхностным пленкам  [c.155]

    Напишите уравнения реакций, характеризующие амфотерные свойства гидроксида железа (П1) и его свойства, общие с нерастворимыми основаниями. [c.133]

    Исторический обзор возникновения интереса к неводным растворителям, а следовательно, и к выяснению роли растворителя в природе растворов, дан в известных монографиях Вальдена 121 иЮ. И. Соловьева [3]. Еще в середине XVI в. Бойль заинтересовался способностью спирта растворять хлориды железа и меди. Позднее ряд химиков отмечает и использует растворяющую способность спирта. В 1796 г. русский химик Ловиц использует спирт для отделения хлоридов кальция и стронция от нерастворимого хлорида бария, как будто положив начало применению неводных растворителей в аналитических целях. В первой половине XIX в. подобные наблюдения и их практическое применение встречаются чаще, причем химики устанавливают случаи химического взаимодействия растворителя с растворенным веществом, показывая, что и в органических жидкостях могут образовываться сольваты (Грэхем, Дюма, Либих, Кульман). Основным свойством, которое при этом изучалось, была растворимость. В 80-х годах XIX в. Рауль, исследуя в целях определения молекулярных весов понижение температур замерзания и повышение температур кипения нри растворении, отмечает принципиальное сходство между водой и неводными средами. Но систематическое физико-химическое изучение неводных растворов наряду с водными начинается только в самом конце столетия, когда Каррара осуществляет измерение электропроводности растворов триэтилсульфония в ацетоне, метиловом, этиловом и бензиловом спиртах, а также ионизации различных кислот, оснований и солей в метиловом спирте. В этот же период М. С. Вревский проводит измерения теплоемкостей растворов хлорида кобальта в смесях воды и этилового спирта [4], а также давлений и состава паров над растворами десяти электролитов в смесях воды и метилового спирта [5]. Им впервые четко установлено явление высаливания спирта и определено как .. . следствие неравномерного взаимодействия соли с частицами растворителя . Несколько раньше на самый факт повышения общего давления пара при растворении хлорида натрия в смесях этанола и воды, на первый взгляд противоречащий закону Рауля, обратил внимание И. А. Каблуков [6]. Пожалуй, эти работы можно считать первыми, в которых подход к смешанным растворителям, к избирательной сольватации и к специфике гидратационной способности воды близок современному пониманию этих вопросов. Мы возвратимся к этому сопоставлению в гл. X. [c.24]


    Поскольку gLM является единственной составной частью е-потенциала, зависящей от концентрации электролита, то при соблюдении равенства изменение -потенциала и е-потенциала с концентрацией должно быть одинаковым и подчиняться одному и тому же закону. Подобное сопоставление можно провести например, следующим способом. Сначала, измельчив какое-либо нерастворимое твердое тело и измерив скорость электрофореза полученных частиц в растворе с переменной концентрацией электролита, определить величину дзета-потенциала как функцию концентрации. Затем в тех же растворах применить выбранное твердое тело как электрод и измерить его е-потенциал по водородной шкале. Результаты таких опытов показали, что отождествлять и е-потенциалы нельзя. Так, например, Фрейндлих (1925) выбрал стекло, применив его сначала как стеклянный электрод для определения е-потенциа-да, а затем — в виде тонких капилляров — для проведения электроосмоса и расчета -потенциала. Найденные им зависимости е- и -по-тенциалов от концентрации хлорида калия и нитрата тория приведены на рис. 33, т которого видно, что е- и -потенциалы изменяются с концентрацией по разным законам. При этом оказывается, что С-потенциал изменяется с концентрацией не монотонно, а проходит в отличие от е-потенциала через минимум или максимум. По своей абсолютной величине -потенциал обычно меньше, чем е-потенциал, и стремится к нулю при повышении концентрации. В то время как знак е-потенциала сохраняется неизменным в широком интервале концентраций, знак -иотенциала может меняться на обратный и тем раньше, чем выше валентность ионов и чем сильнее их способность к избирательной адсорбции. Изменение знака -потенциала (так называемая перезарядка поверхности) приводит к тому, что для одной и той же поверхности раздела знак -потен-циала может быть йли одинаковым, или обратным знаку е-потенциала. Таким образом g-потенциал отличается по своей природе от е-потенциала. На основании свойств -потенциала можно заключить, что он представляет собой некоторую часть той доли общего скачка потенциала, которая целиком расположена в жидкой фазе. Именно потому, что -потенциал в отличие от е-потенциала лежит в одной и той же фазе, оказывается возможным прямое экспериментальное определение его абсолютной величины. Падение потенциала, соответствующее -потенциалу, должно быть локализовано на границе между слоем жидкости, непосредственно примыкающем к поверхности-твердого Тела (и связанным с ним при относительном движении жидкой и твердой фаз) и более глубокими ее слоями, удаленными от поверхности раздела фаз.[c.246]

    Четвертая глава книги посвящена технически хорошо разработанной области электрохимии — анодному поведению металлов. Ее автор, известный специалист в области коррозии профессор Кембриджского университета Т. П. Хор, вначале уделил большое внимание термодинамической основе проблемы, в связи с чем довольно подробно рассмотрел диаграммы потенциал — pH, значение которых для оценки коррозионных свойств металлов в работах ряда западных школ несколько переоценивается. Несомненно большой интерес представляет вторая часть главы, в которой на основании общих закономерностей электрохимической кинетики рассмотрена кинетика самопроизвольного растворения металлов и их анодное окисление с образованием как растворимых, так и нерастворимых продуктов. В связи с этим рассмотрено также явление пассивности. [c.7]

    Общая картина поведения титана во влажных средах становится более понятной, если рассмотреть электрохимические характеристики систем металл — окисел и окисел — электролит. Термодинамическая устойчивость окислов зависит от разности потенциалов между металлом и раствором, а также от pH раствора. Равновесие системы Ti—НаО было изучено Пурбэ [11]. Термодинамическая устойчивость какой-либо нерастворимой фазы еще не означает, что она образует защитную пленку, изолирующую поверхность металла от среды, поскольку это зависит также от физических свойств пленки, которые не могут быть предсказаны на основании термодинамических данных. [c.189]

    Кроме указанной выше способности нерастворимых оснований принимать участие в реакции нейтрализации, единственным общим свойством нерас воримых оснований является разложение при на-февании с образованием оксида и воды  [c.156]

    ОСНОВАНИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ -класс неорганических соединений общей формулы Ме (0Н) , где Ме — металл, п — валентность металла. Общим свойством О. н. является то, что они в водных растворах диссоциируют на положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы гидроксила ОН «. О. н., растворимые в воде, называют щелочами. О. н. образуются главным образом при взаимодействии соответствующих солей со щелочами, активных металлов с водой, основных оксидов с водой и др. Нерастворимые в воде О. н. получают реакцией обмена между растворимой солью данного металла и раствором щелочи. Число гидроксильных групп в О. и., которые способны замещаться кислотными остатками с образованием солей, определяют его кислотность. Например, КОН — однокислот- [c.184]


    Основания принято делить на две группы растворимые в воде основания, или щелочи (о(Зразов ннь1% щелочными и частично щелочноземельными металлами), и нерастворимые в воде основания. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация гидроксид-иона в растворах щелочей может быть достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации гидроксид-иона в растворах нерастворимых оснований и смещение равновесия при их реакциях, ведущих к образованию менее диссоциированных соединений (обычно воды), определяют общие свойства оснований.[c.228]

    Синтетические ионообменные смолы представляют собой высокомолекулярные соединения, углеводородные радикалы которых образуют пространственную сетку с фиксированными на ней ионообменными функциональными группами. Если эти функциональные группы имеют кислотный характер (как, например, сульфогруппы, карбоксильные или фенольные группы), то смолы обладают свойством катионообменников, т. е. обменивают ионы водорода этих групп на другие катионы. Если фиксированные функциональные группы в смолах обладают основными свойсгвами (первичные, вторичные аминогруппы, четвертичные основания), то они обменивают гидроксильные ионы оснований или анионы солей на другие анионы. В связи с этим процессы ионного обмена имеют много общего с химическими реакциями двойного обмена в растворах. Однако нерастворимость смол и большое количество функциональных групп, не в одинаковой мере доступных для диффундирующих внутрь пространственной сетки обменпняющихся ионов, делают этот процесс отличным от указанных реакций.[c.132]

    Вольфрамовые бронзы являются нестехиометрическими веществами общей формулы ЫапШОз (0золотисто-желтого при п 0,9 до голубовато-фиолетового при л 0,3. Вольфрамовые бронзы исключительно инертны и по некоторым свойствам напоминают металл они отличаются металлическим блеском и хорошей электропроводностью, имеющей электронный характер 13]. Эти бронзы нерастворимы в воде и во всех кислотах, за исключением фтористоводородной они восстанавливают аммиачный раствор AgNOз до металлического серебра и окисляются кислородом в присутствии оснований с образованием вольфрамата(У1) [c.362]

    Алкилгалогениды гораздо более реакционноспособны, чем алканы, однако в физических и химических свойствах этих двух классов органических соединений много общего. Например, как. алканы, так и галогениды очень слабые основания. (Вспомним, что хлорид-ион также слабое основание, хотя сила его и повышена отрицательным зарядом.) Хотя многие соединения углерода способны иротонироваться и вследствие этого растворяться в холодной концентрированной серной кислоте, алканы и большинство алкилгалогенидов нерастворимы в ней. Поэтому экстракция серной кислотой представляет собой удобный способ отделения алкенов, аренов и примесей, содержащих кислород и азот (все эти вещества — более сильные основания, чем галогениды), от алканов и большинства алкилгалогенидов. [c.285]

    Эмульсии — грубо дисперсные смеси нерастворимых фаз. Основной (дисперсионной) фазой обычно является вода, а дисперсной — мельчайшие капельки масел. Эмульсии получают путем самопроизвольного или принудительного диспергирования в воде концентрата, называемого эмульсолом. В общем случае эмульсол состоит из следующих компонентов базовой масляной основы эмульгатора противоизнос-ных, противозадирных и антифрикционных присадок добавок, улучшающих эксплуатационные свойства эмульсии (ингибиторы коррозии, бактерициды, стабилизаторы и др.). В качестве основы эмульсолов обычно используют средневязкие минеральные. масла нафтенового или смешанного основания. Доля масла в эмульсоле не превышает 85 %. [c.13]

    Все фториды редкоземельных элементов, а также примыкающих к ним элементов — скандия и иттрия — нерастворимы. Поэтому неудивительно, что в природе встречается ряд редкоземельных минералов, содержащих фтор. Далеко не все фториды этой группы элементов в настоящее время достаточно хорошо известны фториды тербия, диспрозия, гольмия и лютеция, повидимому, до сих пор не описаны. OдвaIio нет оснований предполагать наличие существенных различий в свойствах фторидов различных редкоземельных элементов, за исключением элементов, валентность которых отличается от трех. Резкое различие между фторидами элементов этой группы и другими их галогенидами состоит в том, что первые нерастворимы, а последние растворимы. Другие различия см. ниже. Для получения фторидов редкоземельных элементов типа MFg могут быт ь использованы следующие общие методы  [c.40]


Кислоты являются источниками H + . H + называется протоном, потому что атом H без своего электрона является голым протоном.
 

Тремя распространенными водорастворимыми кислотами являются HCl (соляная кислота), H 2 SO 4 (серная кислота) и HNO 3 (азотная кислота). Водные растворы этих кислот содержат H + (водн.) и анион в зависимости от кислоты (Cl , NO 3 или SO 4 2–).


Основания являются акцепторами протонов. Соединения, содержащие анион оксида (O 2–) или анион гидроксида (OH ) и катион металла , являются основаниями.
 

Водонерастворимые основания:
Ca(OH) 2 (гидроксид кальция), Mg(OH) 2 (гидроксид магния)
MgO (оксид магния) и оксид цинка (ZnO) вода
Анион в эти соединения (O 2– или OH ) реагируют с H + .


Если водный раствор кислоты HCl смешать с нерастворимым в воде основанием Ca(OH) 2 , каждый OH реагирует с одним H + 5 .Это вызывает растворение нерастворимого основания, как показано ниже.
Ca(OH) 2 (т) + 2H + (водн.) + 2Cl (водн.)

2H 2 O + Ca 2+ (водн.) )

Обратите внимание на разницу между ионами в смеси реагентов и продуктов. Выпаривание воды из смеси продуктов дает CaCl 2 (с).


нерастворимое оксидное основание CaO также растворяется в соляной кислоте в результате кислотно-основной реакции между H + (aq) и O CaO(s) + 2H + (водн.) + 2Cl (водн.)

H 2 O + Ca 2+ (водн.) + 2Cl (водн.)

9008 Обратите внимание, что реакция очень похоже на реакцию Ca(OH) 2 , за исключением того, что продуктом является H 2 O. CaCl 2 все равно будет получен при выпаривании смеси продуктов.

Введение в основы — мини-химия

Основание представляет собой соединение, которое при растворении в воде диссоциирует с образованием ионов гидроксида, $\text{OH}^{-}$

  • Альтернативное определение: Основание представляет собой оксид или гидроксид металла, который реагирует с кислотой с образованием только воды и соли металла. {-}$ отвечают за все щелочные свойства.

    Основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется нейтрализацией. (Примечание: нейтрализация будет рассмотрена в следующем подразделе). Ниже приведены два примера реакции:

    • $\text{HCl} (\text{водн.}) + \text{NaOH} (\text{водн.}) \rightarrow \text{NaCl} (\text{водн.}) + \text{H}_{ 2}\text{O} (\text{l})$
    • $\text{H}_{2}\text{SO}_{4} (\text{водный}) + \text{ZnO} (\text{s}) \rightarrow \text{ZnSO}_{4 } (\text{aq}) + \text{H}_{2}\text{O} (\text{l})$

    Щелочи

    Основания состоят из оксидов и гидроксидов металлов.Большинство оснований нерастворимы в воде. Основания, растворяющиеся в воде, называются щелочами.

    Ниже приведены некоторые примеры оснований и щелочей:

    Нерастворимые основания Растворимые основания (щелочи)
    Оксид меди (II)

    $$\text{CuO}$$

    Гидроксид натрия

    $$\text{NaOH}$$

    Оксид магния

    $$\text{MgO}$$

    Гидроксид калия

    $$\text{KOH}$$

    Оксид свинца(II)

    $$\text{PbO}$$

    Водный аммиак

    $$\text{NH}_{3} (\text{aq})$$

    Раствор, содержащий гидроксид-ионы ($\text{OH}^{-}$), образуется при растворении щелочей в воде. {-}$ ионы.{-} (\text{aq})$$

    1 моль гидроксида бария дает 2 моля гидроксид-ионов.

    Использование щелочей

    Щелочи имеют два основных применения:

    • Нейтрализовать кислоты – Зубная паста обычно содержит гидроксид магния, который нейтрализует кислоты во рту, вырабатываемые бактериями.
    • Растворяет грязь и жир – Мыло и моющие средства представляют собой слабые щелочи (ощущение мыла)

    Основания, нерастворимые в воде, называются щелочами. Истинный класс 11 химии CBSE

    Подсказка: Основания — это соединения, которые принимают электронную пару из раствора.Они могут быть растворимыми, нерастворимыми или малорастворимыми в жидкостях, особенно в воде. Как растворимые, так и нерастворимые основания имеют небольшие различия в своих свойствах, поэтому важно знать о них.

    Полное пошаговое решение:
    — Образовавшиеся соединения можно разделить на 3 категории: кислоты, основания и соли. {+}}$, превращаясь в анион.{+}}$ion и преобразовать в катион. Соли – это соединения, образующиеся в основном в результате реакции кислот и оснований.
    -Некоторыми примерами оснований как сильных оснований являются NaOH, KOH, LiOH, $Ca{{\left(OH \right)}_{2}}$, а слабыми основаниями являются аммиак, пиридин.
    — Растворимые основания называются щелочами. У них $pH$ выше 7. Они мыльные и скользкие. Они определяются по-разному из-за изменения свойств растворимого основания и нерастворимого основания.
    — И основания, и кислоты диссоциируют с образованием сопряженной кислоты и сопряженного основания.Основания, нерастворимые в воде, не дают гидроксильных ионов, поэтому с ними обращаются иначе, чем с растворимыми основаниями, называемыми щелочами.
    -Есть два основных применения щелочей. Во-первых, они легко растворяют грязь и жирные пятна, помогая тем самым очищать одежду, и поэтому используются в качестве мыла и моющих средств. Другое использование заключается в том, что они нейтрализуют кислоты и придают продуктам соль и воду. Таким образом, они используются даже в качестве зубной пасты для удаления кислоты во рту, вырабатываемой бактериями.{-}} \\
    \end{align}\]
    — Сильная щелочь полностью диссоциирует с образованием ионов гидроксила, тогда как слабая щелочь частично диссоциирует с образованием ионов гидроксила. Например. Гидроксид натрия является сильной щелочью, тогда как водный раствор аммиака является слабой щелочью.
    — Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Таким образом, все щелочи являются основаниями, но не наоборот.

    Следовательно, утверждение ложно.

    Примечание: Будь то сильные или слабые щелочи, они могут диссоциировать в воде с образованием ионов гидроксила только в водной среде.Если щелочь находится в твердом состоянии, она не может диссоциировать с образованием ионов гидроксила. Значит, надо позаботиться о состоянии щелочей.

    Щелочь. Основание. Свойства оснований


    Нерастворимое основание: гидроксид меди


    негашеная известь
    Растворение щелочного металла в воде с изменением цвета индикатора на ярко-красный
    Гидроксид железа 3 валентности
    Основания представляют собой электролиты с гидроксид-ионами в растворах (анионы — ионы, имеющие отрицательный заряд, в данном случае это ионы ОН ). Названия оснований состоят из трех частей: слов , , гидроксида, , , с добавлением названия металла. Например, гидроксид меди (Cu(OH) 2 ).
    Для некоторых оснований можно использовать старые названия , например едкий натр (NaOH) — едкий натр .
    Гидроксид натрия , Едкий натр — все это одно вещество, химическая формула которого — NaOH. Безводный гидроксид натрия представляет собой белое кристаллическое вещество.Раствор представляет собой прозрачную жидкость, по форме похожую на воду. При использовании — будьте осторожны! Каустическая сода сжигает кожу!
    В классификацию оснований включена их способность растворяться в воде. Некоторые свойства оснований зависят от растворимости в воде. Так, оснований , растворимых в воде, называют щелочью . Это включает гидроксид натрия (NaOH), гидроксид калия (KOH), гидроксид лития (LiOH), иногда к их числу добавляли гидроксид кальция (Ca(OH) 2 )), но на самом деле это вещество малорастворимое в чем и имеет белый цвет (гашеная известь).

    Получение баз

    Для получения основания и щелочи используют различные способы. Для получения щелочи можно использовать химическую реакцию металла с водой. Такие реакции протекают с очень высокой теплотой и могут воспламениться (в реакции может воспламениться водород).
    2Na + 2H 2 O -> 2NaOH + H 2
    CaO + H 2 O -> Ca(OH) 2
    Но в промышленности эти методы не нашли практического значения, конечно кроме того к получению гидроксида кальция Ca(OH) 2 .
    Получение гидроксида натрия и гидроксида калия осуществляют за счет использования электрического тока. При электролизе водного раствора хлорида натрия или калия на катоде образуется водород, а на аноде – хлор. В растворе, где происходит электролиз, аккумулируется щелочей !
    KCl + 2H 2 O ->2KOH + H 2 + Cl 2 (реакция идет при пропускании через раствор электрического тока)
    Нерастворимые основания получают с щелочью из растворов соответствующих соли.
    CuSO 4 + 2NaOH -> Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

    Свойства оснований

    Щелочь устойчив к нагреву. Например, гидроксид натрия можно расплавить и расплав довести до кипения, он не будет разлагаться.
    Щелочь легко реагирует с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется — реакция нейтрализации
    KOH + HCl -> KCl + H 2 O
    Щелочи реагируют с кислыми оксидами, образуют соль и воду.
    2NaOH + CO 2 -> Na 2 CO 3 + H 2 O

    Нерастворимые основания , в отличие от щелочей, нестойкие вещества. Некоторые из них, например, гидроксид меди , разлагаются при нагревании,
    Cu(OH) 2 + CuO -> H 2 O
    другие могут разлагаться при комнатной температуре (например, гидроксид серебра — AgOH ).
    Нерастворимые основания реагируют с кислотами, реакция происходит только в том случае, если соль, образующаяся в результате реакции, растворяется в воде.
    Cu(OH) 2 + 2HCl -> CuCl 2 + 2H 2 O

    Щелочные металлы — эти металлы реагируют с водой и образуют щелочь . Типичным представителем щелочного металла является натрий Na. Натрий легче воды, поэтому его химическая реакция с водой происходит на поверхности воды. Натрий активно растворяется в воде и вытесняет водород, образуя едкий натр (или гидроксид натрия NaOH). :
    2Na+2h3O=2NaOH+h3
    Все щелочные металлы действуют так же, как натрий. Если перед началом реакции добавить в воду индикатор фенолфталеин, а затем поместить в воду щелочной металл, то он будет скользить по воде, оставляя ярко-розовый след, образовавшийся щелочь (щелочь окрашивает фенолфталеин в розовый цвет)

    Гидроксид железа является основанием.Железо образует два разных основания в зависимости от степени окисления: гидроксид железа, где железо может иметь валентность (II) — Fe(OH) 2 , и (III) — Fe(OH) 3 .
    Как основания, образованные большинством металлов, оба гидроксида железа не растворимы в воде.
    Железа гидроксид (II) — белое студенистое вещество (осадок в растворе), обладающее сильными восстановительными свойствами. Кроме того, гидроксид железа (II) нестабилен. Если к раствору гидроксида железа (II) добавить немного щелочи, то выпадет зеленый осадок, который быстро темнеет и превращается в коричневый осадок железа(III).
    Гидроксид железа (III) обладает амфотерными свойствами, но кислотными свойствами он обладает значительно слабее. Получить гидроксид железа можно (III) по реакции между солью железа и щелочью. Например,
    Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6 NaOH -> 3 Na 2 SO 4 +2 Fe(OH) 3

    18.7: Растворимость и рН — Химия LibreTexts

    Цели обучения

    • Понять, почему растворимость многих соединений зависит от рН. {-}}]\]

      Согласно принципу Ле Шателье, большее количество МА будет растворяться до тех пор, пока \(Q = K_{sp}\).{2+} (водн.) + 2HF (водн.) \label{17.20}\]

      В примере \(\PageIndex{1}\) показано, как рассчитать эффект растворимости при добавлении сильной кислоты к раствору малорастворимой соли.

      Малорастворимые соли, полученные из слабых кислот, имеют тенденцию быть более растворимыми в кислом растворе.

      Пример \(\PageIndex{1}\)

      Оксалат свинца (PbC 2 O 4 ), йодид свинца (PbI 2 ) и сульфат свинца (PbSO 4 ) довольно нерастворимы со значениями K sp .8 × 10 −10 , 9,8 × 10 −9 и 2,53 × 10 −8 соответственно. Как влияет на их относительную растворимость добавление сильной кислоты, например хлорной кислоты?

      Дано: K sp значения для трех соединений

      Запрашиваемый вопрос: относительная растворимость в растворе кислоты

      Стратегия:

      Напишите сбалансированное химическое уравнение растворения каждой соли. Поскольку на самое сильное сопряженное основание больше всего повлияет добавление сильной кислоты, определите относительную растворимость по относительной основности анионов.{2−}_{4(водн.)} \номер\]

      Добавление сильной кислоты окажет наибольшее влияние на растворимость соли, которая содержит сопряженное основание слабой кислоты в качестве аниона. Поскольку HI является сильной кислотой, мы предполагаем, что добавление сильной кислоты к насыщенному раствору PbI 2 не сильно повлияет на его растворимость; кислота просто диссоциирует с образованием H + (водн.) и соответствующего аниона. Напротив, оксалат представляет собой полностью депротонированную форму щавелевой кислоты (HO 2 CCO 2 H), которая является слабой дипротонной кислотой (p K a1 = 1.+ (водн.) \rightarrow HO_2CCO_2H (водн.) \номер\]

      Эти реакции уменьшатся [C 2 O 4 2 ], вызывая растворение большего количества оксалата свинца, чтобы уменьшить нагрузку на систему. -_{4(водн.)} \номер\]

      Поскольку HSO 4 имеет pKa 1.99, эта реакция будет лежать в основном влево, как написано. Следовательно, мы прогнозируем, что влияние добавленной сильной кислоты на растворимость PbSO 4 будет значительно меньше, чем для PbC 2 O 4 .

      Упражнение \(\PageIndex{1}\)

      Какая из следующих нерастворимых солей — AgCl, Ag 2 CO 3 , Ag 3 PO 4 и/или AgBr — будет значительно лучше растворима в 1,0 М HNO 3 , чем в чистой воде?

      Ответить

      Ag 2 CO 3 и Ag 3 PO 4

      Продукты растворимости и рН: https://youtu.быть/XJ0s5SATZgQ

      Пещеры и связанные с ними вершины и каменные шпили представляют собой один из наиболее впечатляющих примеров pH-зависимого равновесия растворимости (часть (a) на рисунке \(\PageIndex{1}\):). -_{3(водн.)} \rightleftharpoons CaCO_{3(s)} + CO_{2(g)} + H_2O (l) \label{17.24}\]

      Прямое направление — это та же самая реакция, которая образует твердое вещество, называемое накипью, в чайниках, кофеварках, водонагревателях, бойлерах и других местах, где постоянно нагревается жесткая вода.

      Рисунок \(\PageIndex{1}\): Химия образования пещер. (а) Эта пещера в Кампанете, Майорка, Испания, и связанные с ней образования являются примерами равновесия растворимости, зависящего от рН. (b) Пещера образуется, когда подземные воды, содержащие атмосферный CO 2 , образуя кислый раствор, растворяют известняк (CaCO 3 ) в процессе, который может занять десятки тысяч лет.Когда подземные воды просачиваются в пещеру, вода испаряется из раствора CaCO 3 в воде, богатой CO 2 , образуя пересыщенный раствор и сдвиг в равновесии, который вызывает осаждение CaCO 3 . Отложенный известняк в конечном итоге образует сталактиты и сталагмиты.

      Когда содержащий подземные воды атмосферный CO 2 (уравнения \(\ref{17.21}\) и \(\ref{17.22}\)) попадает в микроскопические трещины в известняковых отложениях, CaCO 3 растворяется в кислого раствора в обратном направлении уравнения \(\ref{17.24}\). Трещины постепенно увеличиваются от 10–50 мкм до 5–10 мм, и этот процесс может занять до 10 000 лет. В конце концов, примерно через 10 000 лет, образуется пещера. Грунтовые воды с поверхности просачиваются в пещеру и прилипают к потолку, где вода испаряется и вызывает сдвиг равновесия в уравнении \(\ref{17.24}\) вправо. Откладывается круглый слой твердого CaCO 3 , который в конечном итоге образует длинный полый шпиль из известняка, называемый сталактитом, который растет вниз с потолка.Ниже, там, где капли падают с потолка, аналогичный процесс вызывает рост другого шпиля, называемого сталагмитом. Те же самые процессы, которые создают ложбины под землей, работают и над землей, в некоторых случаях создавая фантастически запутанные ландшафты, такие как провинция Юньнань в Китае (рис. \(\PageIndex{2}\)).

      Рисунок \(\PageIndex{2}\): Равновесие растворимости при формировании карстовых ландшафтов. Ландшафты, такие как крутые известняковые вершины Каменного леса в провинции Юньнань, Китай, формируются в результате того же процесса, что и пещеры и связанные с ними образования.

      Кислотные, основные и амфотерные оксиды и гидроксиды

      Одна из самых ранних классификаций веществ была основана на их растворимости в кислом и щелочном растворе, что привело к классификации оксидов и гидроксидов как основных или кислых. Основные оксиды и гидроксиды либо реагируют с водой с образованием основного раствора, либо легко растворяются в водной кислоте. Кислотные оксиды или гидроксиды либо реагируют с водой с образованием кислого раствора, либо растворяются в водном основании.− (водный) \метка{17.25}\]

      \[SO_{3(g)} + H_2O(l) \rightarrow H_2SO_{4(aq)} \label{17.26}\]

      Оксид цезия реагирует с водой с образованием основного раствора гидроксида цезия, тогда как триоксид серы реагирует с водой с образованием раствора серной кислоты — действительно очень разные реакции

      Оксиды металлов обычно реагируют с водой с образованием основных растворов, тогда как оксиды неметаллов образуют кислые растворы.

      Разница в реакционной способности обусловлена ​​разницей в связывании двух видов оксидов.Из-за низкой электроотрицательности металлов в крайней левой части периодической таблицы их оксиды лучше всего рассматривать как содержащие дискретные катионы M n + и анионы O 2−. На другом конце спектра находятся оксиды неметаллов; из-за их более высокой электроотрицательности неметаллы образуют оксиды с ковалентными связями с кислородом. Однако из-за высокой электроотрицательности кислорода ковалентная связь между кислородом и другим атомом Е обычно поляризована: Е δ + –O δ− .Атом Е в этих оксидах действует как кислота Льюиса, которая реагирует с атомом кислорода воды с образованием оксокислоты. Оксиды металлов в высоких степенях окисления также имеют тенденцию быть кислотными оксидами по той же причине: они содержат ковалентные связи с кислородом. Примером кислого оксида металла является MoO 3 , который нерастворим как в воде, так и в кислоте, но растворяется в сильном основании с образованием растворов молибдат-иона (MoO 4 2 ):

      \[MoO_{3(т)} + 2OH^- (водн. {2-}_{4(водн.)} + H_2O (л) \label{17.27}\]

      Рисунок \(\PageIndex{3}\): Классификация оксидов элементов основной группы в зависимости от их кислотного или основного характера. В периодической таблице происходит постепенный переход от основных оксидов к кислотным оксидам из левого нижнего угла в правый верхний. Оксиды металлических элементов обычно представляют собой основные оксиды, которые либо реагируют с водой с образованием основного раствора, либо растворяются в водной кислоте. Напротив, оксиды неметаллических элементов представляют собой кислые оксиды, которые либо реагируют с водой с образованием кислого раствора, либо растворяются в водном основании.Оксиды промежуточного характера, называемые амфотерными оксидами, располагаются вдоль диагональной линии между двумя крайними точками. Амфотерные оксиды либо растворяются в кислоте с образованием воды, либо растворяются в щелочи с образованием растворимого комплексного иона. (Радиоактивные элементы не классифицируются.)

      Как показано на рисунке \(\PageIndex{3}\), происходит постепенный переход от основных оксидов металлов к кислым оксидам неметаллов по мере продвижения от левого нижнего угла к правому верхнему в периодической таблица, с широкой диагональной полосой оксидов промежуточного характера, разделяющей две крайности. Многие оксиды элементов этой диагональной области периодической таблицы растворимы как в кислых, так и в щелочных растворах; следовательно, они называются амфотерными оксидами (от греческого амфо, что означает «оба», как в амфипротном). Амфотерные оксиды либо растворяются в кислоте с образованием воды, либо растворяются в основании с образованием растворимого комплекса. Как показано в видео \(\PageIndex{1}\), например, смешивание амфотерного оксида Cr(OH) 3 (также пишется как Cr 2 O 3 • 3H 2 O) с водой дает мутная пурпурно-коричневая взвесь.-}}\mathrm{(aq)}\label{17.29}\]

      Видео \(\PageIndex{1}\): Гидроксид хрома(III) [Cr(OH) 3 или Cr 2 O 3 • 3H 2 O] является примером амфотерного Окись. Все три стакана изначально содержали суспензию коричневато-фиолетового Cr(OH) 3 (s) (в центре). Когда концентрированную кислоту (6 MH 2 SO 4 ) добавляли в химический стакан слева, Cr(OH) 3 растворялся с образованием фиолетового [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ ионов и воды. Добавление концентрированного основания (6 М NaOH) в стакан справа вызвало растворение Cr(OH) 3 с образованием зеленых ионов [Cr(OH) 4 ] . Более полное описание см. на странице https://www.youtube.com/watch?v=IQNcLH6OZK0

      .

      Пример \(\PageIndex{2}\)

      Гидроксид алюминия, обозначаемый как Al(OH) 3 или Al 2 O 3 •3H 2 O, является амфотерным. Напишите химические уравнения, описывающие растворение гидроксида алюминия в кислоте (а) и щелочи (б).

      Дано: амфотерное соединение

      Запрашиваемый вопрос: реакции растворения в кислоте и щелочи

      Стратегия:

      Руководствуясь уравнениями \(\ref{17.28}\) и \(\ref{17.29}\), запишите реакции растворения в растворах кислот и оснований.

      Раствор

      1. Кислота отдает протоны гидроксиду с образованием воды и гидратированного иона металла, поэтому гидроксиду алюминия, который содержит три иона OH на Al, требуется три иона H + :

      \[Al(OH)_{3(s)} + 3H^+ (водн. {3+} (водн.) + 3H_2O (l) \номер\]

      В водном растворе Al 3 + образует комплексный ион [Al(H 2 O) 6 ] 3+ .2_{−(водн.)} \номер\]

      Селективное осаждение с использованием pH

      Многие растворенные ионы металлов могут быть отделены селективным осаждением катионов из раствора при определенных условиях. В этом методе pH часто используется для контроля концентрации аниона в растворе, который определяет, какие катионы осаждаются.

      Концентрацию анионов в растворе часто можно контролировать, регулируя рН, что позволяет избирательно осаждать катионы.{2−}] \метка{17.33c}\]

      Таким образом, концентрации сульфидов от 1,6 × 10 -21 М до 8,0 × 10 -24 М осаждают из раствора CdS, но не ZnS. Как мы получаем такие низкие концентрации сульфида? Насыщенный водный раствор H 2 S содержит 0,10 М H 2 S при 20°C. Значение p K a1 для H 2 S равно 6,97, а p K a2 , соответствующее образованию [S 2− ], равно 12,90. − (водн.) \label{17.{−13} \метка{17.34d}\]

      Мы можем показать, что концентрация S 2− составляет 1,3 × 10 −13 , сравнивая K a1 и K a2 и учитывая, что вклад в [H + диссоциация HS пренебрежимо мала по сравнению с [H + ] из диссоциации H 2 S. Таким образом, подставляя 0,10 M в уравнение для K a1 для концентрации H 2 S, которая практически постоянна независимо от pH, дает следующее:

      \[K_{\textrm{a1}}=1.{2-}}]\]

      Хотя [S 2− ] в растворе H 2 S очень низкое (1,3 × 10 −13 M), барботирование H 2 S через раствор до насыщения приведет к осаждению ионов обоих металлов, поскольку тогда концентрация S 2– будет намного больше, чем 1,6 × 10 –21 М. Таким образом, мы должны отрегулировать [S 2– ], чтобы оставаться в желаемом диапазоне. Самый прямой способ сделать это — отрегулировать [H + ] добавлением кислоты в раствор H 2 S (вспомним принцип Ле Шателье), тем самым установив равновесие в уравнении \(\ref{17.+}]&=0.94\end{align} \label{17.38}\]

      Таким образом, добавление сильной кислоты, такой как HCl, чтобы сделать раствор 0,94 М в H + , предотвратит осаждение более растворимого ZnS, гарантируя, что менее растворимый CdS выпадет в осадок, когда раствор будет насыщен H 2 S.

      Пример \(\PageIndex{3}\)

      Раствор содержит 0,010 М Ca 2 + и 0,010 М La 3 + . Какая концентрация HCl необходима для осаждения La 2 (C 2 O 4 ) 3 • 9H 2 O но не Ca если концентрация щавелевой кислоты равна 1.0 М? K SP Значения 2,32 × 10 -9 для CA (C 2 O 4 ) и 2,5 × 10 -27 для La 2 (C 2 O 4 ) 3 ; p K a1 = 1,25 и p K a2 = 3,81 для щавелевой кислоты.

      Дано: концентрации катионов, K значения sp и концентрация и p K a значения для щавелевой кислоты

      Запрашиваемый: концентрация HCl, необходимая для селективного осаждения La

      Стратегия:

      1. Напишите каждое выражение произведения растворимости и рассчитайте концентрацию оксалата, необходимую для образования осадка.Определите диапазон концентраций, необходимый для селективного осаждения La 2 (C 2 O 4 ) 3 • 9H 2 O.
      2. Сложите уравнения первой и второй диссоциации щавелевой кислоты, чтобы получить общее уравнение диссоциации щавелевой кислоты до оксалата. Подставьте [ox 2 ], необходимое для осаждения La 2 (C 2 O 4 ) 3 • 9H 2 O, в общее уравнение диссоциации оксовой кислоты. {2−}] = (0.+}] &=\textrm{6.1 M}\end{align} \nonumber\]

        Таким образом, добавление достаточного количества HCl для получения [H + ] = 6,1 M вызовет осаждение только La 2 (C 2 O 4 ) 3 • 9H 2 O из раствора.

        Упражнение \(\PageIndex{3}\)

        Раствор содержит 0,015 М Fe 2 + и 0,015 М Pb 2 + . Какая концентрация кислоты необходима, чтобы Pb 2 + осаждался в виде PbS в насыщенном растворе H 2 S, а Fe 2 + не осаждался в виде FeS? K sp значения равны 6.3 · 10 −18 для FeS и 8,0 · 10 −28 для PbS.

        Ответить

        0,018 М В +

        Резюме

        Анион в труднорастворимых солях часто является сопряженным основанием слабой кислоты, которая может стать протонированной в растворе, поэтому растворимость простых оксидов и сульфидов, как сильных оснований, часто зависит от рН. Анион во многих труднорастворимых солях представляет собой сопряженное основание слабой кислоты.При низком pH протонирование аниона может резко увеличить растворимость соли. Оксиды могут быть классифицированы как кислотные оксиды или основные оксиды. Кислые оксиды либо реагируют с водой с образованием кислого раствора, либо растворяются в сильном основании; большинство кислотных оксидов представляют собой оксиды неметаллов или оксиды металлов в высоких степенях окисления. Основные оксиды либо реагируют с водой с образованием основного раствора, либо растворяются в сильной кислоте; большинство основных оксидов представляют собой оксиды металлических элементов. Оксиды или гидроксиды, растворимые как в кислых, так и в щелочных растворах, называются амфотерными оксидами.Большинство элементов, оксиды которых проявляют амфотерное поведение, расположены вдоль диагональной линии, разделяющей металлы и неметаллы в таблице Менделеева. В растворах, которые содержат смеси растворенных ионов металлов, рН можно использовать для контроля концентрации анионов, необходимой для селективного осаждения желаемого катиона.

        Авторы и авторство

        C5.5 — Соли из нерастворимых оснований (завершено) Flashcards by Pavel _

        Геном знаний Brainscape

        TM

        Просмотрите более 1 миллиона курсов, созданных лучшими студентами, профессорами, издателями и экспертами.

        • Вступительные экзамены
        • Экзамены уровня А

        • Экзамены AP

        • Экзамены GCSE

        • Вступительные экзамены в аспирантуру

        • Экзамены IGCSE

        • Международный Бакалавриат

        • Национальные 5 экзаменов

        • Вступительные экзамены в университет

        • Профессиональные сертификаты
        • экзамен на адвоката

        • Драйверы Эд

        • Финансовые экзамены

        • Сертификаты управления

        • Медицинские и сестринские сертификаты

        • Военные экзамены

        • MPRE

        • Другие сертификаты

        • Технологические сертификаты

        • TOEFL

        • Вино и спиртные напитки

        • Иностранные языки
        • арабский

        • китайский язык

        • Французский

        • Немецкий

        • иврит

        • итальянский

        • японский язык

        • корейский язык

        • Лингвистика

        • Другие иностранные языки

        • португальский

        • русский

        • испанский язык

        • TOEFL

        • Наука
        • Анатомия

        • астрономия

        • Биохимия

        • Биология

        • Клеточная биология

        • Химия

        • наука о планете Земля

        • Наука об окружающей среде

        • Генетика

        • Геология

        • Наука о жизни

        • Морская биология

        • метеорология

        • микробиология

        • Молекулярная биология

        • Естественные науки

        • Океанография

        • Органическая химия

        • Периодическая таблица

        • Физическая наука

        • Физика

        • физиология

        • Наука о растениях

        • Класс науки

        • Зоология

        • Английский
        • Американская литература

        • Британская литература

        • Классические романы

        • Писательское творчество

        • английский

        • Английская грамматика

        • Вымысел

        • Высший английский

        • Литература

        • Средневековая литература

        • Акустика

        • Поэзия

        • Пословицы и идиомы

        • Шекспир

        • Написание

        • Словарь Строитель

        • Гуманитарные и социальные науки
        • Антропология

        • Гражданство

        • гражданские права

        • Классика

        • Коммуникации

        • Консультирование

        • уголовное правосудие

        • География

        • История

        • Философия

        • Политическая наука

        • Психология

        • Религия и Библия

        • Социальные исследования

        • Социальная работа

        • Социология

        • Математика
        • Алгебра

        • Алгебра 2

        • Арифметика

        • Исчисление

        • Геометрия

        • Линейная алгебра

        • Математика

        • Таблицы умножения

        • Предварительный расчет

        • Вероятность

        • Статистические методы

        • Статистика

        • Тригонометрия

        • Медицина и уход
        • Анатомия

        • Системы тела

        • Стоматология

        • Медицинские курсы и предметные области

        • Медицинские осмотры

        • Медицинские специальности

        • Медицинская терминология

        • Разные темы по здравоохранению

        • Курсы медсестер и предметные области

        • Сестринские специальности

        • Другие области здравоохранения

        • Фармакология

        • физиология

        • Радиология и диагностическая визуализация

        • Ветеринарный

        • Профессии
        • АСВАБ

        • Автомобильный

        • Авиация

        • Парикмахерская

        • Катание на лодках

        • Косметология

        • Бриллианты

        • Электрический

        • Электрик

        • Пожаротушение

        • Садоводство

        • Домашняя экономика

        • Садоводство

        • ОВКВ

        • Дизайн интерьера

        • Ландшафтная архитектура

        • Массажная терапия

        • Металлургия

        • Военный

        • Борьба с вредителями

        • Сантехника

        • Полицейская

        • Сточные Воды

        • Сварка

        • Закон
        • Австралийский закон

        • Банкротство

        • экзамен на адвоката

        • Бизнес Закон

        • Калифорнийский экзамен на адвоката

        • Экзамен CIPP

        • Гражданский процесс

        • Конституционное право

        • Договорное право

        • Корпоративное право

        • Уголовное право

        • Свидетельство

        • Семейное право

        • Экзамен на адвоката во Флориде

        • Страховое право

        • Интеллектуальная собственность

        • Международный закон

        • Закон

        • Закон и этика

        • Правовые исследования

        • Судебные разбирательства

        • МБЭ

        • MPRE

        • Фармацевтическое право

        • Имущественное право

        • Закон о недвижимости

        • Техасский экзамен на адвоката

        • Правонарушения

        • Трасты и поместья

        • Здоровье и фитнес
        • Альтернативная медицина

        • Класс здоровья и фитнеса

        • Здоровье и развитие человека

        • Урок здоровья

        • Наука о здоровье

        • Развитие человека

        • Рост и развитие человека

        • Душевное здоровье

        • Здравоохранение

        • НАСМ СРТ

        • Спорт и кинезиология

        • Йога

        • Тренер по здоровью ACE

        • Бизнес и финансы
        • Бухгалтерский учет

        • Бизнес

        • экономика

        • Финансы

        • Управление

        • Маркетинг

        • Недвижимость

        • Технологии и инженерия
        • Архитектура

        • Биотехнология

        • Компьютерное программирование

        • Информатика

        • Инжиниринг

        • Графический дизайн

        • Информационная безопасность

        • Информационные технологии

        • Информационные системы управления

        • Еда и напитки
        • Бармен

        • приготовление еды

        • Кулинарное искусство

        • гостеприимство

        • Питание

        • Вино и спиртные напитки

        • Изобразительное искусство
        • Изобразительное искусство

        • История искусства

        • танец

        • Музыка

        • Другое изобразительное искусство

        • Случайное знание
        • Астрология

        • Блэк Джек

        • Культурная грамотность

        • Реабилитация знаний

        • Мифология

        • Национальные столицы

        • Люди, которых вы должны знать

        • Покер

        • Чаша викторины

        • Спортивные мелочи

        • Карты Таро

        Посмотреть полный указатель

        Кислоты и основания в воде

        Кислоты и основания растворяются в воде и, поскольку они увеличивают концентрацию либо протонов, либо гидроксид-ионов, подавляют самоионизацию воды.

        Для любой кислоты K a является константой равновесия реакции диссоциации кислоты в воде. На этой веб-странице приведен список значений K и при комнатной температуре. Обратите внимание, что и A , и H + окружены и стабилизированы молекулами воды. Мы также можем записать их как [A(H 2 O) x ] , [H(H 2 O) x ] + или A (aq)

        11

        11 . H (водный) + .

        pH и pOH часто используются для описания растворов кислот и оснований в воде. В чистой воде концентрация сольватированных протонов равна концентрации сольватированных анионов гидроксида, а pH равен 7. Кислые растворы имеют более низкий pH, а основные растворы — более высокий.




        Сильные кислоты

        Сильные кислоты полностью диссоциируют в водном растворе и имеют отрицательные значения K a . Можно считать, что [Н + ] в растворе сильной кислоты равно исходной концентрации кислоты. К сильным кислотам относятся:
        • хлорная, HClO 4
        • йодистоводородная, HI
        • бромистоводородная, HBr
        • соляная, HCl
        • серная, H 2 SO 4
        • азотная, HNO 3



        Слабые кислоты

        Слабые кислоты лишь частично диссоциируют в водном растворе. Значения K a описывают равновесие, а pK a = -log(K a ). Некоторые из слабых кислот приведены в таблице ниже.


        Прочные основания

        Сильные гидроксидные основания полностью диссоциируют в водном растворе. Другие сильные основания полностью реагируют с водой. К сильным основаниям относятся NaOH, LiOH, Ca(OH) 2 , NaNH 2 .

        Слабое основание

        Слабые основания находятся в равновесии с водой. Значения K b описывают равновесие, а pK b = -log(K b ).

        Некоторые слабые базы указаны в таблице ниже.

        Основание Реакция ПК б
        НХ 3 NH 3 + H 2 O NH 4 + + HO 4.76
        ГС HS + H 2 O H 2 S + HO 7
        СО 3 -2 CO 3 -2 + H 2 O HCO 3 + HO 3,75
        СО 4 -2 SO 4 -2 + H 2 O HSO 3 -2 + HO 12.01



        Буферы

        Раствор, содержащий слабую кислоту и сопряженную с ней кислоту, сопротивляется изменению pH при добавлении небольших количеств кислоты или основания.

        Добавить комментарий

        Ваш адрес email не будет опубликован.

        2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
        тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск