Topne in netopne baze. Razlogi: razvrstitev in kemijske lastnosti

Eden od razredov kompleksnih anorganskih snovi so baze. To so spojine, ki vsebujejo kovinske atome in hidroksilno skupino, ki se pri interakciji z drugimi snovmi lahko odcepijo.

Struktura

Baze lahko vsebujejo eno ali več hidrokso skupin. Splošna osnovna formula je Me (OH) x. Kovinski atom je vedno en, število hidroksilnih skupin pa je odvisno od valence kovine. V tem primeru je valenca skupine OH vedno I. Na primer, v spojini NaOH je valenca natrija I, zato obstaja ena hidroksilna skupina. Pri bazi Mg (OH) 2 je valenca magnezija II, Al (OH) 3 je valenca aluminija III.

Število hidroksilnih skupin se lahko razlikuje v spojinah s kovinami s spremenljivo valenco. Na primer, Fe (OH) 2 in Fe (OH) 3. V takih primerih je valenca navedena v oklepaju za imenom - železov (II) hidroksid, železov (III) hidroksid.

Fizične lastnosti

Učinkovitost in aktivnost podlage sta odvisna od kovine. Večina baz je trdnih snovi belo brez vonja. Vendar pa nekatere kovine dajejo snovi značilno barvo. Na primer, CuOH je rumena, Ni (OH) 2 je svetlo zelena, Fe (OH) 3 je rdeče-rjava.

riž. 1. Trdne alkalije.

Pogledi

Podlage so razvrščene po dveh kriterijih:

• po številu OH skupin- eno- in večkislinsko;
• po topnosti v vodi- alkalije (topne) in netopne.

Alkalije tvorijo alkalijske kovine - litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb) in cezij (Cs). Poleg tega se zemeljskoalkalijske kovine, kot so kalcij (Ca), stroncij (Sr) in barij (Ba), imenujejo aktivne kovine, ki tvorijo alkalije.

Ti elementi tvorijo naslednje osnove:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca (OH) 2;
• Sr(OH)2;
• Ba (OH) 2.

Vse druge baze, na primer Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, so netopne.

Na drug način se alkalije imenujejo močne baze, netopne pa šibke baze. Pri elektrolitična disociacija alkalije hitro opustijo hidroksilno skupino in hitreje reagirajo z drugimi snovmi. Netopen oz šibke temelje manj aktiven, ker ne opustite hidroksilne skupine.

riž. 2. Razvrstitev razlogov.

Posebno mesto v sistematizaciji anorganskih snovi zasedajo amfoterni hidroksidi. Vzajemno delujejo tako s kislinami kot bazami, t.j. se obnašajo kot alkalija ali kislina, odvisno od pogojev. Sem spadajo Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Pb (OH) 2, Cr (OH) 3, Be (OH) 2 in druge baze.

Prejemanje

Podlaga dobi različne poti... Najpreprostejša je interakcija kovine z vodo:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.

Alkalije nastanejo kot posledica interakcije oksida z vodo:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Netopne baze dobimo kot rezultat interakcije alkalij s solmi:

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

Kemijske lastnosti

Glavni Kemijske lastnosti podlage so opisane v tabeli.

S pomočjo indikatorja se izvede test za določitev razreda osnove. Pri interakciji z bazo lakmus postane moder, fenolftalein - malina, metil oranžna - rumena.

riž. 3. Reakcija indikatorjev na baze.

Kaj smo se naučili?

Iz pouka kemije 8. razreda so spoznali značilnosti, razvrstitev in interakcijo baz z drugimi snovmi. Baze so kompleksne snovi, sestavljene iz kovine in hidroksilne skupine OH. Delimo jih na topne ali alkalne in netopne. Alkalije so bolj agresivne baze, ki hitro reagirajo z drugimi snovmi. Baze dobimo z interakcijo kovine ali kovinskega oksida z vodo, pa tudi z reakcijo soli in alkalij. Baze reagirajo s kislinami, oksidi, solmi, kovinami in nekovinami ter pri visokih temperaturah razpadejo.

Test po temi

Ocena poročila

Povprečna ocena: 4.5. Skupno prejetih ocen: 135.

Kovina in hidroksilna skupina (OH). Na primer, natrijev hidroksid - NaOH, kalcijev hidroksid - pribl(OH) 2 , barijev hidroksid - Ba(OH) 2 itd.

Pridobivanje hidroksidov.

1. Reakcija izmenjave:

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

2. Elektroliza vodnih raztopin soli:

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

3. Interakcija zemeljskoalkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ali njihovih oksidov z vodo:

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

Kemijske lastnosti hidroksidov.

1. Hidroksidi so alkalne narave.

2. Hidroksidi se raztopijo v vodi (alkaliji) in so netopne. na primer KOH- se raztopi v vodi in pribl(OH) 2 - rahlo topen, ima belo raztopino. Kovine 1. skupine periodnega sistema D.I. Mendelejev daje topne baze (hidrokside).

3. Hidroksidi se pri segrevanju razgradijo:

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

4. Alkalije reagirajo s kislimi in amfoternimi oksidi:

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

5. Alkalije lahko različno reagirajo z nekaterimi nekovinami pri različnih temperaturah:

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

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

6. Interakcija s kislinami:

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

a) pridobivanje razlogov.

1) Splošna metoda za pridobivanje baz je izmenjava, s pomočjo katere lahko dobimo tako netopne kot topne baze:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu (OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 = 2KON + BaCO 3 .

Ko s to metodo pridobimo topne baze, se obori netopna sol.

2) Alkalije lahko dobimo tudi z interakcijo alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ali njihovih oksidov z vodo:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2,

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.

3) Alkalije v tehnologiji se običajno pridobivajo z elektrolizo vodnih raztopin kloridov:

b)kemičnilastnosti baz.

1) Najbolj značilna reakcija baz je njihova interakcija s kislinami - reakcija nevtralizacije. Vanjo vstopajo tako alkalije kot netopne baze:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O.

2) Zgoraj je bilo prikazano, kako alkalije medsebojno delujejo s kislimi in amfoternimi oksidi.

3) Ko alkalije sodelujejo s topnimi solmi, nastaneta nova sol in nova baza. Takšna reakcija se konča šele, ko se obori vsaj ena od dobljenih snovi.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Pri segrevanju se večina baz, razen hidroksidov alkalijskih kovin, razpade na ustrezen oksid in vodo:

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

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

KISLINE - kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz enega ali več atomov vodika in kislinskega ostanka. Sestavo kislin je mogoče izraziti splošna formula H x A, kjer je A kisli ostanek. Atome vodika v kislinah je mogoče zamenjati ali zamenjati za kovinske atome in tako tvorijo soli.

Če kislina vsebuje en tak atom vodika, potem je to enobazna kislina (HCl - klorovodikova, HNO 3 - dušikova, HClO - hipoklorovita, CH 3 COOH - ocetna); dva vodikova atoma - dvobazične kisline: H 2 SO 4 - žveplova, H 2 S - vodikov sulfid; trije vodikovi atomi so tribazni: H 3 PO 4 - ortofosforni, H 3 AsO 4 - orto-arzen.

Glede na sestavo kislega ostanka delimo kisline na anoksične (H 2 S, HBr, HI) in kisikove (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). V molekulah kislin, ki vsebujejo kisik, so vodikovi atomi preko kisika povezani z osrednjim atomom: H - O - E. Imena anoksičnih kislin so tvorjena iz korena ruskega imena nekovine, veznega samoglasnika - O- in besede "vodik" (H 2 S - vodikov sulfid). Imena kislin, ki vsebujejo kisik, so podana takole: če je nekovina (redkeje kovina), ki je del kislinskega ostanka v najvišja stopnja oksidacije, nato se korenu ruskega imena elementa dodajo pripone -n-, -ev-, ali - ov- in nadaljnji konec -in jaz-(H 2 SO 4 - žveplov, H 2 CrO 4 - krom). Če je oksidacijsko stanje osrednjega atoma nižje, potem končnica -ist-(H 2 SO 3 - žveplov). Če nekovina tvori vrsto kislin, uporabite druge pripone (HClO - klor ovist ah, HClO 2 - klor ist ah, HClO 3 - klor jajčaste oblike ah, HClO 4 - klor n in jaz).

Z
Z vidika teorije elektrolitske disociacije so kisline elektroliti, ki disociirajo v vodni raztopini s tvorbo samo vodikovih ionov kot kationov:

V x A xH + + A x-

Prisotnost ionov H + je povzročila spremembo barve indikatorjev v kislinskih raztopinah: lakmus (rdeča), metil oranžna (roza).

Pridobivanje in lastnosti kislin

a) pridobivanje kislin.

1) Anoksične kisline lahko pridobimo z neposredno kombinacijo nekovin z vodikom in naknadnim raztapljanjem ustreznih plinov v vodi:

2) Kisline, ki vsebujejo kisik, se pogosto lahko pridobijo z interakcijo kislinskih oksidov z vodo.

3) Anoksične kisline in kisline, ki vsebujejo kisik, lahko pridobimo z izmenjavo reakcij med solmi in drugimi kislinami:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (par.) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (trden) + H 2 SO 4 (konc.) = HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3,

4) V nekaterih primerih se lahko za pridobivanje kislin uporabijo redoks reakcije:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) kemične lastnosti kislin.

1) Kisline medsebojno delujejo z bazami in amfoternimi hidroksidi. V tem primeru lahko praktično netopne kisline (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) reagirajo le s topnimi alkalijami.

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

2) Interakcija kislin z bazičnimi in amfoternimi oksidi je obravnavana zgoraj.

3) Interakcija kislin s solmi je reakcija izmenjave s tvorbo soli in vode. Ta reakcija se konča, če je produkt reakcije netopna ali hlapna snov ali šibek elektrolit.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Interakcija kislin s kovinami je redoks proces. Reducir - kovina, oksidant - vodikovi ioni (neoksidirajoče kisline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razredčen), H 3 PO 4) ali anion kislinskega ostanka (sredstva za oksidacijo kisline: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (konec in razcep)). Produkti reakcije interakcije neoksidirajočih kislin s kovinami, ki stojijo v nizu napetosti do vodika, so sol in plinasti vodik:

Zn + H 2 SO 4 (razredčen) = ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 

Oksidacijske kisline medsebojno delujejo s skoraj vsemi kovinami, vključno s tistimi z nizko aktivnostjo (Cu, Hg, Ag), in nastanejo produkti redukcije kislinskega aniona, sol in voda:

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konc) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERSKI HIDROKSIDI kažejo kislinsko-bazično dvojnost: reagirajo s kislinami kot bazami:

2Cr (OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

in z bazami - kot kisline:

Cr (OH) 3 + NaOH = Na (reakcija poteka v alkalijski raztopini);

Cr (OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija poteka med trdnimi snovmi med fuzijo).

Amfoterni hidroksidi tvorijo soli z močnimi kislinami in bazami.

Tako kot drugi netopni hidroksidi se tudi amfoterni hidroksidi pri segrevanju razgradijo v oksid in vodo:

Be (OH) 2 = BeO + H 2 O.

SOLI- ionske spojine, sestavljene iz kovinskih kationov (ali amonija) in anionov kislih ostankov. Vsako sol lahko obravnavamo kot produkt reakcije nevtralizacije baze s kislino. Glede na razmerje vzete kisline in baze dobimo soli: povprečno(ZnSO 4, MgCl 2) - produkt popolne nevtralizacije baze s kislino, kislo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s presežkom kisline, glavni(CuOHCl, AlOHSO 4) - s presežkom baze.

Po mednarodni nomenklaturi so imena soli sestavljena iz dveh besed: imen kislinskega aniona v imeniku in kovinskega kationa v genitivu, ki označuje njegovo oksidacijsko stanje, če je spremenljivka, z rimskimi številkami v oklepaju. . Na primer: Cr 2 (SO 4) 3 - krom (III) sulfat, AlCl 3 - aluminijev klorid. Imena kislih soli nastanejo z dodatkom besede hidro- oz dihidro-(odvisno od števila vodikovih atomov v hidroanionu): Ca (HCO 3) 2 - kalcijev bikarbonat, NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat. Imena osnovnih soli nastanejo z dodatkom besede hidroksi oz dihidrokso: (AlOH) Cl 2 - aluminijev hidroksoklorid, 2 SO 4 - krom (III) dihidroksosulfat.

Pridobivanje in lastnosti soli

a ) kemične lastnosti soli.

1) Interakcija soli s kovinami je redoks proces. V tem primeru kovina, ki stoji levo v elektrokemični seriji napetosti, iz raztopine njihovih soli izpodrine naslednje:

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine se ne uporabljajo za redukcijo drugih kovin iz vodnih raztopin njihovih soli, saj medsebojno delujejo z vodo in izpodrivajo vodik:

2Na + 2H 2 O = H 2  + 2NaOH.

2) Interakcija soli s kislinami in alkalijami je bila obravnavana zgoraj.

3) Interakcija soli med seboj v raztopini je nepovratna le, če je eden od produktov rahlo topna snov:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza soli - izmenjava razgradnje nekaterih soli z vodo. Hidroliza soli bo podrobneje obravnavana v temi "elektrolitska disociacija".

b) metode pridobivanja soli.

V laboratorijski praksi se običajno uporabljajo naslednje metode pridobivanja soli, ki temeljijo na kemičnih lastnostih različnih razredov spojin in preprostih snovi:

1) Interakcija kovin z nekovinami:

Cu + Cl 2 = CuCl 2,

2) Interakcija kovin z raztopinami soli:

Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.

3) Interakcija kovin s kislinami:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

4) Interakcija kislin z bazami in amfoternimi hidroksidi:

3HCl + Al (OH) 3 = AlCl 3 + 3H2O.

5) Interakcija kislin z bazičnimi in amfoternimi oksidi:

2HNO 3 + CuO = Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Interakcija kislin s solmi:

HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3.

7) Interakcija alkalij s solmi v raztopini:

3KOH + FeCl 3 = Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Interakcija dveh soli v raztopini:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Interakcija alkalij s kislimi in amfoternimi oksidi:

Ca (OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

10) Medsebojno delovanje različnih oksidov med seboj:

CaO + CO 2 = CaCO 3.

Soli se naravno pojavljajo v obliki mineralov in kamnin, raztopljenih v vodi oceanov in morij.

Razdelitev baz v skupine po različnih značilnostih je prikazana v tabeli 11.

Tabela 11
Osnovna klasifikacija

Vse baze, razen raztopine amoniaka v vodi, so trdne snovi različne barve... Na primer, kalcijev hidroksid Ca (OH) 2 je bel, bakrov (II) hidroksid Cu (OH) 2 modra, nikelj (II) hidroksid Ni (OH) 2 Zelena barva, železov (III) hidroksid Fe (OH) 3 rdečerjav itd.

Vodna raztopina amoniaka NH 3 H 2 O za razliko od drugih baz ne vsebuje kovinskih kationov, temveč kompleksen enonabitni amonijev kation NH - 4 in obstaja samo v raztopini (ta raztopina vam je znana kot amoniak). Z lahkoto se razgradi v amoniak in vodo:

Ne glede na to, kako različne so baze, so vse sestavljene iz kovinskih ionov in hidroksilnih skupin, katerih število je enako oksidacijskemu stanju kovine.

Vse baze, predvsem pa alkalije (močni elektroliti), med disociacijo tvorijo hidroksidne ione OH, ki določajo številne splošne lastnosti: milnost na dotik, spremembo barve indikatorjev (lakmus, metil oranžna in fenolftalein), interakcija z drugimi snovi.

Tipične bazne reakcije

Prva reakcija (univerzalna) je bila obravnavana v § 38.

Laboratorijski poskus št. 23
Interakcija alkalij s kislinami

Zapišite dve enačbi molekularne reakcije, katerih bistvo je izraženo z naslednjo ionsko enačbo:

H + + OH - = H 2 O.

Zaženite reakcije, enačbe, ki ste jih naredili. Zapomnite si, katere snovi (razen kislin in alkalij) so potrebne za opazovanje teh kemičnih reakcij.

Druga reakcija poteka med alkalijami in oksidi nekovin, ki ustrezajo kislinam, npr.

V skladu z

itd.

Ko oksidi reagirajo z bazami, nastanejo soli ustreznih kislin in vode:

riž. 141.
Interakcija alkalije z nekovinskim oksidom

Laboratorijski poskus št. 24
Interakcija alkalij z nekovinskimi oksidi

Ponovite izkušnjo, ki ste jo naredili prej. V epruveto nalijemo 2-3 ml bistre raztopine apnene vode.

Vanjo položite slamico za sok, ki deluje kot cev za izpust plina. Skozi raztopino nežno vpihnite izdihani zrak. Kaj gledaš?

Zapišite enačbo molekularne in ionske reakcije.

riž. 142.
Interakcija alkalij s solmi:
a - s tvorbo oborine; b - s tvorbo plina

Tretja reakcija je tipična reakcija ionske izmenjave in se pojavi le, če je rezultat oborina ali se sprosti plin, na primer:

Laboratorijski poskus št. 25
Interakcija alkalij s solmi

V tri epruvete izlijte 1-2 ml raztopin snovi v parih: 1. epruveta - natrijev hidroksid in amonijev klorid; 2. epruveta - kalijev hidroksid in železov (III) sulfat; 3. cev - natrijev hidroksid in barijev klorid.

Vsebino 1. epruvete segrejte in po vonju prepoznajte enega od reakcijskih produktov.

Oblikujte sklep o možnosti interakcije alkalij s solmi.

Netopne baze se pri segrevanju razgradijo v kovinski oksid in vodo, kar ni značilno za alkalije, npr.

Fe (OH) 2 = FeO + H 2 O.

Laboratorijski poskus št. 26
Priprava in lastnosti netopnih baz

V dve epruveti nalijemo 1 ml raztopine bakrovega (II) sulfata ali klorida. V vsako epruveto dodajte 3-4 kapljice raztopine natrijevega hidroksida. Opiši nastali bakrov (II) hidroksid.

Opomba... Epruvete z dobljenim bakrovim (II) hidroksidom pustimo za naslednje poskuse.

Narišite molekularne in ionske enačbe izvedene reakcije. Navedite vrsto reakcije na podlagi "števila in sestave izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov."

V eno od epruvet z bakrovim (II) hidroksidom, pridobljenim v prejšnjem poskusu, dodamo 1-2 ml klorovodikove kisline. Kaj gledaš?

S pipeto na stekleno ali porcelanasto ploščo nanesemo 1–2 kapljici nastale raztopine in s kleščami za lonček nežno izparimo. Preglejte kristale, ki nastanejo. Upoštevajte njihovo barvo.

Narišite molekularne in ionske enačbe izvedene reakcije. Navedite vrsto reakcije na podlagi števila in sestave izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov, udeležbe katalizatorja in reverzibilnosti kemične reakcije.

Eno od epruvet segrejte z bakrovim hidroksidom, ki ste ga dobili prej ali ga je dal učitelj () (slika 143). Kaj gledaš?

riž. 143.
Razpad bakrovega (II) hidroksida pri segrevanju

Sestavite enačbo izvedene reakcije, navedite pogoj njenega pojava in vrsto reakcije glede na znake "število in sestava začetnih snovi in ​​reakcijskih produktov", "sprostitev ali absorpcija toplote" in "reverzibilnost kemična reakcija".

Ključne besede in besedne zveze

1. Razvrstitev baz.
2. Značilne lastnosti baz: njihova interakcija s kislinami, oksidi nekovin, solmi.
3. Tipična lastnost netopnih baz: razpad pri segrevanju.
4. Pogoji za tipične bazne reakcije.

Delo z računalnikom

1. Prosimo, glejte elektronsko prilogo. Preučite snov v lekciji in dokončajte predlagane naloge.
2. Po internetu poiščite e-poštne naslove, ki lahko služijo kot dodaten vir za razkrivanje vsebine ključnih besed in besednih zvez v odstavku. Ponudite učitelju pomoč pri pripravi nove lekcije – objavite ključne besede in stavki naslednjega odstavka.

Vprašanja in naloge