Interakcia nerozpustných zásad. Chemické vlastnosti zásad

30.09.2019

Pred diskusiou o chemických vlastnostiach zásad a amfotérnych hydroxidov si jasne definujme, čo to je?

1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú napísané buď ako MeOH alebo ako Me (OH) 2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 teda nepatria medzi zásady.

2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stave + 3, + 4, ako aj výnimočne hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stave +4 sa v úlohách USE nenachádzajú, preto sa nebudú brať do úvahy.

Chemické vlastnosti zásad

Všetky základne sú rozdelené na:

Pripomeňme, že berýlium a horčík nepatria medzi kovy alkalických zemín.

Okrem toho, že alkálie sú rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, kým nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácie.

Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať v alkáliách a nerozpustných hydroxidoch vedie zase k viditeľným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Najmä alkálie sú chemicky aktívnejšie zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do reakcií, do ktorých nevstupujú nerozpustné zásady.

Interakcia zásad s kyselinami

Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:

Nerozpustné zásady reagujú s takmer všetkými rozpustnými kyselinami, nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:

Je potrebné poznamenať, že silné aj slabé zásady so všeobecným vzorcom vo forme Me (OH) 2 môžu tvoriť zásadité soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:

Interakcia s kyslými oxidmi

Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi, čím vznikajú soli a často voda:

Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku stredných solí1:

Nerozpustné zásady typu Me (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxidom uhličitým výlučne za vzniku zásaditých solí. Napríklad:

Cu (OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20

Vďaka svojej výnimočnej inertnosti reagujú s oxidom kremičitým len tie najsilnejšie zásady - alkálie. Takto vznikajú normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:

Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi

Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie táto reakcia k tvorbe bezvodých solí:

Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexové soli:

V prípade hliníka vzniká pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie namiesto Na soli Na3 soľ:

Interakcia zásad so soľami

Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:

1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;

2) prítomnosť sedimentu alebo plynu medzi reakčnými produktmi

Napríklad:

Tepelná stabilita podkladov

Všetky alkálie, okrem Ca (OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.

Všetky nerozpustné zásady, ako aj slabo rozpustný Ca (OH) 2 sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:

Nerozpustné hydroxidy majú oveľa nižšie teploty rozkladu. Takže napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 o C:

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami

Amfotérne hydroxidy reagujú so silnými kyselinami:

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. druhy Me (OH) 3, nereagujú s kyselinami, ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by sa mohli vytvoriť v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na počiatočnú amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín

Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššími oxidmi, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami

Zo zásad reagujú amfotérne hydroxidy len s alkáliami. V tomto prípade, ak sa použije vodný roztok alkálie, potom sa vytvoria hydroxokomplexové soli:

A keď sa amfotérne hydroxidy fúzujú s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi

Amfotérne hydroxidy reagujú fúziou s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:

Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov

Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.

Kov a hydroxylová skupina (OH). Napríklad hydroxid sodný - NaOH hydroxid vápenatý - Ca(OH) 2 hydroxid bárnatý - Ba(OH) 2 atď.

Získanie hydroxidov.

1. Reakcia výmeny:

CaS04 + 2NaOH = Ca (OH)2 + Na2S04,

2. Elektrolýza vodných roztokov solí:

2KCl + 2H20 = 2KOH + H2 + Cl2,

3. Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

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

Chemické vlastnosti hydroxidov.

1. Hydroxidy majú zásaditý charakter.

2. Hydroxidy rozpúšťajú sa vo vode (zásady) a sú nerozpustné. napr. KOH- rozpúšťa sa vo vode, a Ca(OH) 2 - mierne rozpustný, má biely roztok. Kovy 1. skupiny periodickej tabuľky D.I. Mendelejev poskytuje rozpustné zásady (hydroxidy).

3. Hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú:

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

4. Alkálie reagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

2KOH + C02 = K2C03 + H20.

5. Alkálie môžu reagovať odlišne s niektorými nekovmi pri rôznych teplotách:

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

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

6. Interakcia s kyselinami:

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

Rozdelenie báz do skupín podľa rôznych charakteristík je uvedené v tabuľke 11.

Tabuľka 11
Základná klasifikácia

Všetky zásady, okrem roztoku amoniaku vo vode, sú pevné látky s rôznymi farbami. Napríklad hydroxid vápenatý Ca (OH) 2 je biely, hydroxid meďnatý Cu (OH) 2 je modrý, hydroxid nikelnatý Ni (OH) 2 je zelený, hydroxid železitý Fe (OH) 3 je červená, hnedá atď.

Vodný roztok amoniaku NH 3 H 2 O na rozdiel od iných zásad neobsahuje katióny kovov, ale komplexný jednotlivo nabitý amónny katión NH - 4 a existuje iba v roztoku (tento roztok poznáte pod názvom amoniak). Ľahko sa rozkladá na amoniak a vodu:

Avšak bez ohľadu na to, aké odlišné sú bázy, všetky pozostávajú z kovových iónov a hydroxylových skupín, ktorých počet sa rovná oxidačnému stavu kovu.

Všetky zásady a predovšetkým alkálie (silné elektrolyty) tvoria počas disociácie hydroxidové ióny OH, ktoré určujú množstvo všeobecných vlastností: mydlivosť na dotyk, zmena farby indikátorov (lakmus, metyl pomaranč a fenolftaleín), interakcia s inými látok.

Typické bázické reakcie

O prvej reakcii (univerzálnej) sa hovorilo v § 38.

Laboratórny pokus č.23
Interakcia zásad s kyselinami

H+ + OH- = H20.

Spustite reakcie, rovnice, pre ktoré ste vytvorili. Pamätajte, aké látky (iné ako kyseliny a zásady) sú potrebné na pozorovanie týchto chemických reakcií.

Druhá reakcia prebieha medzi zásadami a oxidmi nekovov, ktoré zodpovedajú kyselinám napr.

Je v súlade s

atď.

Keď oxidy reagujú so zásadami, tvoria sa soli zodpovedajúcich kyselín a vody:

Ryža. 141.
Interakcia alkálie s oxidom nekovov

Laboratórny pokus č.24
Interakcia alkálií s oxidmi nekovov

Opakujte skúsenosť, ktorú ste urobili predtým. Do skúmavky nalejte 2-3 ml číreho roztoku vápennej vody.

Umiestnite do nej slamku na šťavu, ktorá funguje ako trubica na výstup plynu. Jemne prefúknite vydýchnutý vzduch cez roztok. Čo pozeráš?

Napíšte rovnice molekulárnej a iónovej reakcie.

Ryža. 142.
Interakcia alkálií so soľami:
a - s tvorbou zrazeniny; b - s tvorbou plynu

Tretia reakcia je typická reakcia na výmenu iónov a vyskytuje sa iba vtedy, ak je výsledkom zrazenina alebo sa uvoľní plyn, napríklad:

Laboratórny pokus č.25
Interakcia alkálií so soľami

Zahrejte obsah 1. skúmavky a podľa čuchu identifikujte jeden z reakčných produktov.

Formulujte záver o možnosti interakcie alkálií so soľami.

Nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na oxid kovu a vodu, čo nie je charakteristické pre zásady, napr.

Fe(OH)2 = FeO + H20.

Laboratórny pokus č.26
Príprava a vlastnosti nerozpustných zásad

Nalejte 1 ml roztoku síranu alebo chloridu meďnatého do dvoch skúmaviek. Do každej skúmavky pridajte 3-4 kvapky roztoku hydroxidu sodného. Opíšte vzniknutý hydroxid meďnatý (II).

Poznámka... Skúmavky so získaným hydroxidom meďnatým (II) ponechajte na nasledujúce experimenty.

Zostavte molekulové a iónové rovnice uskutočnenej reakcie. Uveďte typ reakcie na základe "počtu a zloženia východiskových látok a reakčných produktov."

Pridajte 1-2 ml kyseliny chlorovodíkovej do jednej zo skúmaviek s hydroxidom meďnatým získaným v predchádzajúcom experimente. Čo pozeráš?

Pomocou pipety kvapnite 1–2 kvapky výsledného roztoku na sklenený alebo porcelánový tanier a pomocou klieští na téglik jemne odparte. Preskúmajte kryštály, ktoré sa tvoria. Všimnite si ich farbu.

Zostavte molekulové a iónové rovnice uskutočnenej reakcie. Uveďte typ reakcie na základe počtu a zloženia východiskových látok a reakčných produktov, účasti katalyzátora a reverzibility chemickej reakcie.

Zahrejte jednu zo skúmaviek hydroxidom meďnatým, ktorý ste získali skôr alebo ktorý dal učiteľ () (obr. 143). Čo pozeráš?

Ryža. 143.
Rozklad hydroxidu meďnatého pri zahrievaní

Zostavte rovnicu uskutočnenej reakcie, uveďte podmienku jej výskytu a typ reakcie podľa znakov „počet a zloženie východiskových látok a reakčných produktov“, „uvoľňovanie alebo absorpcia tepla“ a „reverzibilita chemická reakcia“.

Kľúčové slová a frázy

Klasifikácia báz.
Typické vlastnosti zásad: ich interakcia s kyselinami, oxidmi nekovov, soľami.
Typická vlastnosť nerozpustných zásad: rozklad pri zahrievaní.
Podmienky pre typické reakcie báz.

Práca s počítačom

Pozrite si elektronickú prílohu. Preštudujte si látku v lekcii a dokončite navrhované úlohy.
Vyhľadajte na internete e-mailové adresy, ktoré môžu slúžiť ako dodatočné zdroje na odhalenie obsahu kľúčových slov a fráz v odseku. Ponúknite učiteľovi, že mu pomôžete pripraviť novú hodinu, a to tak, že napíšete kľúčové slová a frázy v nasledujúcom odseku.

Otázky a úlohy

a) získanie dôvodov.

1) Všeobecnou metódou na získanie zásad je výmenná reakcia, pomocou ktorej možno získať nerozpustné aj rozpustné zásady:

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

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

Keď sa týmto spôsobom získajú rozpustné zásady, vyzráža sa nerozpustná soľ.

2) Alkálie možno získať aj interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou:

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2,

SrO + H20 = Sr (OH)2.

3) Alkálie v technológii sa zvyčajne získavajú elektrolýzou vodných roztokov chloridov:

b)chemickývlastnosti báz.

1) Najcharakteristickejšou reakciou zásad je ich interakcia s kyselinami - neutralizačná reakcia. Vstupujú do nej alkálie aj nerozpustné zásady:

NaOH + HN03 = NaN03 + H20,

Cu (OH)2 + H2S04 = СuS04 + 2 H20.

2) Vyššie bolo ukázané, ako alkálie interagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi.

3) Keď alkálie interagujú s rozpustnými soľami, vytvorí sa nová soľ a nová zásada. Takáto reakcia končí až vtedy, keď sa aspoň jedna zo získaných látok vyzráža.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Pri zahrievaní sa väčšina zásad, s výnimkou hydroxidov alkalických kovov, rozkladá na zodpovedajúci oxid a vodu:

2 Fe (OH) 3 = Fe203 + 3 H20,

Ca(OH)2 = CaO + H20.

KYSELINY - komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z jedného alebo viacerých atómov vodíka a zvyšku kyseliny. Zloženie kyselín môže byť vyjadrené všeobecným vzorcom H x A, kde A je zvyšok kyseliny. Atómy vodíka v kyselinách môžu byť nahradené alebo vymenené za atómy kovov, čím vznikajú soli.

Ak kyselina obsahuje jeden takýto atóm vodíka, potom ide o jednosýtnu kyselinu (HCl - chlorovodíková, HNO 3 - dusičná, HClO - chlórna, CH 3 COOH - octová); dva atómy vodíka - dvojsýtne kyseliny: H 2 SO 4 - sírová, H 2 S - sírovodík; tri atómy vodíka sú tribázické: H 3 PO 4 - ortofosforečná, H 3 AsO 4 - orto-arzén.

V závislosti od zloženia kyslého zvyšku sa kyseliny delia na anoxické (H 2 S, HBr, HI) a obsahujúce kyslík (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). V molekulách kyselín obsahujúcich kyslík sú atómy vodíka spojené cez kyslík s centrálnym atómom: H - O - E. Názvy anoxických kyselín sú tvorené z koreňa ruského názvu pre nekov, spojovacej samohlásky - O- a slová "vodík" (H 2 S - sírovodík). Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sú uvedené takto: ak je nekov (menej často kov), ktorý je súčasťou zvyšku kyseliny, v najvyššom oxidačnom stave, potom sa ku koreňu ruského názvu pridajú prípony prvok -n-, -ev-, alebo - ov- a ďalší koniec -a ja-(H 2 SO 4 - sírová, H 2 CrO 4 - chróm). Ak je oxidačný stav centrálneho atómu nižší, potom prípona -ist-(H2SO3 - sírová). Ak nekov tvorí sériu kyselín, použite iné prípony (HClO - chlór ovist ah, HClO 2 - chlór ist ah, HClO 3 - chlór vajcovité ah, HClO 4 - chlór n a ja).

S
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú kyseliny elektrolyty, ktoré disociujú vo vodnom roztoku za vzniku iba vodíkových iónov ako katiónov:

V x A xH + + A x-

Prítomnosť iónov H + spôsobila zmenu farby indikátorov v kyslých roztokoch: lakmusový (červený), metyloranžový (ružový).

Získavanie a vlastnosti kyselín

a) získavanie kyselín.

1) Anoxické kyseliny je možné získať priamou kombináciou nekovov s vodíkom a následným rozpustením príslušných plynov vo vode:

2) Kyslík obsahujúce kyseliny možno často získať interakciou kyslých oxidov s vodou.

3) Ako anoxické, tak aj kyslík obsahujúce kyseliny je možné získať výmennými reakciami medzi soľami a inými kyselinami:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

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

NaCl (tuhá látka) + H2SO4 (konc.) = HCl  + NaHS04,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3,

4) V niektorých prípadoch sa na získanie kyselín môžu použiť redoxné reakcie:

3P + 5HNO3 + 2H20 = 3H3P04 + 5NO 

b ) chemické vlastnosti kyselín.

1) Kyseliny interagujú so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi. V tomto prípade môžu prakticky nerozpustné kyseliny (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) reagovať len s rozpustnými zásadami.

H2Si03 + 2NaOH = Na2Si03 + 2H20

2) Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi je diskutovaná vyššie.

3) Interakcia kyselín so soľami je výmenná reakcia za vzniku soli a vody. Táto reakcia končí, ak je reakčným produktom nerozpustná alebo prchavá látka alebo slabý elektrolyt.

Ni2Si03 + 2HCl = 2NaCl + H2Si03

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

4) Interakcia kyselín s kovmi je redoxný proces. Redukčné činidlo - kov, oxidačné činidlo - vodíkové ióny (neoxidačné kyseliny: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (zriedená), H 3 PO 4) alebo anión zvyšku kyseliny (kyselinové oxidačné činidlá: H 2 SO 4 (konc.), HNO 3 (koniec a rozdelenie)). Produkty reakcie interakcie neoxidačných kyselín s kovmi stojacimi v sérii napätí až po vodík sú soľ a plynný vodík:

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

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 

Oxidačné kyseliny interagujú s takmer všetkými kovmi, vrátane nízkoaktívnych kovov (Cu, Hg, Ag), čím vznikajú redukčné produkty kyslého aniónu, soli a vody:

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

Pb + 4HN03 (konc) = Pb (N03)2 + 2N02 + 2H20

AMFOTERICKÉ HYDROXIDY vykazujú acidobázickú dualitu: reagujú s kyselinami ako zásadami:

2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6H20,

a so zásadami - ako kyseliny:

Cr (OH) 3 + NaOH = Na (reakcia prebieha v alkalickom roztoku);

Cr (OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcia prebieha medzi tuhými látkami pri fúzii).

Amfotérne hydroxidy tvoria soli so silnými kyselinami a zásadami.

Tak ako iné nerozpustné hydroxidy, aj amfotérne hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú na oxid a vodu:

Be (OH)2 = BeO + H20.

SOLI- iónové zlúčeniny pozostávajúce z katiónov kovov (alebo amónia) a aniónov kyslých zvyškov. Akákoľvek soľ môže byť považovaná za produkt zásaditej neutralizačnej reakcie s kyselinou. V závislosti od pomeru odobratej kyseliny a zásady sa získajú soli: priemer(ZnSO 4, MgCl 2) - produkt úplnej neutralizácie zásady kyselinou, kyslé(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s prebytkom kys. hlavný(CuOHCl, AlOHSO 4) - s prebytkom zásady.

Podľa medzinárodného názvoslovia sa názvy solí tvoria z dvoch slov: názvy aniónu kyseliny v nominatíve a katiónu kovu v genitíve s uvedením jeho oxidačného stavu, ak ide o premennú, rímskymi číslicami v zátvorkách. . Napríklad: Cr 2 (SO 4) 3 - síran chromitý, AlCl 3 - chlorid hlinitý. Názvy kyslých solí vznikajú pridaním slova hydro- alebo dihydro-(v závislosti od počtu atómov vodíka v hydroanióne): Ca (HCO 3) 2 - hydrogénuhličitan vápenatý, NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný. Názvy zásaditých solí vznikajú pridaním slova hydroxy alebo dihydroxo: (AlOH) Cl2 - hydroxochlorid hlinitý, 2S04 - dihydroxosulfát chrómu (III).

Získavanie a vlastnosti solí

a ) chemické vlastnosti solí.

1) Interakcia solí s kovmi je redoxný proces. V tomto prípade kov stojaci vľavo v elektrochemickej sérii napätí vytláča z roztokov ich solí tieto napätia:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín sa nepoužívajú na redukciu iných kovov z vodných roztokov ich solí, pretože interagujú s vodou a vytláčajú vodík:

2Na + 2H20 = H2 + 2NaOH.

2) Interakcia solí s kyselinami a zásadami bola diskutovaná vyššie.

3) Vzájomná interakcia solí v roztoku je nevratná iba vtedy, ak je jedným z produktov mierne rozpustná látka:

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

4) Hydrolýza solí - výmenný rozklad niektorých solí s vodou. Hydrolýze solí sa budeme podrobne venovať v téme "elektrolytická disociácia".

b) spôsoby získavania solí.

V laboratórnej praxi sa zvyčajne používajú tieto metódy získavania solí, založené na chemických vlastnostiach rôznych tried zlúčenín a jednoduchých látok:

1) Interakcia kovov s nekovmi:

Cu + Cl2 = CuCl2,

2) Interakcia kovov s roztokmi solí:

Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu.

3) Interakcia kovov s kyselinami:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 .

4) Interakcia kyselín so zásadami a amfotérnymi hydroxidmi:

3HCI + AI (OH)3 = AICI3 + 3H20.

5) Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

2HN03 + CuO = Cu (N03)2 + 2H20.

6) Interakcia kyselín so soľami:

HCl + AgNO 3 = AgCl + HNO 3.

7) Interakcia alkálií so soľami v roztoku:

3KOH + FeCl 3 = Fe (OH) 3  + 3 KCl.

8) Interakcia dvoch solí v roztoku:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Interakcia alkálií s kyslými a amfotérnymi oxidmi:

Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H20.

10) Vzájomná interakcia oxidov rôznej povahy:

CaO + C02 = CaC03.

Soli sa prirodzene vyskytujú vo forme minerálov a hornín rozpustených vo vode oceánov a morí.

Jednou z tried komplexných anorganických látok sú zásady. Ide o zlúčeniny obsahujúce atómy kovu a hydroxylovú skupinu, ktoré sa môžu pri interakcii s inými látkami odštiepiť.

Štruktúra

Bázy môžu obsahovať jednu alebo viac hydroxoskupín. Všeobecný vzorec báz je Me (OH) x. Atóm kovu je vždy jeden a počet hydroxylových skupín závisí od mocenstva kovu. V tomto prípade je valencia OH skupiny vždy I. Napríklad v zlúčenine NaOH je valencia sodíka I, preto existuje jedna hydroxylová skupina. Na báze Mg (OH) 2 je valencia horčíka II, Al (OH) 3 valencia hliníka III.

Počet hydroxylových skupín sa môže meniť v zlúčeninách s kovmi s premenlivou mocnosťou. Napríklad Fe(OH)2 a Fe(OH)3. V takýchto prípadoch sa valencia uvádza v zátvorkách za názvom - hydroxid železitý, hydroxid železitý.

Fyzikálne vlastnosti

Výkon a aktivita základne závisí od kovu. Väčšina báz sú biele pevné látky bez zápachu. Niektoré kovy však dodávajú látke charakteristickú farbu. Napríklad CuOH je žltý, Ni (OH) 2 je svetlozelený, Fe (OH) 3 je červenohnedý.

Ryža. 1. Tuhé alkálie.

Druhy

Dôvody sú klasifikované podľa dvoch kritérií:

počtom OH skupín- jednokyselinové a viackyselinové;
podľa rozpustnosti vo vode- alkálie (rozpustné) a nerozpustné.

Alkálie tvoria alkalické kovy - lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb) a cézium (Cs). Okrem toho sa kovy alkalických zemín ako vápnik (Ca), stroncium (Sr) a bárium (Ba) označujú ako aktívne kovy, ktoré tvoria alkálie.

Tieto prvky tvoria nasledujúce základy:

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

Všetky ostatné zásady, napríklad Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, sú nerozpustné.

Iným spôsobom sa alkálie nazývajú silné zásady a nerozpustné sa nazývajú slabé zásady. Počas elektrolytickej disociácie sa alkálie rýchlo vzdávajú hydroxylovej skupiny a rýchlejšie reagujú s inými látkami. Nerozpustné alebo slabé zásady sú menej aktívne, pretože nevzdávajte sa hydroxylovej skupiny.

Ryža. 2. Klasifikácia dôvodov.

Osobitné miesto v systemizácii anorganických látok zaujímajú amfotérne hydroxidy. Interagujú s kyselinami aj zásadami, t.j. správať sa ako zásada alebo kyselina v závislosti od podmienok. Patria sem Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Pb (OH) 2, Cr (OH) 3, Be (OH) 2 a ďalšie zásady.

Prijímanie

Základy sa získavajú rôznymi spôsobmi. Najjednoduchšia je interakcia kovu s vodou:

Ba + 2H20 -> Ba (OH)2 + H2.

Alkálie sa získavajú v dôsledku interakcie oxidu s vodou:

Na20 + H20 -> 2NaOH.

Nerozpustné zásady sa získavajú v dôsledku interakcie alkálií so soľami:

CuSO4 + 2NaOH → Cu (OH)2↓ + Na2S04.

Chemické vlastnosti

Hlavné chemické vlastnosti báz sú popísané v tabuľke.

*Reakcie*	*Čo sa tvorí*	*Príklady*
S kyselinami	Soľ a voda. Nerozpustné zásady interagujú iba s rozpustnými kyselinami	Cu (OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Vysokoteplotný rozklad	Oxid kovu a voda	2Fe (OH)3 -> Fe203 + 3H20
S kyslými oxidmi (zásady reagujú)		NaOH + C02 → NaHC03
S nekovmi (vstupujú alkálie)	Soľ a vodík	2NaOH + Si + H20 → Na2Si03 + H2
Výmena so soľami	Hydroxid a soľ	Ba (OH)2 + Na2S04 -> 2NaOH + BaS04↓
Alkálie s niektorými kovmi	Komplexná soľ a vodík	2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

Pomocou indikátora sa vykoná test na určenie triedy základne. Pri interakcii s bázou sa lakmus zmení na modrý, fenolftaleín - malina, metyl oranžová - žltá.

Ryža. 3. Reakcia indikátorov na bázy.

čo sme sa naučili?

Na hodine chémie 8. ročníka sa dozvedeli o vlastnostiach, klasifikácii a interakcii zásad s inými látkami. Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z kovu a OH hydroxylovej skupiny. Delia sa na rozpustné alebo alkalické a nerozpustné. Alkálie sú agresívnejšie zásady, ktoré rýchlo reagujú s inými látkami. Zásady sa získavajú interakciou kovu alebo oxidu kovu s vodou, ako aj reakciou soli a zásady. Zásady reagujú s kyselinami, oxidmi, soľami, kovmi a nekovmi a pri vysokých teplotách sa rozkladajú.