Общите свойства на основите се определят от наличието на ОН - йон в техните разтвори, което създава алкална среда в разтвора (фенолфталеинът става пурпурен, метилоранжът става жълт, лакмусът става син).

1. Химични свойства на основите:

1) взаимодействие с киселинни оксиди:

2KOH+CO2®K2CO3 +H2O;

2) реакция с киселини (реакция на неутрализация):

2NaOH+ H2SO4®Na2SO4 +2H2O;

3) взаимодействие с разтворими соли (само ако, когато алкал действа върху разтворима сол, се образува утайка или се отделя газ):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(кристален) ®NH 3 +KCl+H 2 O.

2. Химични свойства на неразтворимите основи:

1) взаимодействие на основи с киселини:

Fe(OH)2 +H2SO4®FeSO4 +2H2O;

2) разлагане при нагряване. При нагряване неразтворимите основи се разлагат на основен оксид и вода:

Cu(OH)2®CuO+H2O

Край на работата -

Тази тема принадлежи към раздела:

Атомно-молекулярни изследвания в химията. атом Молекула. Химичен елемент. Mol. Прости сложни вещества. Примери

Атомно молекулярни учения в химията атом молекула химичен елемент мол прости сложни вещества примери.. теоретична основасъвременната химия е атомно-молекулярна.. атомите са най-малките химически частици, които са границата на химич..

Ако се нуждаеш допълнителен материалпо тази тема или не сте намерили това, което търсите, препоръчваме да използвате търсенето в нашата база данни с произведения:

Какво ще правим с получения материал:

Ако този материал е бил полезен за вас, можете да го запазите на страницата си в социалните мрежи:

Всички теми в този раздел:

Получаване на основания
1. Получаване на основи: 1) взаимодействие на алкални или алкалоземни метали или техните оксиди с вода: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Номенклатура на киселините
Имената на киселините произлизат от елемента, от който се образува киселината. В същото време имената на безкислородните киселини обикновено имат окончанието -водород: HCl - солна, HBr - бромоводородна

Химични свойства на киселините
Общите свойства на киселините във водни разтвори се определят от наличието на Н+ йони, образувани по време на дисоциацията на киселинните молекули, следователно киселините са донори на протони: HxAn«xH+

Получаване на киселини
1) взаимодействие на киселинни оксиди с вода: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Химични свойства на киселинните соли
1) киселинните соли съдържат водородни атоми, които могат да участват в реакцията на неутрализация, така че те могат да реагират с основи, превръщайки се в средни или други киселинни соли - с по-малък брой

Получаване на киселинни соли
Киселинната сол може да се получи: 1) чрез реакция на непълна неутрализация на многоосновна киселина с основа: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Основни соли.
Основни (хидроксо соли) са соли, които се образуват в резултат на непълно заместване на хидроксидните йони на основата с киселинни аниони. Единични киселинни основи, например NaOH, KOH,

Химични свойства на основните соли
1) основните соли съдържат хидроксо групи, които могат да участват в реакцията на неутрализация, така че те могат да реагират с киселини, превръщайки се в междинни соли или основни соли с по-малко

Получаване на основни соли
Основната сол може да се получи: 1) чрез реакцията на непълна неутрализация на основата с киселина: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Средни соли.
Средните соли са продуктите на пълно заместване на H+ йони на киселина с метални йони; те също могат да се разглеждат като продукти на пълното заместване на ОН йоните на основния анион

Номенклатура на средните соли
В руската номенклатура (използвана в технологичната практика) има следния ред за именуване на средни соли: думата се добавя към корена на името на киселина, съдържаща кислород

Химични свойства на средните соли
1) Почти всички соли са йонни съединения, следователно в стопилката и в воден разтворте се дисоциират на йони (когато ток преминава през разтвори или разтопени соли, възниква процесът на електролиза).

Приготвяне на средни соли
Повечето отметодите за получаване на соли се основават на взаимодействието на вещества с противоположна природа - метали с неметали, киселинни оксиди с основни, основи с киселини (виж таблица 2).

Структурата на атома.
Атомът е електрически неутрална частица, състояща се от положително заредено ядро и отрицателно заредени електрони. Сериен номер на елемента в периодичната таблицаелементи е равен на заряда на ядрото

Състав на атомните ядра
Ядрото се състои от протони и неутрони. Броят на протоните е равен на атомния номер на елемента. Броят на неутроните в ядрото е равен на разликата между масовото число на изотопа и

Електрон
Електроните се въртят около ядрото в определени стационарни орбити. Движейки се по своята орбита, електронът не излъчва и не поглъща електромагнитна енергия. Възниква излъчване или поглъщане на енергия

Правило за запълване на електронни нива и поднива на елементи
Броят на електроните, които могат да бъдат на едно енергийно ниво, се определя по формулата 2n2, където n е номерът на нивото. Максимално запълване на първите четири енергийни нива: за първо

Йонизационна енергия, електронен афинитет, електроотрицателност.
Йонизационна енергия на атома. Енергията, необходима за отстраняване на електрон от невъзбуден атом, се нарича първа йонизационна енергия (потенциал) I: E + I = E+ + e- Йонизационна енергия

Ковалентна връзка
В повечето случаи, когато се образува връзка, електроните на свързаните атоми се споделят. Този тип химична връзка се нарича ковалентна връзка (префиксът "co-" на латински

Сигма и пи връзки.
Сигма (σ)-, pi (π)-връзки - приблизително описание на видовете ковалентни връзки в молекулите различни връзки, σ-свързването се характеризира с това, че плътността на електронния облак е максимална

Образуване на ковалентна връзка по донорно-акцепторен механизъм.
В допълнение към хомогенния механизъм на образуване на ковалентна връзка, описан в предишния раздел, има хетерогенен механизъм - взаимодействието на противоположно заредени йони - Н+ протона и

Химично свързване и молекулярна геометрия. BI3, PI3
Фигура 3.1 Добавяне на диполни елементи в молекули NH3 и NF3

Полярна и неполярна връзка
Ковалентната връзка се образува в резултат на споделянето на електрони (за образуване на общи електронни двойки), което се случва по време на припокриването на електронни облаци. В образованието

Йонна връзка
Йонната връзка е химическа връзка, която възниква чрез електростатично взаимодействие на противоположно заредени йони. По този начин процесът на обучение и

Степен на окисление
Валентност 1. Валентността е способността на атомите химически елементиобразуват определено число химически връзки. 2. Стойностите на валентността варират от I до VII (рядко VIII). Валенс

Водородна връзка
В допълнение към различни хетерополярни и хомеополярни връзки, има още една специален видкомуникации, които през последните две десетилетия привличат всички повече вниманиехимици. Това е така нареченият водород

Кристални решетки
И така, кристалната структура се характеризира с правилното (правилно) подреждане на частиците в стриктно определени местав кристал. Когато мислено свържете тези точки с линии, получавате интервали.

Решения
Ако кристали от готварска сол, захар или калиев перманганат (калиев перманганат) се поставят в съд с вода, тогава можем да наблюдаваме как количеството твърдо вещество постепенно намалява. В същото време вода

Електролитна дисоциация
Разтворите на всички вещества могат да се разделят на две групи: електролити – пров електричество, неелектролитите не са проводници. Това разделение е условно, тъй като всичко

Механизъм на дисоциация.
Водните молекули са диполни, т.е. единият край на молекулата е зареден отрицателно, другият е зареден положително. Молекулата има отрицателен полюс, приближаващ се до натриевия йон, и положителен полюс, приближаващ се до хлорния йон; съраунд io

Йонно произведение на вода
Водородният индекс (pH) е стойност, характеризираща активността или концентрацията на водородните йони в разтворите. Водородният индикатор се обозначава като pH. Водородният индекс е числено

Химическа реакция
Химическата реакция е превръщането на едно вещество в друго. Подобно определение обаче се нуждае от едно съществено допълнение. В ядрен реактор или ускорител някои вещества също се преобразуват

Методи за подреждане на коефициенти в OVR
Метод на електронен баланс 1). Пишем уравнението химическа реакция KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Намиране на атоми

Хидролиза
Хидролизата е процес на обменно взаимодействие между солни йони и вода, водещ до образуване на слабо дисоциирани вещества и придружен от промяна в реакцията (pH) на средата. Същността

Скорост на химичните реакции
Скоростта на реакцията се определя от промяната в моларната концентрация на един от реагентите: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t

Фактори, влияещи върху скоростта на химичните реакции
1. Естеството на реагиращите вещества. Характерът на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите играят важна роля. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с

Активираща енергия
Сблъсъкът на химически частици води до химично взаимодействие само ако сблъскващите се частици имат енергия, надвишаваща определена стойност. Нека се съобразяваме

Катализатор за катализа
Много реакции могат да бъдат ускорени или забавени чрез въвеждането на определени вещества. Добавените вещества не участват в реакцията и не се изразходват по време на нейното протичане, но оказват значително влияние върху

Химично равновесие
Химичните реакции, които протичат със сравними скорости и в двете посоки, се наричат обратими. При такива реакции се образуват равновесни смеси от реагенти и продукти, чийто състав

Принцип на Льо Шателие
Принципът на Le Chatelier казва, че за да изместите равновесието надясно, първо трябва да увеличите налягането. Наистина, с увеличаване на налягането системата ще „устои“ на увеличаването на кон

Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция
Фактори, влияещи върху скоростта на химическата реакция Увеличаване на скоростта Намаляване на скоростта Наличие на химически активни реагенти

Законът на Хес
Използване на таблични стойности

Топлинен ефект
По време на реакцията връзките в изходните вещества се разкъсват и в продуктите на реакцията се образуват нови връзки. Тъй като образуването на връзка става с освобождаването и нейното разкъсване става с поглъщането на енергия, тогава x

Основи (хидроксиди)– сложни вещества, чиито молекули съдържат една или повече хидрокси ОН групи. Най-често базите се състоят от метален атом и ОН група. Например NaOH е натриев хидроксид, Ca(OH) 2 е калциев хидроксид и т.н.

Има основа - амониев хидроксид, в който хидрокси групата е прикрепена не към метала, а към NH4 + йона (амониев катион). Амониевият хидроксид се образува, когато амонякът се разтвори във вода (реакцията на добавяне на вода към амоняка):

NH3 + H2O = NH4OH (амониев хидроксид).

Валентността на хидроксилната група е 1. Броят на хидроксилните групи в основната молекула зависи от валентността на метала и е равен на нея. Например NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 и др.

Всички причини -твърди вещества, които имат различни цветове. Някои основи са силно разтворими във вода (NaOH, KOH и др.). Повечето от тях обаче не са разтворими във вода.

Разтворимите във вода основи се наричат алкали.Алкалните разтвори са „сапунени“, хлъзгави на допир и доста разяждащи. Алкалите включват хидроксиди на алкални и алкалоземни метали (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 и др.). Останалите са неразтворими.

Неразтворими основи- това са амфотерни хидроксиди, които действат като основи при взаимодействие с киселини и се държат като киселини с основи.

Различните бази имат различни способности да отстраняват хидрокси групите, така че те се разделят на силни и слаби основи.

Силните основи във водни разтвори лесно се отказват от своите хидрокси групи, но слабите основи не го правят.

Химични свойства на основите

Химичните свойства на основите се характеризират с връзката им с киселини, киселинни анхидриди и соли.

1. Действайте по индикатори. Индикаторите променят цвета си в зависимост от взаимодействието с различни химикали. В неутралните разтвори те имат един цвят, в киселинните разтвори имат друг цвят. Когато взаимодействат с основите, те променят цвета си: индикаторът на метилоранж се завърта жълто, лакмусов индикатор – в Син цвят, а фенолфталеинът става фуксия.

2. Взаимодействат с киселинни оксиди собразуване на сол и вода:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Реагират с киселини,образувайки сол и вода. Реакцията на основа с киселина се нарича реакция на неутрализация, тъй като след нейното завършване средата става неутрална:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагира със солиобразуване на нова сол и основа:

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

5. При нагряване те могат да се разложат на вода и основния оксид:

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

Все още имате въпроси? Искате ли да научите повече за фон дьо тените?
За да получите помощ от преподавател, регистрирайте се.
Първият урок е безплатен!

уебсайт, при пълно или частично копиране на материал се изисква връзка към източника.

1. Основа + киселинна сол + вода

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Основа + киселинен оксид
сол + вода

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

3. Алкални + амфотерен оксид/хидроксид
сол + вода

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO2 + H2O;

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

Обменната реакция между основа и сол протича само в разтвор (както основата, така и солта трябва да са разтворими) и само ако поне един от продуктите е утайка или слаб електролит (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl2 + NH4OH.

Само основите на алкални метали с изключение на LiOH са устойчиви на топлина

Ca(OH)2
CaO + H2O;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (s) + Zn
Na2ZnO2 + H2.

КИСЕЛИНИ

Киселиниот позицията на TED се наричат сложни вещества, които се дисоциират в разтвори, за да образуват водородния йон H +.

Класификация на киселините

1. Според броя на водородните атоми, способни да се елиминират във воден разтвор, киселините се разделят на едноосновен(HF, HNO2), двуосновен(H 2 CO 3, H 2 SO 4), триосновен(H3PO4).

2. Според състава на киселината се делят на без кислород(HCl, H2S) и кислородсъдържащи(HClO4, HNO3).

3. Според способността на киселините да дисоциират във водни разтвори се делят на слабИ силен. Молекулите на силни киселини във водни разтвори напълно се разпадат на йони и тяхната дисоциация е необратима.

Например HCl
Н++ Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Слабите киселини се дисоциират обратимо, т.е. техните молекули във водни разтвори се разпадат на йони частично, а многоосновните - стъпаловидно.

CH3COOH
CH3COO-+H+;

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

Частта от киселинна молекула без един или повече водородни йони Н+ се нарича киселинен остатък. Зареждане киселинен остатъквинаги отрицателна и се определя от броя на H + йони, отстранени от киселинната молекула. Например, ортофосфорната киселина H 3 PO 4 може да образува три киселинни остатъка: H 2 PO - дихидрогенфосфатен йон, HPO - водороден фосфатен йон, PO - фосфатен йон.

Имената на безкислородните киселини се съставят чрез добавяне на края - водород към корена на руското име на киселиннообразуващия елемент (или към името на група атоми, например CN - циан): HCl - солна киселина (солна киселина), H 2 S - хидросулфидна киселина, HCN – циановодородна киселина (циановодородна киселина).

Имената на кислородсъдържащите киселини също се формират от руското име на киселиннообразуващия елемент с добавянето на думата „киселина“. В този случай името на киселината, в която елементът е в най-висока степен на окисление, завършва на "... ova" или "... ova", например H 2 SO 4 е сярна киселина, H 3 AsO 4 е арсенова киселина. С намаляване на степента на окисление на киселинно образуващия елемент, окончанията се променят в следната последователност: "...найа"(HClO 4 – перхлорна киселина), "...иш"(HClO 3 – перхлорна киселина), "...изморен"(HClO 2 – хлорна киселина), "...яйцевиден"(HClO е хипохлорна киселина). Ако даден елемент образува киселини, докато е само в две степени на окисление, тогава името на киселината, съответстващо на най-ниското състояние на окисление на елемента, получава края "... чист" (HNO 3 - азотна киселина, HNO 2 - азотиста киселина) .

Същият киселинен оксид (например P 2 O 5) може да съответства на няколко киселини, съдържащи един атом от даден елемент в молекулата (например HPO 3 и H 3 PO 4). В такива случаи префиксът "мета..." се добавя към името на киселината, съдържаща най-малък брой кислородни атоми в молекулата, а префиксът "орто..." се добавя към името на киселината, съдържаща най-голям брой кислородни атоми в молекулата (HPO 3 - метафосфорна киселина, H 3 PO 4 - ортофосфорна киселина).

Ако една киселинна молекула съдържа няколко атома на киселинообразуващ елемент, тогава към нейното име се добавя цифров префикс, например H 4 P 2 O 7 - двефосфорна киселина, H 2 B 4 O 7 – четириборна киселина.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O - H

Х-О-О О О О

Пероксосярна киселина Пероксосярна киселина

Химични свойства на киселините

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl2 + H2O.

Киселините взаимодействат със солни разтвори, ако това води до образуването на сол, неразтворима в киселини, или по-слаба (летлива) киселина в сравнение с оригиналната киселина.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H 2 CO 3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (разреден) + Fe
FeSO4 + H2;

HCl + Cu .

Фигура 2 показва взаимодействието на киселини с метали.

КИСЕЛИНА - ОКИСЛИТЕЛ

Метал в серията на напрежението след H 2

никаква реакция

Метал в диапазона на напрежение до N 2

+
метална сол + Н2

до мин. степен

H2SO4 концентриран

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

окисление (т.н.)

+
никаква реакция

/Mq/Zn

в зависимост от условията

Метален сулфат в max s.o.

+
+ +

Метал (други)

+
+ +

HNO 3 концентриран

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
никаква реакция

Алкален/алкалоземен метал

Метален нитрат в макс д.о.

Метал (други; Al, Cr, Fe, Co, Ni при нагряване)

TN+

HNO 3 разреден

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
никаква реакция

Алкален/алкалоземен метал

NH3 (NH4NO3)

Нитратен метал

la in max s.o.

+
+

Метал (останалото в двора на напрежението до N 2)

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

в зависимост от условията

Метал (останалото в поредицата от напрежения след H 2)

Фиг.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ НА КИСЕЛИНИ С МЕТАЛИ

СОЛ

соли –Това са сложни вещества, които се дисоциират в разтвори, за да образуват положително заредени йони (катиони - основни остатъци), с изключение на водородни йони, и отрицателно заредени йони (аниони - киселинни остатъци), различни от хидроксидните йони.

Съвременната химическа наука представлява много различни клонове и всеки от тях, в допълнение към своята теоретична основа, има голяма приложена стойност, практичен. Каквото и да докоснеш, всичко около теб е химически продукт. Основните раздели са неорганична и органична химия. Нека разгледаме какви основни класове вещества се класифицират като неорганични и какви свойства имат.

Основни категории неорганични съединения

Те включват следното:

Оксиди.
Сол.
Основания.
Киселини.

Всеки от класовете е представен от голямо разнообразие от съединения с неорганична природа и е важен в почти всяка структура на човешката икономическа и промишлена дейност. Изучават се всички основни свойства, характерни за тези съединения, срещането им в природата и получаването им училищен курсхимия в задължителен, в 8-11 клас.

Има обща таблица на оксиди, соли, основи, киселини, която представя примери за всяко вещество и тяхното агрегатно състояние и срещане в природата. Той също така показва взаимодействия, които описват Химични свойства. Ние обаче ще разгледаме всеки от класовете поотделно и по-подробно.

Група съединения - оксиди

4. Реакции, в резултат на които елементите променят CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реактивна вода: образуване на киселини (SiO 2 изключение)

CO + вода = киселина

2. Реакции с основи:

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

3. Реакции с основни оксиди: образуване на соли

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

4. OVR реакции:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Те проявяват двойни свойства и взаимодействат по принципа на киселинно-базовия метод (с киселини, основи, основни оксиди, киселинни оксиди). Те не взаимодействат с водата.

1. С киселини: образуване на соли и вода

AO + киселина = сол + H 2 O

2. С основи (алкали): образуване на хидроксокомплекси

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с киселинни оксиди: получаване на соли

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образуване на соли, топене

MnO + Rb 2 O = двойна сол Rb 2 MnO 2

5. Реакции на синтез с основи и карбонати на алкални метали: образуване на соли

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

Те не образуват нито киселини, нито алкали. Те проявяват много специфични свойства.

Всеки висш оксид, образуван както от метал, така и от неметал, се разтваря във вода, за да даде силна киселина или основа.

Органични и неорганични киселини

В класическия смисъл (въз основа на позициите на ED - електролитна дисоциация - Svante Arrhenius), киселините са съединения, които се дисоциират във водна среда на катиони H + и аниони на киселинни остатъци An -. Въпреки това днес киселините също са широко изследвани в безводни условия, така че има много различни теории за хидроксидите.

Емпиричните формули на оксиди, основи, киселини, соли се състоят само от символи, елементи и индекси, показващи тяхното количество в веществото. Например, неорганичните киселини се изразяват с формулата H + киселинен остатък n-. Органична материяимат различно теоретично картографиране. В допълнение към емпиричната, можете да запишете пълна и съкратена структурна формула за тях, която ще отразява не само състава и количеството на молекулата, но и реда на атомите, тяхната връзка помежду си и основните функционални група за карбоксилни киселини -СООН.

В неорганичните всички киселини се разделят на две групи:

безкислородни - HBr, HCN, HCL и други;
кислородсъдържащи (оксокиселини) - HClO 3 и всичко, където има кислород.

Неорганичните киселини също се класифицират по стабилност (стабилни или стабилни - всичко освен въглеродна и сярна, нестабилни или нестабилни - въглеродна и сярна). По сила киселините могат да бъдат силни: сярна, солна, азотна, перхлорна и други, както и слаби: сероводородна, хипохлорна и други.

Органичната химия не предлага същото разнообразие. Киселините, които са органични по природа, се класифицират като карбоксилни киселини. Техен обща характеристика- наличие на функционалната група -СООН. Например HCOOH (мравчена), CH 3 COOH (оцетна), C 17 H 35 COOH (стеаринова) и други.

Има редица киселини, които са особено внимателно подчертани, когато се разглежда тази тема в училищен курс по химия.

Соляная.
Азот.
Ортофосфорен.
Бромоводородна.
Въглища.
Йодоводород.
Сярна.
Оцетна киселина или етан.
Бутан или масло.
Бензоин.

Тези 10 киселини в химията са основни вещества от съответния клас както в училищния курс, така и като цяло в индустрията и синтезите.

Свойства на неорганичните киселини

Основните физични свойства включват на първо място различното агрегатно състояние. В края на краищата има редица киселини, които имат формата на кристали или прах (борна, ортофосфорна) при нормални условия. По-голямата част от известните неорганични киселини са различни течности. Точките на кипене и топене също варират.

Киселините могат да причинят тежки изгаряния, защото имат силата да разрушават органичната тъкан и кожна покривка. За откриване на киселини се използват индикатори:

метилоранж (в нормална среда - оранжево, в киселини - червено),
лакмус (в неутрално - виолетово, в киселини - червено) или някои други.

Най-важните химични свойства включват способността за взаимодействие както с прости, така и със сложни вещества.

Химични свойства на неорганичните киселини

С какво си взаимодействат?	Примерна реакция
1. С прости вещества - метали. Задължително условие: металът трябва да е в EHRNM преди водорода, тъй като металите, стоящи след водорода, не могат да го изместят от състава на киселините. Реакцията винаги произвежда водороден газ и сол.
2. С мотиви. Резултатът от реакцията е сол и вода. Такива реакции на силни киселини с алкали се наричат реакции на неутрализация.	Всяка киселина (силна) + разтворима основа = сол и вода
3. С амфотерни хидроксиди. Долен ред: сол и вода.	2HNO 2 + берилиев хидроксид = Be(NO 2) 2 (средна сол) + 2H 2 O
4. С основни оксиди. Резултат: вода, сол.	2HCL + FeO = железен (II) хлорид + H 2 O
5. С амфотерни оксиди. Краен ефект: сол и вода.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Със соли, образувани от по-слаби киселини. Краен ефект: сол и слаба киселина.	2HBr + MgCO 3 = магнезиев бромид + H 2 O + CO 2

При взаимодействие с метали не всички киселини реагират еднакво. Химията (9 клас) в училище включва много повърхностно изучаване на такива реакции, но дори и на това ниво се разглеждат специфичните свойства на концентрираната азотна и сярна киселина при взаимодействие с метали.

Хидроксиди: основи, амфотерни и неразтворими основи

Оксиди, соли, основи, киселини - всички тези класове вещества имат обща химическа природа, която се обяснява със структурата кристална решетка, както и взаимното влияние на атомите в молекулите. Въпреки това, ако беше възможно да се даде много специфична дефиниция за оксиди, тогава това е по-трудно да се направи за киселини и основи.

Точно като киселините, основите, според теорията на ED, са вещества, които могат да се разлагат във воден разтвор на метални катиони Me n + и аниони на хидроксилни групи OH - .

Разтворими или алкали (силни основи, които променят цвета на индикаторите). Образува се от метали от I и II група. Пример: KOH, NaOH, LiOH (тоест се вземат предвид елементи само от основните подгрупи);
Слабо разтворим или неразтворим (средна сила, не променя цвета на индикаторите). Пример: магнезиев хидроксид, желязо (II), (III) и др.
Молекулярни (слаби основи, във водна среда те обратимо се дисоциират на йонни молекули). Пример: N 2 H 4, амини, амоняк.
Амфотерни хидроксиди (показват двойни основно-киселинни свойства). Пример: берилий, цинк и т.н.

Всяка представена група се изучава в училищния курс по химия в раздела „Основи“. Химията в 8-9 клас включва подробно изучаване на алкали и слабо разтворими съединения.

Основни характерни свойства на основите

Всички алкали и слабо разтворими съединения се срещат в природата в твърдо кристално състояние. В същото време техните температури на топене обикновено са ниски и слабо разтворимите хидроксиди се разлагат при нагряване. Цветът на основите е различен. Ако алкали бяло, тогава кристалите на слабо разтворими и молекулярни основи могат да бъдат с много различни цветове. Разтворимостта на повечето съединения от този клас може да се намери в таблицата, която представя формулите на оксиди, основи, киселини, соли и показва тяхната разтворимост.

Алкалите могат да променят цвета на индикаторите, както следва: фенолфталеин - пурпурен, метилов оранжев - жълт. Това се осигурява от свободното присъствие на хидроксо групи в разтвора. Ето защо слабо разтворимите основи не дават такава реакция.

Химичните свойства на всяка група бази са различни.

Химични свойства

Алкали

Слабо разтворими основи

Амфотерни хидроксиди

I. Взаимодействие с CO (резултат - сол и вода):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода

II. Взаимодействат с киселини (сол и вода):

обикновени реакции на неутрализация (виж киселини)

III. Те взаимодействат с АО, за да образуват хидроксо комплекс от сол и вода:

2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, или Na 2

IV. Те взаимодействат с амфотерни хидроксиди, за да образуват хидроксо комплексни соли:

Същото като при АО, само без вода

V. Реагирайте с разтворими соли, за да образувате неразтворими хидроксиди и соли:

3CsOH + железен (III) хлорид = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Реагират с цинк и алуминий във воден разтвор, за да образуват соли и водород:

2RbOH + 2Al + вода = комплекс с хидроксиден йон 2Rb + 3H 2

I. При нагряване те могат да се разложат:

неразтворим хидроксид = оксид + вода

II. Реакции с киселини (резултат: сол и вода):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода

III. Взаимодействайте с KO:

Me +n (OH) n + KO = сол + H2O

I. Реагирайте с киселини, за да образувате сол и вода:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + вода

II. Реагира с алкали: резултат - сол и вода (условие: синтез)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = сол + 2H 2 O

III. Реагирайте със силни хидроксиди: резултатът е соли, ако реакцията протича във воден разтвор:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Това са повечето химични свойства, които основите проявяват. Химията на основите е доста проста и се подчинява на общите закони на всички неорганични съединения.

Клас неорганични соли. Класификация, физични свойства

Въз основа на разпоредбите на ED, солите могат да се нарекат неорганични съединения, които се дисоциират във воден разтвор на метални катиони Me +n и аниони на киселинни остатъци An n-. Ето как можете да си представите солите. Химията дава повече от едно определение, но това е най-точното.

Освен това, според тяхната химична природа, всички соли се разделят на:

Киселинни (съдържащи водороден катион). Пример: NaHSO 4.
Основен (съдържащ хидроксо група). Пример: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Среден (състои се само от метален катион и киселинен остатък). Пример: NaCL, CaSO 4.
Двойно (включва два различни метални катиона). Пример: NaAl(SO 4) 3.
Комплекс (хидроксо комплекси, аква комплекси и други). Пример: K 2.

Формулите на солите отразяват тяхната химическа природа, а също така показват качествения и количествения състав на молекулата.

Оксидите, солите, основите, киселините имат различни свойства на разтворимост, които могат да се видят в съответната таблица.

Ако говорим за агрегатно състояниесоли, тогава трябва да забележите тяхната монотонност. Те съществуват само в твърди, кристални или прахообразни състояния. Цветовата гама е доста разнообразна. Разтворите на комплексни соли, като правило, имат ярки, наситени цветове.

Химични взаимодействия за класа на средните соли

Те имат подобни химични свойства като основи, киселини и соли. Оксидите, както вече разгледахме, са малко по-различни от тях в този фактор.

Общо за средните соли могат да се разграничат 4 основни типа взаимодействия.

I. Взаимодействие с киселини (само силни от гледна точка на ED) с образуването на друга сол и слаба киселина:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с разтворими хидроксиди, произвеждащи соли и неразтворими основи:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 разтворима сол + Cu(OH) 2 неразтворима основа

III. Реакция с друга разтворима сол за образуване на неразтворима и разтворима сол:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с метали, разположени в EHRNM вляво от този, който образува солта. В този случай реагиращият метал не трябва да взаимодейства с вода при нормални условия:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Това са основните видове взаимодействия, които са характерни за средните соли. Формулите на сложните, основните, двойните и киселинните соли говорят сами за спецификата на проявените химични свойства.

Формулите на оксиди, основи, киселини, соли отразяват химическата същност на всички представители на тези класове неорганични съединения и освен това дават представа за името на веществото и неговите физични свойства. Ето защо трябва да се обърне специално внимание на тяхното писане. Огромно разнообразие от съединения ни предлага като цяло удивителната наука химия. Оксиди, основи, киселини, соли - това е само част от огромното разнообразие.

Причини – сложни вещества, които се състоят от метален катион Me + (или металоподобен катион, например амониев йон NH 4 +) и хидроксиден анион OH -.

Според разтворимостта си във вода основите се делят на разтворим (алкали) И неразтворими основи . Има и нестабилни основи, които спонтанно се разлагат.

Получаване на основания

1. Взаимодействие на основни оксиди с вода. В този случай само онези оксиди, които съответстват на разтворима основа (алкали).Тези. по този начин можете да получите само алкали:

основен оксид + вода = основа

Например , натриев оксидобразува във вода натриев хидроксид(натриев хидроксид):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

В същото време около меден (II) оксидс вода не реагира:

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие на металите с водата. При което реагират с водапри нормални условиясамо алкални метали(литий, натрий, калий, рубидий, цезий), калций, стронций и барий.В този случай протича редокс реакция, водородът е окислител, а металът е редуциращ агент.

метал + вода = алкали + водород

Например, калийреагира с вода много бурен:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Електролиза на разтвори на някои соли на алкални метали. Като правило, за получаване на алкали се извършва електролиза разтвори на соли, образувани от алкални или алкалоземни метали и безкислородни киселини (с изключение на флуороводородна киселина) - хлориди, бромиди, сулфиди и др. Този въпрос е разгледан по-подробно в статията .

Например , електролиза на натриев хлорид:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Основите се образуват при взаимодействието на други основи със соли. В този случай взаимодействат само разтворими вещества и в продуктите трябва да се образува неразтворима сол или неразтворима основа:

или

алкали + сол 1 = сол 2 ↓ + алкали

Например: Калиевият карбонат реагира в разтвор с калциев хидроксид:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Например: Меден (II) хлорид реагира в разтвор с натриев хидроксид. В този случай изпада утайка от син меден (II) хидроксид:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Химични свойства на неразтворимите основи

1. Неразтворимите основи реагират със силни киселини и техните оксиди (и някои средни киселини). В такъв случай, сол и вода.

неразтворима основа + киселина = сол + вода

неразтворима основа + киселинен оксид = сол + вода

Например ,Медният (II) хидроксид реагира със силна солна киселина:

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

В този случай медният (II) хидроксид не взаимодейства с киселинния оксид слабвъглеродна киселина - въглероден диоксид:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Неразтворимите основи се разлагат при нагряване на оксид и вода.

Например, Железният (III) хидроксид се разлага на железен (III) оксид и вода при нагряване:

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

3. Неразтворимите основи не реагиратс амфотерни оксиди и хидроксиди.

неразтворима основа + амфотерен оксид ≠

неразтворима основа + амфотерен хидроксид ≠

4. Някои неразтворими основи могат да действат каторедуциращи агенти. Редуциращите агенти са основи, образувани от метали с минимумили междинно състояние на окисление, които могат да повишат степента им на окисление (железен (II) хидроксид, хром (II) хидроксид и др.).

Например , Железен (II) хидроксид може да се окисли с атмосферен кислород в присъствието на вода до железен (III) хидроксид:

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

Химични свойства на основите

1. Алкалите реагират с всякакви киселини - силни и слаби . В този случай се образува средна сол и вода. Тези реакции се наричат реакции на неутрализация. Възможно е и образование кисела сол, ако киселината е многоосновна, при определено съотношение на реагентите или в излишна киселина. IN излишък от алкалиобразуват се средна сол и вода:

алкали (излишък) + киселина = средна сол + вода

алкална + многоосновна киселина (излишък) = киселинна сол + вода

Например , Натриевият хидроксид при взаимодействие с триосновна фосфорна киселина може да образува 3 вида соли: дихидрогенфосфати, фосфатиили хидрофосфати.

В този случай дихидрогенфосфатите се образуват в излишък на киселина или когато моларното съотношение (съотношението на количествата вещества) на реагентите е 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Когато моларното съотношение на основата и киселината е 2:1, се образуват хидрофосфати:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

При излишък от алкали или при моларно съотношение на алкали към киселина 3:1 се образува фосфат на алкален метал.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Алкалите реагират самфотерни оксиди и хидроксиди. При което в стопилката се образуват обикновени соли , А в разтвор - комплексни соли .

алкали (стопилка) + амфотерен оксид = средна сол + вода

алкална (стопилка) + амфотерен хидроксид = средна сол + вода

алкали (разтвор) + амфотерен оксид = комплексна сол

алкали (разтвор) + амфотерен хидроксид = комплексна сол

Например , когато алуминиевият хидроксид реагира с натриев хидроксид в стопилката се образува натриев алуминат. По-киселият хидроксид образува киселинен остатък:

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

А в разтвор образува се сложна сол:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Моля, обърнете внимание как е съставена формулата на комплексната сол:първо избираме централния атом (доПо правило това е амфотерен хидроксиден метал).След това добавяме към него лиганди- в нашия случай това са хидроксидни йони. Броят на лигандите обикновено е 2 пъти по-голям от степента на окисление на централния атом. Но алуминиевият комплекс е изключение, неговият брой лиганди най-често е 4. Ограждаме получения фрагмент в квадратни скоби - това е комплексен йон. Определяме неговия заряд и добавяме необходимия брой катиони или аниони отвън.

3. Алкалите взаимодействат с киселинните оксиди. В същото време образованието е възможно киселоили средна сол, в зависимост от моларното съотношение на алкален и киселинен оксид. При излишък от алкали се образува средна сол, а при излишък от киселинен оксид се образува кисела сол:

алкали (излишък) + киселинен оксид = средна сол + вода

или:

алкален + киселинен оксид (излишък) = киселинна сол

Например , при взаимодействие излишък от натриев хидроксидС въглероден диоксид се образуват натриев карбонат и вода:

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

И при взаимодействие излишък на въглероден диоксидс натриев хидроксид се образува само натриев бикарбонат:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Алкалите взаимодействат със солите. Алкалите реагират само с разтворими солив разтвор, при условие че В храната се образува газ или утайка . Такива реакции протичат според механизма йонен обмен.

алкали + разтворима сол = сол + съответния хидроксид

Алкалите взаимодействат с разтвори на метални соли, които съответстват на неразтворими или нестабилни хидроксиди.

Например, натриевият хидроксид реагира с меден сулфат в разтвор:

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

Също алкалите реагират с разтвори на амониеви соли.

Например , Калиевият хидроксид реагира с разтвор на амониев нитрат:

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

! Когато солите на амфотерните метали взаимодействат с излишък от алкали, се образува комплексна сол!

Нека разгледаме този въпрос по-подробно. Ако солта, образувана от метала, на който съответства амфотерен хидроксид , взаимодейства с малко количество алкали, след което протича обичайната реакция на обмен и се получава утайкахидроксид на този метал .

Например , излишъкът от цинков сулфат реагира в разтвор с калиев хидроксид:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

При тази реакция обаче не се образува основа, а мфотерен хидроксид. И както вече посочихме по-горе, амфотерните хидроксиди се разтварят в излишък от основи, за да образуват комплексни соли . T Така, когато цинковият сулфат реагира с излишен алкален разтворобразува се сложна сол, не се образува утайка:

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

Така получаваме 2 схеми за взаимодействие на метални соли, които съответстват на амфотерни хидроксиди, с алкали:

амфотерна метална сол (излишък) + алкали = амфотерен хидроксид↓ + сол

амф.метална сол + алкали (излишък) = комплексна сол + сол

5. Алкалите взаимодействат с киселинни соли.В този случай се образуват средни соли или по-малко киселинни соли.

кисела сол + алкали = средна сол + вода

Например , Калиевият хидросулфит реагира с калиев хидроксид, за да образува калиев сулфит и вода:

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

Много е удобно да се определят свойствата на киселинните соли, като мислено разделите киселинната сол на 2 вещества - киселина и сол. Например, ние разграждаме натриевия бикарбонат NaHCO3 на уолова киселина H2CO3 и натриев карбонат Na2CO3. Свойствата на бикарбоната до голяма степен се определят от свойствата на въглената киселина и свойствата на натриевия карбонат.

6. Алкалите взаимодействат с металите в разтвор и се стопяват. В този случай възниква окислително-редукционна реакция, образуваща се в разтвора комплексна солИ водород, в стопилката - средна солИ водород.

Забележка! Само онези метали, чийто оксид с минимално положително окислително състояние на метала е амфотерен, реагират с алкали в разтвор!

Например , желязоне реагира с алкален разтвор, железният (II) оксид е основен. А алуминийразтваря се във воден алкален разтвор, алуминиевият оксид е амфотерен:

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

7. Алкалите взаимодействат с неметалите. В този случай възникват окислително-редукционни реакции. обикновено, неметалите са непропорционални в алкали. Те не отговарятс алкали кислород, водород, азот, въглерод и инертни газове (хелий, неон, аргон и др.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Сяра, хлор, бром, йод, фосфори други неметали непропорционаленв основи (т.е. те се самоокисляват и самовъзстановяват).

Например хлорпри взаимодействие с студена лугапреминава в степени на окисление -1 и +1:

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

хлорпри взаимодействие с гореща лугапреминава в степени на окисление -1 и +5:

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

Силицийокислен от основи до степен на окисление +4.

Например, в разтвор:

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

Флуорът окислява основите:

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

Можете да прочетете повече за тези реакции в статията.

8. Алкалите не се разлагат при нагряване.

Изключение прави литиевият хидроксид:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O