Aluste füüsikalised ja keemilised omadused. Aluste keemilised omadused Aluste üldised keemilised omadused

Alused (hüdroksiidid)– kompleksained, mille molekulid sisaldavad ühte või mitut hüdroksü-OH rühma. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca(OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.

Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalliga, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (ammoniaagile vee lisamise reaktsioon):

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

Hüdroksürühma valents on 1. Arv hüdroksüülrühmad alusmolekulis oleneb metalli valentsist ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 jne.

Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.

Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on “seebised”, katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.

Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis toimivad hapetega suhtlemisel alustena ja käituvad leelistega nagu happed.

Erinevatel alustel on hüdroksürühmade eemaldamise võime erinev, seega jagunevad need tugevateks ja nõrkadeks alusteks.

Tugevad alused sisse vesilahused kergesti loobuvad oma hüdroksürühmadest, kuid nõrgad mitte.

Aluste keemilised omadused

Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.

1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad värvi sõltuvalt interaktsioonist erinevatega kemikaalid. Neutraalsetes lahustes on neil üht värvi, happelistes lahustes teist värvi. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin muutub fuksiaks.

2. Koostoime happeoksiididega koos soola ja vee moodustumine:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse reaktsiooni happega nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reageerib sooladega uue soola ja aluse moodustamine:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Kuumutamisel võivad need laguneda veeks ja peamiseks oksiidiks:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Kas teil on endiselt küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendajalt abi saamiseks -.
Esimene tund on tasuta!

blog.site, materjali täielikul või osalisel kopeerimisel on vaja linki algallikale.

MÄÄRATLUS

Põhjused nimetatakse elektrolüütideks, mille dissotsiatsioonil moodustuvad negatiivsetest ioonidest ainult OH-ioonid:

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH - ;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH - .

Kõik anorgaanilised alused liigitatakse vees lahustuvateks (leelisteks) - NaOH, KOH ja vees lahustumatuteks (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2). Sõltuvalt keemilistest omadustest eristatakse aluste hulgas amfoteerseid hüdroksiide.

Aluste keemilised omadused

Kui indikaatorid toimivad anorgaaniliste aluste lahustele, muutub nende värvus, nii et kui alus lahusesse satub, muutub lakmus siniseks, metüüloranž kollaseks ja fenoolftaleiin karmiinpunaseks.

Anorgaanilised alused on võimelised reageerima hapetega, moodustades soola ja vett, ning vees lahustumatud alused reageerivad ainult vees lahustuvate hapetega:

Cu(OH)2↓ + H2SO4 = CuSO4 +2H2O;

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.

Vees lahustumatud alused on termiliselt ebastabiilsed, s.t. Kuumutamisel lagunevad need oksiidideks:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

Mg(OH)2 = MgO + H2O.

Leelised (veeslahustuvad alused) reageerivad happeliste oksiididega, moodustades soolasid:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

Leelised on samuti võimelised astuma interaktsioonireaktsioonidesse (ORR) mõne mittemetalliga:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2.

Mõned alused astuvad vahetusreaktsioonidesse sooladega:

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4 ↓.

Amfoteersed hüdroksiidid (alused) avaldavad ka nõrkade hapete omadusi ja reageerivad leelistega:

Al(OH)3 + NaOH = Na.

Amfoteersed alused hõlmavad alumiiniumi ja tsinkhüdroksiide. kroom (III) jne.

Aluste füüsikalised omadused

Enamik aluseid on tahked ained, mille lahustuvus vees on erinev. Leelised on vees lahustuvad alused, mis on enamasti valged tahked ained. Vees lahustumatud alused võivad olla erineva värvusega, näiteks raud(III)hüdroksiid on pruun tahke aine, alumiiniumhüdroksiid on valge ja vask(II)hüdroksiid on sinine tahke aine.

Põhjuste leidmine

Põhjused saavad erinevaid viise Näiteks vastavalt reaktsioonile:

- vahetada

CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ;

K 2CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;

— aktiivsete metallide või nende oksiidide vastastikmõjud veega

2Li + 2H2O → 2LiOH +H2;

BaO + H2O → Ba(OH)2↓;

— soolade vesilahuste elektrolüüs

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Arvutage 23,4 g kaaluva alumiiniumhüdroksiidi lagunemisreaktsiooni põhjal alumiiniumoksiidi praktiline mass (sihtprodukti saagis on 92%).
Lahendus	Kirjutame reaktsioonivõrrandi: 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O. Alumiiniumhüdroksiidi molaarmass arvutatud tabeli järgi keemilised elemendid DI. Mendelejev – 78 g/mol. Leiame alumiiniumhüdroksiidi koguse: v(Al(OH)3) = m(Al(OH)3)/M(Al(OH)3); v(Al(OH)3) = 23,4/78 = 0,3 mol. Vastavalt reaktsioonivõrrandile v(Al(OH) 3): v(Al 2 O 3) = 2:1, seega on alumiiniumoksiidi aine kogus: v(Al203) = 0,5 × v(Al(OH)3); v(Al2O3) = 0,5 × 0,3 = 0,15 mol. Alumiiniumoksiidi molaarmass, mis on arvutatud D.I. keemiliste elementide tabeli abil. Mendelejev – 102 g/mol. Leiame alumiiniumoksiidi teoreetilise massi: m(Al 2O 3) th = 0,15 × 102 = 15,3 g. Seejärel on alumiiniumoksiidi praktiline mass: m(Al2O3)pr = m(Al2O3)th × 92/100; m(Al 2O 3) pr = 15,3 × 0,92 = 14 g.
Vastus	Alumiiniumoksiidi kaal - 14 g.

NÄIDE 2

Harjutus

Tehke rida teisendusi: Fe → FeCl 2 → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → Fe(NO 3) 3

Kaasaegne keemiateadus esindab paljusid erinevaid harusid ning igaühel neist on lisaks teoreetilisele alusele suur rakenduslik ja praktiline tähendus. Mida iganes te puudutate, on kõik teie ümber keemiatoode. Peamised sektsioonid on anorgaanilised ja orgaaniline keemia. Mõelgem, millised peamised ainete klassid on klassifitseeritud anorgaanilisteks ja millised omadused neil on.

Anorgaaniliste ühendite peamised kategooriad

Nende hulka kuuluvad järgmised:

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

Kõiki klasse esindavad mitmesugused anorgaanilise iseloomuga ühendid ja need on olulised peaaegu igas inimese majandus- ja tööstustegevuse struktuuris. Uuritakse kõiki nendele ühenditele iseloomulikke põhiomadusi, nende esinemist looduses ja nende valmistamist koolikursus 8-11 klassis on keemia kohustuslik.

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

Ühendite rühm - oksiidid

4. Reaktsioonid, mille tulemusena elemendid muudavad CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reaktiivvesi: hapete moodustumine (SiO 2 erand)

CO + vesi = hape

2. Reaktsioonid alustega:

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

3. Reaktsioonid aluseliste oksiididega: soolade moodustumine

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

4. OVR reaktsioonid:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

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

1. Hapetega: soolade ja vee moodustumine

AO + hape = sool + H2O

2. Alustega (leelised): hüdroksokomplekside moodustumine

Al 2 O 3 + LiOH + vesi = Li

3. Reaktsioonid happeoksiididega: soolade saamine

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaktsioonid OO-ga: soolade moodustumine, sulandumine

MnO + Rb 2 O = topeltsool Rb 2 MnO 2

5. Fusioonireaktsioonid leeliste ja leelismetallikarbonaatidega: soolade moodustumine

Al 2 O 3 + 2 LiOH = 2 LiAlO 2 + H 2 O

Nad ei moodusta ei happeid ega leeliseid. Neil on väga spetsiifilised omadused.

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

Orgaanilised ja anorgaanilised happed

Klassikalises helis (põhineb ED positsioonidel - elektrolüütiline dissotsiatsioon- happed on ühendid veekeskkond dissotsieerudes katioonideks H + ja happejääkide An - anioonideks. Kuid tänapäeval on happeid põhjalikult uuritud ka veevabades tingimustes, seega on hüdroksiidide kohta palju erinevaid teooriaid.

Oksiidide, aluste, hapete, soolade empiirilised valemid koosnevad ainult sümbolitest, elementidest ja indeksitest, mis näitavad nende kogust aines. Näiteks anorgaanilisi happeid väljendatakse valemiga H + happejääk n- . Orgaaniline aine on teistsugune teoreetiline kaardistamine. Lisaks empiirilisele saate üles kirjutada täis- ja lühendatud struktuurvalem, mis ei kajasta mitte ainult molekuli koostist ja kogust, vaid ka aatomite paigutuse järjekorda, nende omavahelist seost ja karboksüülhapete peamist funktsionaalrühma -COOH.

Anorgaanilistes ainetes jagunevad kõik happed kahte rühma:

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

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

Orgaaniline keemia ei paku sama mitmekesisust. Orgaanilised happed klassifitseeritakse järgmiselt karboksüülhapped. Nende üldine omadus- funktsionaalrühma -COOH olemasolu. Näiteks HCOOH (sipelghape), CH 3 COOH (äädikhape), C 17 H 35 COOH (steariin) jt.

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

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

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

Anorgaaniliste hapete omadused

Peamised füüsikalised omadused hõlmavad eelkõige erinevat agregatsiooni olekut. Lõppude lõpuks on palju happeid, mis on tavatingimustes kristallide või pulbrite kujul (boor, ortofosfor). Valdav enamus teadaolevatest anorgaanilistest hapetest on erinevad vedelikud. Samuti on erinevad keemis- ja sulamistemperatuurid.

Happed võivad põhjustada tõsiseid põletusi, kuna neil on võime hävitada orgaanilisi kudesid ja nahka. Hapete tuvastamiseks kasutatakse indikaatoreid:

• metüüloranž (tavakeskkonnas - oranž, hapetes - punane),
• lakmus (neutraalses - lilla, hapetes - punane) või mõned teised.

Kõige olulisemad keemilised omadused hõlmavad võimet suhelda nii lihtsate kui ka keerukate ainetega.

Anorgaaniliste hapete keemilised omadused

Millega nad suhtlevad?	Reaktsiooni näide
1. Lihtainetega – metallidega. Kohustuslik tingimus: metall peab olema EHRNM-is enne vesinikku, kuna vesiniku järel seisvad metallid ei suuda seda hapete koostisest välja tõrjuda. Reaktsiooni käigus tekib alati gaasiline vesinik ja sool.
2. Põhjustega. Reaktsiooni tulemuseks on sool ja vesi. Selliseid tugevate hapete reaktsioone leelistega nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonideks.	Igasugune hape (tugev) + lahustuv alus = sool ja vesi
3. Amfoteersete hüdroksiididega. Alumine rida: sool ja vesi.	2HNO 2 + berülliumhüdroksiid = Be(NO 2) 2 (keskmine sool) + 2H 2 O
4. Aluseliste oksiididega. Tulemus: vesi, sool.	2HCL + FeO = raud(II)kloriid + H2O
5. Amfoteersete oksiididega. Lõplik efekt: sool ja vesi.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Nõrgematest hapetest moodustunud sooladega. Lõppmõju: sool ja nõrk hape.	2HBr + MgCO 3 = magneesiumbromiid + H 2 O + CO 2

Metallidega suhtlemisel ei reageeri kõik happed võrdselt. Keemia (9. klass) koolis hõlmab selliste reaktsioonide väga pinnapealset uurimist, kuid ka sellel tasemel arvestatakse kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappe spetsiifilisi omadusi metallidega suhtlemisel.

Hüdroksiidid: leelised, amfoteersed ja lahustumatud alused

Oksiidid, soolad, alused, happed – kõigil neil aineklassidel on ühine keemiline olemus, mida selgitab struktuur kristallvõre, samuti aatomite vastastikune mõju molekulides. Kui aga oksiididele oli võimalik anda väga konkreetne definitsioon, siis hapete ja aluste puhul on seda keerulisem teha.

Nii nagu happed, on ka alused ED teooria kohaselt ained, mis võivad vesilahuses laguneda metallikatioonideks Me n + ja hüdroksüülrühmade OH - anioonideks.

• Lahustuvad või leelised (muutuvad tugevad alused Moodustuvad I ja II rühma metallidest. Näide: KOH, NaOH, LiOH (st arvesse võetakse ainult põhialarühmade elemente);
• Kergelt lahustuv või lahustumatu (keskmise tugevusega, indikaatorite värvi ei muuda). Näide: magneesiumhüdroksiid, raud (II), (III) ja teised.
• Molekulaarne (nõrgad alused, vesikeskkonnas dissotsieeruvad nad pöörduvalt ioonmolekulideks). Näide: N 2 H 4, amiinid, ammoniaak.
• Amfoteersed hüdroksiidid (näitavad kahekordseid aluselisi-happelisi omadusi). Näide: berüllium, tsink ja nii edasi.

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

Aluste peamised iseloomulikud omadused

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

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

Iga aluste rühma keemilised omadused on erinevad.

Keemilised omadused
Leelised	Kergelt lahustuvad alused	Amfoteersed hüdroksiidid
I. Koostoime COga (tulemus – sool ja vesi): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + vesi II. Koostoime hapetega (sool ja vesi): tavalised neutraliseerimisreaktsioonid (vt happed) III. Nad interakteeruvad AO-ga, moodustades soola ja vee hüdroksokompleksi: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O või Na 2 IV. Nad interakteeruvad amfoteersete hüdroksiididega, moodustades hüdroksokompleksi sooli: Sama mis AO-ga, ainult ilma veeta V. Reageerida lahustuvate sooladega, moodustades lahustumatud hüdroksiidid ja soolad: 3CsOH + raud(III)kloriid = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reageerige tsingi ja alumiiniumiga vesilahuses, moodustades soolad ja vesinik: 2RbOH + 2Al + vesi = kompleks hüdroksiidiooniga 2Rb + 3H 2	I. Kuumutamisel võivad need laguneda: lahustumatu hüdroksiid = oksiid + vesi II. Reaktsioonid hapetega (tulemus: sool ja vesi): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vesi III. KO-ga suhtlemine: Me + n (OH) n + KO = sool + H 2 O	I. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vee: (II) + 2HBr = CuBr2 + vesi II. Reageerida leelistega: tulemus - sool ja vesi (seisund: sulandumine) Zn(OH)2 + 2CsOH = sool + 2H2O III. Reageerige tugevate hüdroksiididega: tulemuseks on soolad, kui reaktsioon toimub vesilahuses: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

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

Anorgaaniliste soolade klass. Klassifikatsioon, füüsikalised omadused

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

Lisaks jagunevad kõik soolad vastavalt nende keemilisele olemusele järgmisteks osadeks:

• Happeline (sisaldab vesiniku katiooni). Näide: NaHSO 4.
• Aluseline (sisaldab hüdroksorühma). Näide: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Keskmine (koosneb ainult metalli katioonist ja happejäägist). Näide: NaCL, CaSO 4.
• Topelt (kaasa kaks erinevat metallikatiooni). Näide: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hüdroksokompleksid, vesikompleksid ja teised). Näide: K 2.

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

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

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

Keskmiste soolade klassi keemilised koostoimed

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

Kokku saab keskmiste soolade puhul eristada 4 peamist interaktsiooni tüüpi.

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

KCNS + HCL = KCL + HCNS

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

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

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

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktsioonid metallidega, mis asuvad EHRNM-is soola moodustavast metallist vasakul. Sel juhul ei tohiks reageeriv metall normaalsetes tingimustes veega suhelda:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Need on peamised interaktsioonitüübid, mis on iseloomulikud keskmistele sooladele. Keemiliste, aluseliste, topelt- ja happeliste soolade valemid räägivad enda eest eksponeeritud keemiliste omaduste spetsiifilisusest.

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

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

1. Leeliste keemilised omadused:

1) koostoime happeoksiididega:

2KOH+CO2®K2CO3+H20;

2) reaktsioon hapetega (neutraliseerimisreaktsioon):

2NaOH+ H2SO4®Na2S04 +2H20;

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

2NaOH+ CuSO4®Cu(OH)2¯+Na2SO4,

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

2. Lahustumatute aluste keemilised omadused:

1) aluste interaktsioon hapetega:

Fe(OH)2 +H2SO4®FeSO4 +2H2O;

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

Cu(OH)2®CuO+H2O

Töö lõpp -

See teema kuulub jaotisesse:

Aatomimolekulaarsed uuringud keemias. Atom. Molekul. Keemiline element. Mol. Lihtsad komplekssed ained. Näited

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

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

Mida teeme saadud materjaliga:

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

Säuts

Kõik selle jaotise teemad:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Sigma ja pi ühendused
Sigma (σ)-, pi (π)-sidemed - erinevate ühendite molekulide kovalentsete sidemete tüüpide ligikaudne kirjeldus, σ-sidet iseloomustab see, et elektronpilve tihedus on maksimaalne

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

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

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

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

Oksüdatsiooni olek
Valentsus 1. Valents on keemiliste elementide aatomite võime moodustada teatud arv keemilisi sidemeid. 2. Valentsusväärtused varieeruvad vahemikus I kuni VII (harva VIII). Valens

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

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

Lahendused
Kui lauasoola, suhkru või kaaliumpermanganaadi (kaaliumpermanganaadi) kristallid asetada anumasse veega, siis saame jälgida, kuidas tahke järk-järgult väheneb. Samal ajal vett

Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: elektrolüüdid – juhtivus elektrit, mitteelektrolüüdid ei ole juhid. See jaotus on tingimuslik, sest kõik

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

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

Keemiline reaktsioon
Keemiline reaktsioon on ühe aine muundumine teiseks. Selline määratlus nõuab aga seda märkimisväärne täiendus. IN tuumareaktor või ka kiirendis muunduvad mingid ained

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

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

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

Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tegurid
1. Reageerivate ainete olemus. Olulist rolli mängivad keemiliste sidemete olemus ja reaktiivi molekulide struktuur. Reaktsioonid kulgevad vähem hävitamise suunas tugevad sidemed ja ainete teket koos

Aktiveerimisenergia
Keemiliste osakeste kokkupõrge toob kaasa keemiline koostoime ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab mingi kindla väärtuse. Arvestame üksteisega

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

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

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

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

Hessi seadus
Tabeli väärtuste kasutamine

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

1. Alus + happesool + vesi

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Alus + happeoksiid
sool + vesi

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

3. Leelis + amfoteerne oksiid/hüdroksiid
sool + vesi

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO2 + H20;

NaOH (tahke) + Al(OH) 3
NaAlO2 + 2H2O.

Vahetusreaktsioon aluse ja soola vahel toimub ainult lahuses (nii alus kui ka sool peavad olema lahustuvad) ja ainult siis, kui vähemalt üks saadustest on sade või nõrk elektrolüüt (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH)2 + Na2SO4
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl2 + NH4OH.

Kuumakindlad on ainult leelismetalli alused, välja arvatud LiOH

Ca(OH)2
CaO + H2O;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (s) + Zn
Na2ZnO2 + H2.

HAPPED

Happed TED-i positsioonist nimetatakse kompleksseid aineid, mis dissotsieeruvad lahustes, moodustades vesinikuiooni H +.

Hapete klassifikatsioon

1. Vesilahuses elimineeruvate vesinikuaatomite arvu järgi jagatakse happed: ühealuseline(HF, HNO2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4), tribasic(H3PO4).

2. Happe koostise järgi jagunevad need hapnikuvaba(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).

3. Vastavalt hapete dissotsieerumisvõimele vesilahustes jagatakse need nõrk Ja tugev. Tugevate hapete molekulid vesilahustes lagunevad täielikult ioonideks ja nende dissotsiatsioon on pöördumatu.

Näiteks HCl
H++Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Nõrgad happed dissotsieeruvad pöörduvalt, s.t. nende molekulid vesilahustes lagunevad osaliselt ioonideks ja mitmealuselised - järk-järgult.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

1) H2S
HS - + H + , 2) HS -
H++S2-.

Happemolekuli osa, millel puudub üks või mitu vesinikiooni H+, nimetatakse happejääk. Happejäägi laeng on alati negatiivne ja selle määrab happemolekulist eemaldatud H + ioonide arv. Näiteks ortofosforhape H 3 PO 4 võib moodustada kolm happelist jääki: H 2 PO - divesinikfosfaadi ioon, HPO - vesinikfosfaadi ioon, PO - fosfaadiioon.

Hapnikuvabade hapete nimetused koostatakse, lisades hapet moodustava elemendi venekeelse nime juure (või aatomirühma nimele, näiteks CN - - tsüaan) lõpu - vesinik: HCl - vesinikkloriidhape (vesinikkloriidhape), H 2 S - vesiniksulfiidhape, HCN - vesiniktsüaniidhape (vesiniktsüaniidhape).

Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on samuti moodustatud hapet moodustava elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud sõna "hape". Sel juhul lõpeb happe nimetus, milles element on kõrgeima oksüdatsiooniastmega, tähega "... ova" või "... ova", näiteks H 2 SO 4 on väävelhape, H 3 AsO 4 on arseenhape. Hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisega muutuvad lõpud järgmises järjestuses: "...ei"(HClO 4 – perkloorhape), "... is"(HClO 3 – perkloorhape), "...väsinud"(HClO 2 – kloorhape), "...munakas"(HClO on hüpokloorhape). Kui element moodustab happeid, olles ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetus saab lõpu "... puhas" (HNO 3 - lämmastikhape, HNO 2 - lämmastikhape) .

Sama happeline oksiid (näiteks P 2 O 5) võib vastata mitmele happele, mis sisaldavad molekulis antud elemendi ühte aatomit (näiteks HPO 3 ja H 3 PO 4). Sellistel juhtudel sisalduva happe nimetus väikseim number molekulis olevad hapnikuaatomid, lisatakse eesliide “meta...” ja molekulis suurima arvu hapnikuaatomeid sisaldava happe nimele on eesliide “orto...” (HPO 3 - metafosforhape, H 3 PO 4 - ortofosforhape).

Kui happemolekul sisaldab hapet moodustava elemendi mitut aatomit, lisatakse selle nimele numbriline eesliide, näiteks H 4 P 2 O 7 - kaks fosforhape, H 2 B 4 O 7 – neli boorhape.

H2SO5H2S2O8

S H – O – S –O – O – S – O – H

H-O-O O O O

Peroksoväävelhape Peroksoväävelhape

Hapete keemilised omadused

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO4 + H2O.

2HCl + BeO
BeCl2 + H2O.

Happed interakteeruvad soolalahustega, kui selle tulemusena moodustub hapetes lahustumatu sool või alghappega võrreldes nõrgem (lenduv) hape.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H2CO3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (lahjendatud) + Fe
FeSO4 + H2;

HCl + Cu .

Joonis 2 näitab hapete vastasmõju metallidega.

HAPPE – OKSIDEERIJA

Metall pingereas pärast H 2

+
ei mingit reaktsiooni

Metall pingevahemikus kuni N 2

+
metallisool + H2

min kraadini

H2S04 kontsentreeritud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oksüdatsioon (s.o.)

+
ei mingit reaktsiooni

/Mq/Zn

olenevalt tingimustest

Metallsulfaat max s.o.

+
+ +

Metall (muud)

+
+ +

HNO 3 kontsentreeritud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ei mingit reaktsiooni

Leelis/leelismuldmetall

Metallnitraat max d.o.

Metall (muud; Al, Cr, Fe, Co, Ni kuumutamisel)

TN+

+

HNO 3 lahjendatud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ei mingit reaktsiooni

Leelis/leelismuldmetall

NH 3 (NH 4 NO 3)

Nitraatemetall

la in max s.o.

+
+

Metall (ülejäänud pingete õues kuni N 2)

NO/N2O/N2/NH3 (NH4NO3)

olenevalt tingimustest

+

Metall (ülejäänud pingete reas pärast H 2)

Joonis 2. HAPPETE KOOSTÖÖ METALLIDEGA

SOOLA

soolad - Need on komplekssed ained, mis lahustuvad lahustes, moodustades positiivselt laetud ioone (katioonid – aluselised jäägid), välja arvatud vesinikuioonid ja negatiivselt laetud ioonid (anioonid – happelised jäägid), välja arvatud hüdroksiidioonid.