Basen zijn complexe verbindingen die twee belangrijke structurele componenten bevatten:

1. Hydroxogroep (een of meer). Daarom is de tweede naam voor deze stoffen trouwens ‘hydroxiden’.
2. Metaalatoom of ammoniumion (NH4+).

De naam van de basis komt voort uit het combineren van de namen van beide componenten: bijvoorbeeld calciumhydroxide, koperhydroxide, zilverhydroxide, enz.

De enige uitzondering daarop algemene regel Er moet rekening worden gehouden met de vorming van basen als de hydroxogroep zich niet aan het metaal hecht, maar aan het ammoniumkation (NH4+). Deze stof ontstaat wanneer ammoniak oplost in water.

Als we het hebben over de eigenschappen van basen, moet onmiddellijk worden opgemerkt dat de valentie van de hydroxogroep gelijk is aan één; het aantal van deze groepen in het molecuul zal dus rechtstreeks afhangen van de valentie van de reagerende metalen. Voorbeelden hiervan zijn de formules van stoffen als NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

De chemische eigenschappen van basen komen tot uiting in hun reacties met zuren, zouten en andere basen, evenals in hun werking op indicatoren. In het bijzonder kunnen alkaliën worden bepaald door hun oplossing bloot te stellen aan een bepaalde indicator. In dit geval zal het merkbaar van kleur veranderen: het zal bijvoorbeeld van wit in blauw veranderen en fenolftaleïne zal karmozijnrood worden.

De chemische eigenschappen van basen, die tot uiting komen in hun interactie met zuren, leiden tot de beroemde neutralisatiereacties. De essentie van deze reactie is dat metaalatomen, die zich bij het zure residu voegen, een zout vormen, en dat de hydroxogroep en het waterstofion, wanneer ze gecombineerd worden, worden omgezet in water. Deze reactie wordt een neutralisatiereactie genoemd omdat er daarna geen alkali of zuur meer over is.

Kenmerkend Chemische eigenschappen basen komen ook tot uiting in hun reactie met zouten. Het is vermeldenswaard dat alleen alkaliën reageren met oplosbare zouten. De structurele kenmerken van deze stoffen leiden tot de vorming van een nieuw zout en een nieuwe, meestal onoplosbare, base als gevolg van de reactie.

Ten slotte manifesteren de chemische eigenschappen van basen zich perfect tijdens thermische blootstelling eraan - verwarming. Hier is het de moeite waard om bij het uitvoeren van bepaalde experimenten in gedachten te houden dat bijna alle basen, met uitzondering van alkaliën, zich bij verhitting extreem onstabiel gedragen. De overgrote meerderheid ervan valt vrijwel onmiddellijk uiteen in het overeenkomstige oxide en water. En als we de basen van metalen zoals zilver en kwik nemen, dan kunnen ze onder normale omstandigheden niet worden verkregen, omdat ze al bij kamertemperatuur beginnen te ontbinden.

Basen, amfotere hydroxiden

Basen zijn complexe stoffen bestaande uit metaalatomen en een of meer hydroxylgroepen (-OH). Algemene formule Me +y (OH) y, waarbij y het aantal hydroxogroepen is, gelijk aan de graad oxidatie van metaal Me. De tabel toont de classificatie van basen.

Eigenschappen van alkaliën, hydroxiden van alkali- en aardalkalimetalen

1. Waterige oplossingen van alkaliën voelen zeepachtig aan, veranderen de kleur van indicatoren: lakmoes - in Blauwe kleur, fenolftaleïne - in karmozijnrood.

2. Waterige oplossingen dissociëren:

3. Interactie met zuren, een uitwisselingsreactie aangaan:

Polyzuurbasen kunnen medium- en basische zouten opleveren:

4. Communiceer met zure oxiden, waarbij medium- en zure zouten worden gevormd, afhankelijk van de basiciteit van het zuur dat met dit oxide overeenkomt:

5. Interactie met amfotere oxiden en hydroxiden:

a) fusie:

b) in oplossingen:

6. Interactie met in water oplosbare zouten als er een neerslag of gas wordt gevormd:

Onoplosbare basen (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etc.) reageren met zuren en ontleden bij verhitting:

Amfotere hydroxiden

Amfotere verbindingen zijn verbindingen die, afhankelijk van de omstandigheden, zowel donoren van waterstofkationen kunnen zijn en zure eigenschappen kunnen vertonen, als hun acceptoren, dat wil zeggen basische eigenschappen vertonen.

Chemische eigenschappen van amfotere verbindingen

1. Interactie met sterke zuren, vertonen ze basiseigenschappen:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. In wisselwerking met alkaliën - sterke basen, vertonen ze zure eigenschappen:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na2 ( complex zout)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( complex zout)

Complexe verbindingen zijn verbindingen waarin ten minste één covalente binding wordt gevormd door een donor-acceptormechanisme.

De algemene methode voor het bereiden van basen is gebaseerd op uitwisselingsreacties, met behulp waarvan zowel onoplosbare als oplosbare basen kunnen worden verkregen.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Wanneer met deze methode oplosbare basen worden verkregen, slaat een onoplosbaar zout neer.

Bij het bereiden van in water onoplosbare basen met amfotere eigenschappen moet een overmaat aan alkali worden vermeden, omdat het oplossen van de amfotere base bijvoorbeeld kan optreden:

A1C13 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

In dergelijke gevallen wordt ammoniumhydroxide gebruikt om hydroxiden te verkrijgen, waarbij amfotere hydroxiden niet oplossen:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Zilver- en kwikhydroxiden ontleden zo gemakkelijk dat wanneer ze worden verkregen door middel van een uitwisselingsreactie, in plaats van hydroxiden, oxiden neerslaan:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

In de industrie worden alkaliën gewoonlijk verkregen door elektrolyse van waterige oplossingen van chloriden.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkaliën kunnen ook worden verkregen door alkali- en aardalkalimetalen of hun oxiden met water te laten reageren.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Zuren

Zuren zijn complexe stoffen waarvan de moleculen bestaan ​​uit waterstofatomen die vervangen kunnen worden door metaalatomen en zure resten. Bij normale omstandigheden zuren kunnen vast zijn (fosforzuur H 3 PO 4; silicium H 2 SiO 3) en vloeibaar (in zuivere vorm is een vloeistof zwavelzuur H2SO4).

Gassen zoals waterstofchloride HCl, waterstofbromide HBr en waterstofsulfide H2S vormen de overeenkomstige zuren in waterige oplossingen. Het aantal waterstofionen dat door elk zuurmolecuul wordt gevormd tijdens dissociatie bepaalt de lading van het zuurresidu (anion) en de basiciteit van het zuur.

Volgens protolytische theorie van zuren en basen, gelijktijdig voorgesteld door de Deense scheikundige Brønsted en de Engelse scheikundige Lowry, is een zuur een stof afsplitsen met deze reactie protonen, A basis- een stof die dat wel kan protonen accepteren.

zuur → base + H +

Op basis van dergelijke ideeën is het duidelijk basiseigenschappen van ammoniak, die, vanwege de aanwezigheid van een eenzaam elektronenpaar aan het stikstofatoom, effectief een proton accepteert bij interactie met zuren, waarbij een ammoniumion wordt gevormd via een donor-acceptorbinding.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

zuur-base zuur-base

Meer algemene definitie van zuren en basen voorgesteld door de Amerikaanse chemicus G. Lewis. Hij suggereerde dat zuur-base-interacties volledig zijn treden niet noodzakelijkerwijs op bij de overdracht van protonen. Bij de bepaling van zuren en basen speelt volgens Lewis de hoofdrol chemische reacties is gegeven elektronenparen

Kationen, anionen of neutrale moleculen die een of meer elektronenparen kunnen accepteren, worden genoemd Lewis-zuren.

Aluminiumfluoride AlF 3 is bijvoorbeeld een zuur, omdat het in staat is een elektronenpaar te accepteren bij interactie met ammoniak.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationen, anionen of neutrale moleculen die elektronenparen kunnen doneren, worden Lewis-basen genoemd (ammoniak is een base).

De definitie van Lewis omvat alle zuur-base-processen die in eerder voorgestelde theorieën in aanmerking werden genomen. De tabel vergelijkt de definities van zuren en basen die momenteel worden gebruikt.

Nomenclatuur van zuren

Omdat er verschillende definities van zuren bestaan, zijn hun classificatie en nomenclatuur nogal willekeurig.

Afhankelijk van het aantal waterstofatomen dat in een waterige oplossing kan worden geëlimineerd, worden zuren onderverdeeld in monobasisch(bijv. HF, HNO 2), dibasisch(H2CO3, H2SO4) en driebasisch(H3PO4).

Afhankelijk van de samenstelling van het zuur zijn ze onderverdeeld in zuurstofvrij(HCl, H2S) en zuurstofhoudend(HClO 4, HNO 3).

Gebruikelijk namen van zuurstofhoudende zuren zijn afgeleid van de naam van het niet-metaal met de toevoeging van de uitgangen -kai, -vaja, als de oxidatietoestand van het niet-metaal gelijk is aan het groepsnummer. Naarmate de oxidatietoestand afneemt, veranderen de achtervoegsels (in volgorde van afnemende oxidatietoestand van het metaal): -ondoorzichtig, roestig, -ondoorzichtig:

Als we de polariteit van de waterstof-niet-metaalbinding binnen een bepaalde periode beschouwen, kunnen we de polariteit van deze binding gemakkelijk in verband brengen met de positie van het element in het periodiek systeem. Van metaalatomen, die gemakkelijk valentie-elektronen verliezen, accepteren waterstofatomen deze elektronen, vormen een stabiele twee-elektronenschil zoals de schil van een heliumatoom, en geven ionische metaalhydriden.

In waterstofverbindingen van elementen uit de groepen III-IV van het periodiek systeem vormen boor, aluminium, koolstof en silicium covalente, zwak polaire bindingen met waterstofatomen die niet gevoelig zijn voor dissociatie. Voor elementen uit de groepen V-VII van het Periodiek Systeem neemt binnen een bepaalde periode de polariteit van de niet-metaal-waterstofbinding toe met de lading van het atoom, maar de verdeling van de ladingen in de resulterende dipool is anders dan in waterstofverbindingen van elementen die hebben de neiging om elektronen te doneren. Niet-metaalatomen, die meerdere elektronen nodig hebben om de elektronenschil te voltooien, trekken (polariseren) een paar bindende elektronen aan, hoe sterker, hoe groter de nucleaire lading. Daarom worden bindingen met waterstofatomen in de reeks CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF of SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, hoewel ze covalent blijven, polairder van aard, en het waterstofatoom in de element-waterstofbinding-dipool wordt elektropositiever. Als polaire moleculen zich in een polair oplosmiddel bevinden, kan er een proces van elektrolytische dissociatie optreden.

Laten we het gedrag van zuurstofhoudende zuren in waterige oplossingen bespreken. Deze zuren hebben N-O-E-aansluiting en natuurlijk wordt de polariteit van de H-O-binding beïnvloed door O-E-aansluiting. Daarom dissociëren deze zuren gewoonlijk gemakkelijker dan water.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + H SO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Laten we een paar voorbeelden bekijken eigenschappen van zuurstofhoudende zuren, gevormd door elementen die verschillende graden van oxidatie kunnen vertonen. Het is bekend dat hypochloorzuur HClO erg zwak chloorzuur HClO 2 ook zwak, maar sterker dan hypochloorzuur, hypochloorzuur HClO 3 sterk. Perchloorzuur HClO 4 is er één van de sterkste anorganische zuren.

Voor dissociatie van het zuurtype (met eliminatie van het H-ion) is een breuk vereist O-N-verbindingen. Hoe kunnen we de afname van de sterkte van deze binding in de reeksen HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 verklaren? In deze reeks neemt het aantal zuurstofatomen geassocieerd met het centrale chlooratoom toe. Elke keer dat er een nieuwe zuurstof-chloorbinding wordt gevormd, wordt de elektronendichtheid onttrokken aan het chlooratoom, en dus aan de enkele O-Cl-binding. Hierdoor verlaat de elektronendichtheid gedeeltelijk de O-H-binding, die daardoor verzwakt wordt.

Dit patroon - versterking van zure eigenschappen met toenemende mate van oxidatie van het centrale atoom - niet alleen kenmerkend voor chloor, maar ook voor andere elementen. Salpeterzuur HNO 3, waarin de oxidatietoestand van stikstof +5 is, is bijvoorbeeld sterker dan salpeterigzuur HNO 2 (de oxidatietoestand van stikstof is +3); zwavelzuur H 2 SO 4 (S +6) is sterker dan zwaveligzuur H2SO3 (S+4).

Zuren verkrijgen

1. Zuurstofvrije zuren kunnen worden verkregen door directe combinatie van niet-metalen met waterstof.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Er kunnen enkele zuurstofhoudende zuren worden verkregen interactie van zuuroxiden met water.

3. Er kunnen zowel zuurstofvrije als zuurstofhoudende zuren worden verkregen door metabolische reacties tussen zouten en andere zuren.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Sommige zuren kunnen worden verkregen met behulp van redoxreacties.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

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

Zure smaak, effect op indicatoren, elektrische geleidbaarheid, interactie met metalen, basische en amfotere oxiden, basen en zouten, vorming van esters met alcoholen - deze eigenschappen zijn gemeenschappelijk voor anorganische en organische zuren.

kan worden onderverdeeld in twee soorten reacties:

1) komen vaak voor Voor zuren reacties zijn geassocieerd met de vorming van hydroniumion H 3 O + in waterige oplossingen;

2) specifiek(dat wil zeggen karakteristieke) reacties specifieke zuren.

Het waterstofion kan binnendringen redox reactie, reducerend tot waterstof, evenals bij een samengestelde reactie met negatief geladen of neutrale deeltjes met alleenstaande elektronenparen, d.w.z. in zuur-base reacties.

NAAR algemene eigenschappen zuren omvatten reacties van zuren met metalen in de spanningsreeks tot aan waterstof, bijvoorbeeld:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Zuur-basereacties omvatten reacties met basische oxiden en basen, evenals met tussenliggende, basische en soms zure zouten.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Merk op dat meerbasische zuren stapsgewijs dissociëren, en bij elke volgende stap is de dissociatie moeilijker, daarom worden bij een overmaat aan zuur meestal zure zouten gevormd, in plaats van gemiddelde zouten.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H2S = KHS + H2O

Op het eerste gezicht lijkt de vorming van zure zouten misschien verrassend monobasisch fluorwaterstofzuur. Dit feit kan echter worden verklaard. In tegenstelling tot alle andere halogeenwaterstofzuren is waterstoffluoride in oplossingen gedeeltelijk gepolymeriseerd (door de vorming van waterstofbruggen) en kan het verschillende deeltjes(HF) X, namelijk H 2 F 2, H 3 F 3, enz.

Een speciaal geval van zuur-base-evenwicht - reacties van zuren en basen met indicatoren die van kleur veranderen afhankelijk van de zuurgraad van de oplossing. Indicatoren worden gebruikt bij kwalitatieve analyses om zuren en basen te detecteren bij oplossingen.

De meest gebruikte indicatoren zijn lakmoes(V neutrale omgeving paars, V zuur - rood, V alkalisch - blauw), methyloranje(V zuur omgeving rood, V neutrale - oranje, V alkalisch - geel), fenolftaleïne(V zeer alkalisch omgeving framboos rood, V neutraal en zuur - kleurloos).

Specifieke eigenschappen verschillende zuren kunnen van twee soorten zijn: ten eerste reacties die tot de vorming leiden onoplosbare zouten, en ten tweede, redox-transformaties. Als de reacties die verband houden met de aanwezigheid van het H+-ion gemeenschappelijk zijn voor alle zuren (kwalitatieve reacties voor het detecteren van zuren), worden specifieke reacties gebruikt als kwalitatieve reacties voor individuele zuren:

Ag + + Cl - = AgCl (wit neerslag)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (wit neerslag)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gele neerslag)

Sommige specifieke reacties van zuren zijn te wijten aan hun redox-eigenschappen.

Anoxische zuren in een waterige oplossing kunnen alleen worden geoxideerd.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Zuurstofhoudende zuren kunnen alleen worden geoxideerd als het centrale atoom daarin zich in een lagere of tussenliggende oxidatietoestand bevindt, zoals bijvoorbeeld in zwavelig zuur:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Veel zuurstofhoudende zuren, waarbij het centrale atoom de maximale oxidatietoestand heeft (S +6, N +5, Cr +6), vertonen de eigenschappen van sterke oxidatiemiddelen. Geconcentreerd H 2 SO 4 is een sterk oxidatiemiddel.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Er moet aan worden herinnerd dat:

• Zure oplossingen reageren met metalen die zich links van waterstof bevinden in de elektrochemische spanningsreeks, onder een aantal omstandigheden, waarvan de belangrijkste de vorming van een oplosbaar zout als gevolg van de reactie is. De interactie van HNO 3 en H 2 SO 4 (conc.) met metalen verloopt anders.

Geconcentreerd zwavelzuur passiveert in de kou aluminium, ijzer en chroom.

• In water dissociëren zuren in waterstofkationen en anionen van zuurresten, bijvoorbeeld:

• Anorganische en organische zuren reageren met basische en amfotere oxiden, op voorwaarde dat er een oplosbaar zout ontstaat:

• Beide zuren reageren met basen. Meerbasische zuren kunnen zowel tussenliggende als zure zouten vormen (dit zijn neutralisatiereacties):

• De reactie tussen zuren en zouten vindt alleen plaats als er een neerslag of gas ontstaat:

De interactie van H 3 PO 4 met kalksteen stopt door de vorming van het laatste onoplosbare neerslag van Ca 3 (PO 4) 2 op het oppervlak.

De eigenaardigheden van de eigenschappen van salpeterzuur HNO 3 en geconcentreerd zwavelzuur H 2 SO 4 (geconc.) zuren zijn te wijten aan het feit dat wanneer ze interageren met eenvoudige stoffen(metalen en niet-metalen) de oxidatiemiddelen zullen geen H+ kationen zijn, maar nitraat- en sulfaationen. Het is logisch om te verwachten dat als resultaat van dergelijke reacties geen waterstof H2 wordt gevormd, maar andere stoffen worden verkregen: noodzakelijkerwijs zout en water, evenals een van de producten van de reductie van nitraation- of sulfaationen, afhankelijk van de concentratie van zuren, de positie van het metaal in de spanningsreeks en reactieomstandigheden (temperatuur, mate van metaalvermaling, enz.).

Deze kenmerken van het chemische gedrag van HNO 3 en H 2 SO 4 (conc.) illustreren duidelijk de stelling van de theorie chemische structuur over de onderlinge invloed van atomen in de moleculen van stoffen.

De begrippen volatiliteit en stabiliteit (stabiliteit) worden vaak verward. Vluchtige zuren zijn zuren waarvan de moleculen gemakkelijk in een gasvormige toestand overgaan, dat wil zeggen verdampen. Zoutzuur is bijvoorbeeld een vluchtig maar stabiel zuur. Het is onmogelijk om de vluchtigheid van onstabiele zuren te beoordelen. Niet-vluchtig, onoplosbaar kiezelzuur valt bijvoorbeeld uiteen in water en SiO 2. Waterige oplossingen van zoutzuur, salpeterzuur, zwavelzuur, fosforzuur en een aantal andere zuren zijn kleurloos. Een waterige oplossing van chroomzuur H 2 CrO 4 is geel van kleur en mangaanzuur HMnO 4 is karmozijnrood.

Referentiemateriaal voor het maken van de toets:

Mendelejev tafel

Oplosbaarheid tabel

Gronden – complexe stoffen die bestaan ​​uit een metaalkation Me+ (of een metaalachtig kation, bijvoorbeeld ammoniumion NH4+) en een hydroxideanion OH-.

Op basis van hun oplosbaarheid in water worden basen onderverdeeld in oplosbaar (alkaliën) En onoplosbare basen . Er is ook onstabiele fundamenten, die spontaan ontleden.

Gronden krijgen

1. Interactie van basische oxiden met water. In dit geval alleen die oxiden die overeenkomen met een oplosbare base (alkali). Die. op deze manier kun je alleen maar krijgen alkaliën:

basisch oxide + water = basis

Bijvoorbeeld , natriumoxide vormt zich in water natriumhydroxide(natriumhydroxide):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Tegelijkertijd ongeveer koper(II)oxide Met water reageert niet:

CuO + H2O ≠

2. Interactie van metalen met water. Waarin reageren met wateronder normale omstandighedenalleen alkalimetalen(lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium), calcium, strontium en barium.In dit geval vindt er een redoxreactie plaats, waarbij waterstof het oxidatiemiddel is en het metaal het reductiemiddel.

metaal + water = alkali + waterstof

Bijvoorbeeld, potassium reageert met water zeer stormachtig:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektrolyse van oplossingen van enkele alkalimetaalzouten. Om alkaliën te verkrijgen, wordt in de regel elektrolyse uitgevoerd oplossingen van zouten gevormd door alkali- of aardalkalimetalen en zuurstofvrije zuren (behalve fluorwaterstofzuur) - chloriden, bromiden, sulfiden, enz. Deze kwestie wordt in meer detail besproken in het artikel .

Bijvoorbeeld , elektrolyse van natriumchloride:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Basen worden gevormd door de interactie van andere alkaliën met zouten. In dit geval hebben ze alleen interactie oplosbare stoffen, en er zou zich een onoplosbaar zout of een onoplosbare base in de producten moeten vormen:

of

alkali + zout 1 = zout 2 ↓ + alkali

Bijvoorbeeld: Kaliumcarbonaat reageert in oplossing met calciumhydroxide:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Bijvoorbeeld: Koper(II)chloride reageert in oplossing met natriumhydroxide. In dit geval valt het uit blauw koper(II)hydroxideneerslag:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Chemische eigenschappen van onoplosbare basen

1. Onoplosbare basen reageren met sterke zuren en hun oxiden (en enkele middelmatige zuren). In dit geval, zout en water.

onoplosbare base + zuur = zout + water

onoplosbare base + zuuroxide = zout + water

Bijvoorbeeld ,koper(II)hydroxide reageert met sterk zoutzuur:

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

In dit geval heeft koper(II)hydroxide geen interactie met het zuuroxide zwak koolzuur - kooldioxide:

Cu(OH)2 + CO2 ≠

2. Onoplosbare basen ontleden bij verhitting tot oxide en water.

Bijvoorbeeld, IJzer(III)hydroxide valt bij verhitting uiteen in ijzer(III)oxide en water:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Onoplosbare basen reageren nietmet amfotere oxiden en hydroxiden.

onoplosbare base + amfoteeroxide ≠

onoplosbare base + amfoteer hydroxide ≠

4. Sommige onoplosbare basen kunnen fungeren alsreductiemiddelen. Reductiemiddelen zijn basen gevormd door metalen met minimum of tussenliggende oxidatietoestand, die hun oxidatietoestand kunnen verhogen (ijzer (II) hydroxide, chroom (II) hydroxide, enz.).

Bijvoorbeeld , IJzer(II)hydroxide kan met atmosferische zuurstof in aanwezigheid van water worden geoxideerd tot ijzer(III)hydroxide:

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

Chemische eigenschappen van alkaliën

1. Alkaliën reageren met elk zuren - zowel sterk als zwak . In dit geval worden gemiddeld zout en water gevormd. Deze reacties worden genoemd neutralisatie reacties. Ook onderwijs is mogelijk zuur zout, als het zuur polybasisch is, bij een bepaalde verhouding van reagentia, of in overtollig zuur. IN overtollige alkali medium zout en water worden gevormd:

alkali (overmaat) + zuur = medium zout + water

alkali + meerbasisch zuur (overmaat) = zuur zout + water

Bijvoorbeeld , Natriumhydroxide kan bij interactie met tribasisch fosforzuur 3 soorten zouten vormen: diwaterstoffosfaten, fosfaten of hydrofosfaten.

In dit geval worden diwaterstoffosfaten gevormd in een overmaat aan zuur, of wanneer de molaire verhouding (verhouding van de hoeveelheden stoffen) van de reagentia 1:1 is.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Wanneer de molaire verhouding van alkali en zuur 2:1 is, worden hydrofosfaten gevormd:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

In een overmaat aan alkali, of met een molaire verhouding alkali tot zuur van 3:1, wordt alkalimetaalfosfaat gevormd.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alkaliën reageren metamfotere oxiden en hydroxiden. Waarin worden gevormd in de smelt gewone zouten , A in oplossing - complexe zouten .

alkali (smelt) + amfoteeroxide = medium zout + water

alkali (smelt) + amfoteer hydroxide = medium zout + water

alkali (oplossing) + amfoteeroxide = complex zout

alkali (oplossing) + amfoteer hydroxide = complex zout

Bijvoorbeeld , wanneer aluminiumhydroxide reageert met natriumhydroxide in de smelt natriumaluminaat wordt gevormd. Een zuurder hydroxide vormt een zuur residu:

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

A in oplossing er ontstaat een complex zout:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Let op hoe de complexe zoutformule is samengesteld:eerst selecteren we het centrale atoom (toin de regel is het een amfoteer hydroxidemetaal).Dan voegen wij er iets aan toe liganden- in ons geval zijn dit hydroxide-ionen. Het aantal liganden is gewoonlijk twee keer groter dan de oxidatietoestand van het centrale atoom. Maar het aluminiumcomplex is een uitzondering; het aantal liganden is meestal 4. We plaatsen het resulterende fragment tussen vierkante haken - dit is een complex ion. We bepalen de lading en voegen aan de buitenkant het benodigde aantal kationen of anionen toe.

3. Alkaliën interageren met zure oxiden. Tegelijkertijd is onderwijs mogelijk zuur of middelmatig zout, afhankelijk van de molaire verhouding van alkali- en zuuroxide. Bij een overmaat aan alkali wordt een middelmatig zout gevormd, en bij een overmaat van een zuur oxide wordt een zuur zout gevormd:

alkali (overmaat) + zuuroxide = medium zout + water

of:

alkali + zuuroxide (overmaat) = zuur zout

Bijvoorbeeld , bij interactie overtollig natriumhydroxide Met kooldioxide worden natriumcarbonaat en water gevormd:

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

En bij interactie overtollige koolstofdioxide bij natriumhydroxide wordt alleen natriumbicarbonaat gevormd:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkaliën interageren met zouten. Alkaliën reageren alleen met oplosbare zouten in oplossing, op voorwaarde dat Er vormt zich gas of sediment in het voedsel . Dergelijke reacties verlopen volgens het mechanisme ionenuitwisseling.

alkali + oplosbaar zout = zout + overeenkomstig hydroxide

Alkaliën reageren met oplossingen van metaalzouten, die overeenkomen met onoplosbare of onstabiele hydroxiden.

Bijvoorbeeld, natriumhydroxide reageert met kopersulfaat in oplossing:

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

Ook alkaliën reageren met oplossingen van ammoniumzouten.

Bijvoorbeeld , Kaliumhydroxide reageert met ammoniumnitraatoplossing:

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

! Wanneer zouten van amfotere metalen interageren met overtollige alkali, wordt een complex zout gevormd!

Laten we dit probleem in meer detail bekijken. Als het zout wordt gevormd door het metaal waarmee het overeenkomt amfoteer hydroxide , interageert met een kleine hoeveelheid alkali, waarna de gebruikelijke uitwisselingsreactie plaatsvindt en er een neerslag ontstaathydroxide van dit metaal .

Bijvoorbeeld , overtollig zinksulfaat reageert in oplossing met kaliumhydroxide:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Bij deze reactie wordt echter geen base gevormd, maar een base mfoterische hydroxide. En zoals we hierboven al hebben aangegeven, amfotere hydroxiden lossen op in overmaat alkaliën om complexe zouten te vormen . T Dus wanneer zinksulfaat reageert met overtollige alkalische oplossing er wordt een complex zout gevormd, er vormt zich geen neerslag:

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

We verkrijgen dus 2 schema's voor de interactie van metaalzouten, die overeenkomen met amfotere hydroxiden, met alkaliën:

amfoteer metaalzout (overmaat) + alkali = amfoteer hydroxide↓ + zout

amph.metaalzout + alkali (overmaat) = complex zout + zout

5. Alkaliën interageren met zure zouten.In dit geval worden middelmatige zouten of minder zure zouten gevormd.

zuur zout + alkali = medium zout + water

Bijvoorbeeld , Kaliumhydrosulfiet reageert met kaliumhydroxide en vormt kaliumsulfiet en water:

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

Het is erg handig om de eigenschappen van zure zouten te bepalen door het zure zout mentaal in 2 stoffen te breken: zuur en zout. We breken bijvoorbeeld natriumbicarbonaat NaHCO 3 in uolzuur H 2 CO 3 en natriumcarbonaat Na 2 CO 3. De eigenschappen van bicarbonaat worden grotendeels bepaald door de eigenschappen van koolzuur en de eigenschappen van natriumcarbonaat.

6. Alkaliën reageren met metalen in oplossing en smelten. In dit geval vindt er een oxidatie-reductiereactie plaats, die zich in de oplossing vormt complex zout En waterstof, in de smelt - middelmatig zout En waterstof.

Opmerking! Alleen die metalen waarvan het oxide met de minimale positieve oxidatietoestand van het metaal amfoteer is, reageren met alkaliën in oplossing!

Bijvoorbeeld , ijzer reageert niet met alkalische oplossingen, ijzer(II)oxide is basisch. A aluminium lost op in een waterige alkalioplossing, aluminiumoxide is amfoteer:

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

7. Alkaliën hebben een wisselwerking met niet-metalen. In dit geval treden redoxreacties op. Gebruikelijk, niet-metalen zijn onevenredig in alkaliën. Ze reageren niet met alkaliën zuurstof, waterstof, stikstof, koolstof en inerte gassen (helium, neon, argon, enz.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH+C ≠

Zwavel, chloor, broom, jodium, fosfor en andere niet-metalen onevenredig in alkaliën (dat wil zeggen, ze oxideren zichzelf en herstellen zichzelf).

Chloor bijvoorbeeldbij interactie met koude loog gaat in oxidatietoestanden -1 en +1:

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

Chloor bij interactie met hete loog gaat in oxidatietoestanden -1 en +5:

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

Silicium geoxideerd door alkaliën tot oxidatietoestand +4.

Bijvoorbeeld, in oplossing:

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

Fluor oxideert alkaliën:

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

Meer over deze reacties leest u in het artikel.

8. Alkaliën ontleden niet bij verhitting.

De uitzondering is lithiumhydroxide:

2LiOH = Li2O + H2O

Laten we, voordat we de chemische eigenschappen van basen en amfotere hydroxiden bespreken, duidelijk definiëren wat ze zijn?

1) Tot basen of basische hydroxiden behoren metaalhydroxiden in de oxidatietoestand +1 of +2, d.w.z. waarvan de formules zijn geschreven als MeOH of Me(OH) 2. Er zijn echter uitzonderingen. De hydroxiden Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 zijn dus geen basen.

2) Amfotere hydroxiden omvatten metaalhydroxiden in de oxidatietoestand +3, +4, evenals, als uitzonderingen, de hydroxiden Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metaalhydroxiden in oxidatietoestand +4, in Unified State Exam-opdrachten komen niet voor en worden daarom niet in aanmerking genomen.

Chemische eigenschappen van basen

Alle gronden zijn onderverdeeld in:

Laten we niet vergeten dat beryllium en magnesium geen aardalkalimetalen zijn.

Naast dat ze oplosbaar zijn in water, dissociëren alkaliën ook zeer goed in waterige oplossingen, terwijl onoplosbare basen een lage dissociatiegraad hebben.

Dit verschil in oplosbaarheid en vermogen om te dissociëren tussen alkaliën en onoplosbare hydroxiden leidt op zijn beurt tot merkbare verschillen in hun chemische eigenschappen. Met name alkaliën zijn dus chemisch actievere verbindingen en kunnen vaak reacties aangaan die onoplosbare basen niet kunnen.

Interactie van basen met zuren

Alkaliën reageren met absoluut alle zuren, zelfs met zeer zwakke en onoplosbare zuren. Bijvoorbeeld:

Onoplosbare basen reageren met bijna alle oplosbare zuren, maar reageren niet met onoplosbaar kiezelzuur:

Opgemerkt moet worden dat zowel sterke als zwakke basen met de algemene formule van de vorm Me(OH) 2 basische zouten kunnen vormen als er een gebrek aan zuur is, bijvoorbeeld:

Interactie met zuuroxiden

Alkaliën reageren met alle zure oxiden en vormen zouten en vaak water:

Onoplosbare basen kunnen reageren met alle hogere zuuroxiden die overeenkomen met stabiele zuren, bijvoorbeeld P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, om mediumzouten te vormen:

Onoplosbare basen van het type Me(OH)2 reageren in aanwezigheid van water uitsluitend met kooldioxide om basische zouten te vormen. Bijvoorbeeld:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Vanwege zijn uitzonderlijke inertie reageren alleen de sterkste basen, alkaliën, met siliciumdioxide. In dit geval worden normale zouten gevormd. De reactie vindt niet plaats met onoplosbare basen. Bijvoorbeeld:

Interactie van basen met amfotere oxiden en hydroxiden

Alle alkaliën reageren met amfotere oxiden en hydroxiden. Als de reactie wordt uitgevoerd door een amfoteer oxide of hydroxide te laten smelten met een vaste alkali, leidt deze reactie tot de vorming van waterstofvrije zouten:

Als waterige oplossingen van alkaliën worden gebruikt, worden hydroxo-complexzouten gevormd:

In het geval van aluminium wordt onder invloed van een overmaat geconcentreerde alkali in plaats van Na-zout een Na 3-zout gevormd:

Interactie van basen met zouten

Elke base reageert alleen met een zout als aan twee voorwaarden tegelijkertijd wordt voldaan:

1) oplosbaarheid van de uitgangsverbindingen;

2) de aanwezigheid van neerslag of gas onder de reactieproducten

Bijvoorbeeld:

Thermische stabiliteit van substraten

Alle alkaliën, behalve Ca(OH) 2, zijn bestand tegen hitte en smelten zonder ontleding.

Alle onoplosbare basen, evenals enigszins oplosbaar Ca(OH)2, ontleden bij verhitting. Meest warmte ontleding van calciumhydroxide – ongeveer 1000 o C:

Onoplosbare hydroxiden hebben veel meer lage temperaturen ontleding. Koper(II)hydroxide ontleedt bijvoorbeeld al bij temperaturen boven 70 o C:

Chemische eigenschappen van amfotere hydroxiden

Interactie van amfotere hydroxiden met zuren

Amfotere hydroxiden reageren met sterke zuren:

Amfotere metaalhydroxiden in de oxidatietoestand +3, d.w.z. type Me(OH) 3, reageren niet met zuren zoals H 2 S, H 2 SO 3 en H 2 CO 3 vanwege het feit dat de zouten die als gevolg van dergelijke reacties kunnen worden gevormd, onderhevig zijn aan onomkeerbare hydrolyse tot het oorspronkelijke amfotere hydroxide en het overeenkomstige zuur:

Interactie van amfotere hydroxiden met zuuroxiden

Amfotere hydroxiden reageren met hogere oxiden, die overeenkomen met stabiele zuren (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotere metaalhydroxiden in de oxidatietoestand +3, d.w.z. type Me(OH) 3, reageer niet met zure oxiden SO 2 en CO 2.

Interactie van amfotere hydroxiden met basen

Van de basen reageren amfotere hydroxiden alleen met alkaliën. In dit geval, als een waterige oplossing van alkali wordt gebruikt, worden hydroxo-complexzouten gevormd:

En wanneer amfotere hydroxiden worden versmolten met vaste alkaliën, worden hun watervrije analogen verkregen:

Interactie van amfotere hydroxiden met basische oxiden

Amfotere hydroxiden reageren wanneer ze worden gefuseerd met oxiden van alkali- en aardalkalimetalen:

Thermische ontleding van amfotere hydroxiden

Alle amfotere hydroxiden zijn onoplosbaar in water en ontleden, net als alle onoplosbare hydroxiden, bij verhitting in het overeenkomstige oxide en water.

Basen (hydroxiden)– complexe stoffen waarvan de moleculen een of meer hydroxy-OH-groepen bevatten. Meestal bestaan ​​basen uit een metaalatoom en een OH-groep. NaOH is bijvoorbeeld natriumhydroxide, Ca(OH) 2 is calciumhydroxide, enz.

Er is een base - ammoniumhydroxide, waarin de hydroxygroep niet aan het metaal is gebonden, maar aan het NH 4 + -ion (ammoniumkation). Ammoniumhydroxide wordt gevormd wanneer ammoniak wordt opgelost in water (de reactie waarbij water aan ammoniak wordt toegevoegd):

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

De valentie van de hydroxygroep is 1. Het aantal hydroxylgroepen in het basismolecuul hangt af van de valentie van het metaal en is daaraan gelijk. Bijvoorbeeld NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, enz.

Alle redenen - vaste stoffen met verschillende kleuren. Sommige basen zijn zeer oplosbaar in water (NaOH, KOH, enz.). De meeste zijn echter niet oplosbaar in water.

In water oplosbare basen worden alkaliën genoemd. Alkalioplossingen zijn “zeepachtig”, voelen glad aan en zijn behoorlijk bijtend. Alkaliën omvatten hydroxiden van alkali- en aardalkalimetalen (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, enz.). De rest is onoplosbaar.

Onoplosbare basen- dit zijn amfotere hydroxiden, die als basen werken bij interactie met zuren, en zich gedragen als zuren met alkaliën.

Verschillende bases zijn verschillend verschillende capaciteiten splitsen hydroxygroepen af, zodat ze worden verdeeld in sterke en zwakke basen.

Sterke basen in waterige oplossingen geven gemakkelijk hun hydroxygroepen op, maar zwakke basen niet.

Chemische eigenschappen van basen

De chemische eigenschappen van basen worden gekenmerkt door hun relatie tot zuren, zuuranhydriden en zouten.

1. Handel op basis van indicatoren. Indicatoren veranderen van kleur afhankelijk van de interactie met verschillende Chemicaliën. In neutrale oplossingen hebben ze één kleur, in zure oplossingen hebben ze een andere kleur. Bij interactie met basen veranderen ze van kleur: de methyloranje indicator verandert geel, de lakmoesindicator wordt blauw en fenolftaleïne wordt fuchsia.

2. Interactie met zuuroxiden met vorming van zout en water:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reageer met zuren, zout en water vormen. De reactie van een base met een zuur wordt een neutralisatiereactie genoemd, omdat het medium na voltooiing neutraal wordt:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reageert met zouten het vormen van een nieuw zout en een nieuwe base:

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

5. Bij verhitting kunnen ze ontleden in water en het hoofdoxide:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Heeft u nog vragen? Meer weten over stichtingen?
Om hulp te krijgen van een docent -.
De eerste les is gratis!

blog.site is bij het geheel of gedeeltelijk kopiëren van materiaal een link naar de originele bron vereist.