Welche Experimente können zur Struktur organischer Verbindungen durchgeführt werden? Theorie der Struktur organischer Verbindungen A.M. Butlerow. Die Bedeutung der Theorie für die Moderne
Die Basen sind komplexe Zusammenhänge, einschließlich zweier Hauptstrukturkomponenten:
- Hydroxo-Gruppe (eine oder mehrere). Der Zweitname dieser Stoffe lautet daher übrigens „Hydroxide“.
- Metallatom oder Ammoniumion (NH4+).
Der Name der Base ergibt sich aus der Kombination der Namen ihrer beiden Bestandteile: zum Beispiel Calciumhydroxid, Kupferhydroxid, Silberhydroxid usw.
Einzige Ausnahme bzgl allgemeine Regel an Basenbildung ist zu denken, wenn die Hydroxogruppe nicht an das Metall, sondern an das Ammoniumkation (NH4 +) gebunden ist. Dieser Stoff entsteht, wenn sich Ammoniak in Wasser löst.
Wenn wir über die Eigenschaften von Basen sprechen, sollte sofort darauf hingewiesen werden, dass die Wertigkeit der Hydroxogruppe gleich eins ist bzw. die Anzahl dieser Gruppen im Molekül direkt davon abhängt, welche Wertigkeit die Metalle haben, die an der Reaktion teilnehmen haben. Beispiele im dieser Fall die Formeln solcher Substanzen wie NaOH, Al(OH) 3, Ca(OH) 2 dienen können.
Die chemischen Eigenschaften von Basen manifestieren sich in ihren Reaktionen mit Säuren, Salzen, anderen Basen sowie in ihrer Wirkung auf Indikatoren. Insbesondere können Alkalien bestimmt werden, indem ein bestimmter Indikator ihrer Lösung ausgesetzt wird. In diesem Fall ändert es seine Farbe merklich: Zum Beispiel wird es aus Weiß blau und Phenolphthalein wird purpurrot.
Die chemischen Eigenschaften von Basen, die sich in ihrer Wechselwirkung mit Säuren manifestieren, führen zu den berühmten Neutralisationsreaktionen. Das Wesentliche einer solchen Reaktion ist, dass die Metallatome, die sich mit dem Säurerest verbinden, ein Salz bilden und die Hydroxogruppe und das Wasserstoffion, wenn sie kombiniert werden, zu Wasser werden. Diese Reaktion wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da danach kein Alkali oder keine Säure zurückbleibt.
Die charakteristischen chemischen Eigenschaften von Basen zeigen sich auch in ihrer Reaktion mit Salzen. Zu beachten ist, dass nur Laugen mit löslichen Salzen reagieren. Die Strukturmerkmale dieser Substanzen führen dazu, dass als Ergebnis der Reaktion ein neues Salz und eine neue, meist unlösliche Base gebildet werden.
Schließlich sind die chemischen Eigenschaften von Basen während ausgezeichnet thermische Wirkung auf ihnen - Heizung. Dabei ist bei bestimmten Versuchen zu beachten, dass sich fast alle Basen, mit Ausnahme der Alkalien, beim Erhitzen äußerst instabil verhalten. Die überwiegende Mehrheit von ihnen zersetzt sich fast sofort in das entsprechende Oxid und Wasser. Und wenn wir die Basen von Metallen wie Silber und Quecksilber nehmen, dann in normale Bedingungen sie sind nicht erhältlich, da sie sich bereits bei Raumtemperatur zu zersetzen beginnen.
Basen, amphotere Hydroxide
Die Fundamente sind komplexe Substanzen, bestehend aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxogruppen (-OH). Allgemeine Formel Me + y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen ist, gleichen Grades Me Metalloxidation. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.
Eigenschaften von Alkalihydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen
1. Wässrige Lösungen von Alkalien fühlen sich seifig an, ändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus - in blaue Farbe, Phenolphthalein - in Purpur.
2. Wässrige Lösungen dissoziieren:
3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:
Polysäurebasen können Zwischensalze und basische Salze ergeben:
4. Interagiere mit saure Oxide, bilden mittlere und saure Salze, abhängig von der Basizität der Säure, die diesem Oxid entspricht:
5. Interaktion mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:
a) Fusion:
b) in Lösungen:
6. Reagieren Sie mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:
Nicht lösliche Basen(Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:
Amphotere Hydroxide
Als amphoter werden Verbindungen bezeichnet, die je nach Bedingungen sowohl Spender von Wasserstoffkationen sein können als auch saure Eigenschaften aufweisen und deren Akzeptoren basische Eigenschaften aufweisen.
Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen
1. Interaktion mit starke Säuren, offenbaren sie die wichtigsten Eigenschaften:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Wechselwirkung mit Alkalien - starke Basen, sie weisen saure Eigenschaften auf:
Zn (OH) 2 + 2 NaOH \u003d Na 2 ( komplexes Salz)
Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na ( komplexes Salz)
Verbindungen werden als Komplexe bezeichnet, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wurde.
Das allgemeine Verfahren zur Gewinnung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, durch die sowohl unlösliche als auch lösliche Basen erhalten werden können.
CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓
Wenn durch dieses Verfahren lösliche Basen erhalten werden, fällt ein unlösliches Salz aus.
Beim Erhalt von wasserunlöslichen Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte ein Überschuss an Alkali vermieden werden, da es zu einer Auflösung kommen kann amphotere Basis, zum Beispiel:
AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl
BEI ähnliche Fälle Ammoniumhydroxid wird verwendet, um Hydroxide herzustellen, in denen amphotere Hydroxide nicht auflösen
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Hydroxide von Silber und Quecksilber zersetzen sich so leicht, dass, wenn man versucht, sie durch eine Austauschreaktion zu erhalten, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Lösungen von Chloriden gewonnen.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Alkalien können auch durch Umsetzung von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser erhalten werden.
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2
Säuren
Säuren werden komplexe Substanzen genannt, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen, die durch Metallatome ersetzt werden können, und Säureresten bestehen. Bei normale Bedingungen Säuren können fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig sein (in ihrer reinen Form wird eine Flüssigkeit sein Schwefelsäure H2SO4).
Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der von jedem Säuremolekül während der Dissoziation gebildeten Wasserstoffionen bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.
Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Bronsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, ist eine Säure eine Substanz Abspaltung mit dieser Reaktion Protonen, a Basis- eine Substanz, die in der Lage ist Protonen erhalten.
Säure → Base + H +
Basierend auf diesen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einsamen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei der Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
Säure Base Säure Base
Mehr allgemeine Definition Säuren und Basen vorgeschlagen von dem amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen ziemlich sind treten beim Protonentransfer nicht unbedingt auf. Bei der Bestimmung von Säuren und Basen nach Lewis kommt ihnen die Hauptrolle bei chemischen Reaktionen zu elektronischer Dampf.
Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle genannt, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.
Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei der Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).
Die Lewis-Definition deckt alle Säure-Base-Prozesse ab, die von den zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit gebräuchlichen Definitionen von Säuren und Basen.
Nomenklatur der Säuren
Weil dort sind unterschiedliche Definitionen Säuren, ihre Klassifizierung und Nomenklatur sind eher bedingt.
Nach der Anzahl der in wässriger Lösung abspaltbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt monobasisch(z. B. HF, HNO 2), zweibasisch(H 2 CO 3 , H 2 SO 4 ) und tribasisch(H 3 RO 4).
Entsprechend der Zusammensetzung wird die Säure unterteilt in anoxisch(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4 , HNO 3 ).
In der Regel Namen sauerstoffhaltiger Säuren abgeleitet vom Namen eines Nichtmetalls mit der Endung -kai, -Weg, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppenzahl ist. Wenn der Oxidationszustand abnimmt, ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge des abnehmenden Metalloxidationszustands): - oval, ististaya, - eiförmig:
Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen leicht verlierend Valenzelektronen nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle ähnlich der Hülle eines Heliumatoms und geben ionische Metallhydride ab.
BEI Wasserstoffverbindungen Elemente der III-IV-Gruppen des Periodensystems von Bor, Aluminium, Kohlenstoff, Silizium bilden kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Für Elemente der Gruppen V-VII Periodensystem innerhalb einer Periode steigt die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als in Wasserstoffverbindungen von Elementen, die dazu neigen, Elektronen abzugeben. Atome von Nichtmetallen, in denen, zu vervollständigen Elektronenhülle mehrere Elektronen benötigt werden, sie ziehen (polarisieren) ein Paar Bindungselektronen um so stärker an, je stärker sie sind mehr Ladung Kerne. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl Bindungen mit Wasserstoffatomen, während sie kovalent bleiben, polarer und das Wasserstoffatom im Dipol von die Element-Wasserstoff-Bindung wird elektropositiver. Wenn sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel befinden, kann es zum Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.
Diskutieren wir das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen. Diese Säuren haben N-O-E-Verbindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung beeinflusst O-E-Verbindung. Daher dissoziieren diese Säuren in der Regel leichter als Wasser.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, gebildet von Elementen, die sich manifestieren können unterschiedliche Grade Oxidation. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach chlorige Säure HClO 2 auch schwach aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HclO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine der das stärkste anorganische Säuren.
Die Dissoziation nach Säuretyp (unter Abspaltung des H-Ions) erfordert eine Pause O-N-Verbindungen. Wie kann man die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Zahl der mit dem zentralen Chloratom verbundenen Sauerstoffatome zu. Jedes Mal, wenn es sich bildet neue Verbindung Sauerstoff mit Chlor wird die Elektronendichte dem Chloratom und damit der einfachen O-Cl-Bindung entzogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die dadurch geschwächte О-Н-Bindung.
So ein Muster - gewinnen saure Eigenschaften mit zunehmendem Oxidationsgrad des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3 , in der die Oxidationsstufe von Stickstoff +5 ist, stärker als Salpetersäure HNO 2 (Stickstoffoxidationsstufe +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als schweflige Säure H 2 SO 3 (S +4).
Säuren gewinnen
1. Anoxische Säuren können erhalten werden bei der direkten Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Einige sauerstoffhaltige Säuren können erhalten werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.
3. Es können sowohl anoxische als auch sauerstoffhaltige Säuren erhalten werden nach Austauschreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Einige Säuren können mit erhalten werden Redoxreaktionen.
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2
Saurer Geschmack, Wirkung auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Esterbildung mit Alkoholen - diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.
kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:
1) Allgemeines zum Säuren die Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;
2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.
Das Wasserstoffion kann eintreten Redox Reaktionen, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, d.h. in Säure-Base-Reaktionen.
Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören die Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:
Zn + 2½ + = Zn 2+ + ½ 2
Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit mittleren, basischen und manchmal sauren Salzen.
2 CO 3 + 4 HBr \u003d 2 CuBr 2 + CO 2 + 3 H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2 HCl \u003d MgCl 2 + 2 CO 2 + 2 H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und bei jedem nächsten Schritt die Dissoziation schwieriger ist, daher werden bei einem Säureüberschuss meistens eher saure Salze als mittlere gebildet.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 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 + H 2 S \u003d KHS + H 2 O
Bildung mag auf den ersten Blick überraschend erscheinen saure Salze monobasisch Flusssäure (Flusssäure). Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren Fluorwasserstoffsäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung Wasserstoffbrücken) und es kann enthalten verschiedene Teilchen(HF) X, nämlich H 2 F 2 , H 3 F 3 usw.
Ein Sonderfall des Säure-Basen-Haushaltes - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregrad der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden verwendet in qualitative Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen bei Lösungen.
Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(in neutral Umgebung Violett, in sauer - rot, in alkalisch - blau), Methylorange(in sauer Umgebung rot, in neutral - Orange, in alkalisch - gelb), Phenolphthalein(in stark alkalisch Umgebung purpurrot, in neutral und sauer - farblos).
Spezifische Eigenschaften verschiedene Säuren können zwei Typen sein: erstens die Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redox-Transformationen. Wenn die Reaktionen, die mit dem Vorhandensein eines H + -Ions in ihnen verbunden sind, allen Säuren gemeinsam sind ( qualitative Reaktionen zur Säuredetektion), spezifische Reaktionen werden als Qualität für einzelne Säuren verwendet:
Ag + + Cl – = AgCl (weißer Niederschlag)
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (weißer Niederschlag)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)
Einige spezifische Reaktionen von Säuren beruhen auf ihren Redoxeigenschaften.
Anoxische Säuren können in wässriger Lösung nur oxidieren.
2KMnO 4 + 16 HCl \u003d 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O
H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg
Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie z. B. in der schwefeligen Säure:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2 HCl
Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom vorhanden ist Höchstgrad Oxidation (S +6, N +5, Cr +6), Eigenschaften aufweisen starke Oxidationsmittel. Konzentrierte H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.
Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (konz.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Es sollte daran erinnert werden, dass:
- Säurelösungen reagieren mit Metallen darin elektrochemische Reihe Spannungen links von Wasserstoff, abhängig von einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Anders verläuft die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen.
Konzentrierte Schwefelsäure in der Kälte passiviert Aluminium, Eisen, Chrom.
- In Wasser dissoziieren Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen. saure Rückstände, zum Beispiel:
- Anorganische und organische Säuren interagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz gebildet wird:
- Sowohl diese als auch andere Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasige Säuren können sowohl mittlere als auch saure Salze bilden (dies sind Neutralisationsreaktionen):
- Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder Gas gebildet wird:
Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird durch die Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche gestoppt.
Merkmale der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) sind darauf zurückzuführen, dass sie bei Wechselwirkung mit einfache Substanzen(Metalle und Nichtmetalle) Oxidationsmittel sind keine H + -Kationen, sondern Nitrat- und Sulfationen. Es ist logisch zu erwarten, dass als Ergebnis solcher Reaktionen kein Wasserstoff H 2 gebildet wird, sondern andere Substanzen erhalten werden: notwendigerweise Salz und Wasser sowie eines der Reduktionsprodukte von Nitrat- oder Sulfationen, je nach Konzentration von Säuren, die Position des Metalls in einer Reihe von Spannungen und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Metallfeinheit usw.).
Diese Eigenschaften chemisches Verhalten HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der Theorie chemische Struktur um Gegenseitiger Einfluss Atome in den Molekülen der Materie.
Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren werden Säuren genannt, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, dh sie verdampfen. Zum Beispiel, Salzsäure ist eine flüchtige, aber persistente, stabile Säure. Die Flüchtigkeit instabiler Säuren kann nicht beurteilt werden. Zum Beispiel nicht flüchtig, unlöslich Kieselsäure zerfällt in Wasser und SiO 2 . Wässrige Lösungen von Salzsäure, Salpetersäure, Schwefelsäure, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Wasserlösung Chromsäure H 2 CrO 4 ist gelb, Permangansäure HMnO 4 ist Himbeere.
Referenzmaterial zum Bestehen der Prüfung:
Periodensystem
Löslichkeitstabelle
Allgemeine Eigenschaften Basen sind auf das Vorhandensein des OH - -Ions in ihren Lösungen zurückzuführen, das in der Lösung ein alkalisches Milieu erzeugt (Phenolphthalein wird eingefärbt Purpur, Methylorange zu Gelb, Lackmus zu Blau).
1. Chemische Eigenschaften von Laugen:
1) Wechselwirkung mit Säureoxiden:
2KOH + CO 2 ® K 2 CO 3 + H 2 O;
2) Reaktion mit Säuren (Neutralisationsreaktion):
2NaOH + H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 + 2H 2 O;
3) Wechselwirkung mit löslichen Salzen (nur wenn unter Einwirkung von Alkali auf ein lösliches Salz ein Niederschlag ausfällt oder Gas freigesetzt wird):
2NaOH + CuSO 4 ®Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4,
Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(konz.)+NH 4 Cl(Kristall)®NH 3 +KCl+H 2 O.
2. Chemische Eigenschaften unlöslicher Basen:
1) Wechselwirkung von Basen mit Säuren:
Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 ® FeSO 4 + 2 H 2 O;
2) Zersetzung beim Erhitzen. Unlösliche Basen zersetzen sich beim Erhitzen basisches Oxid und Wasser:
Cu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Feierabend -
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Gründe bekommen
1. Herstellung von Alkalien: 1) Wechselwirkung von Alkali- oder Erdalkalimetallen oder ihren Oxiden mit Wasser: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H
Nomenklatur der Säuren
Die Namen von Säuren leiten sich von dem Element ab, von dem die Säure abgeleitet ist. Gleichzeitig hat der Name sauerstofffreier Säuren normalerweise die Endung -Wasserstoff: HCl - Salzsäure, HBr - Brom
Chemische Eigenschaften von Säuren
Die allgemeinen Eigenschaften von Säuren in wässrigen Lösungen beruhen auf der Anwesenheit von H + -Ionen, die während der Dissoziation von Säuremolekülen gebildet werden, daher sind Säuren Protonendonoren: HxAn«xH +
Säuren gewinnen
1) Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Chemische Eigenschaften von Säuresalzen
1) Säuresalze enthalten Wasserstoffatome, die an der Neutralisationsreaktion teilnehmen können, sodass sie mit Alkalien reagieren können und sich in mittlere oder andere Säuresalze verwandeln - mit einer geringeren Anzahl
Säuresalze erhalten
Säuresalz kann erhalten werden: 1) durch die Reaktion unvollständige Neutralisation mehrbasige Säure mit Base: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Basische Salze.
Basisch (Hydroxosalze) sind Salze, die durch unvollständigen Ersatz der Hydroxidionen der Base durch Säureanionen entstehen. Einzelne Säurebasen, z.B. NaOH, KOH,
Chemische Eigenschaften basischer Salze
1) Basische Salze enthalten Hydroxogruppen, die an der Neutralisationsreaktion teilnehmen können, sodass sie mit Säuren reagieren können und sich in mittlere Salze oder basische Salze mit weniger verwandeln
Gewinnung basischer Salze
Das basische Salz kann erhalten werden: 1) durch die Reaktion einer unvollständigen Neutralisation der Base mit einer Säure: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Mittlere Salze.
Mittlere Salze sind Produkte des vollständigen Ersatzes von H + -Säureionen durch Metallionen; sie können auch als Produkte einer vollständigen Substitution der OH-Ionen der Anionenbase angesehen werden
Nomenklatur von Zwischensalzen
In der russischen Nomenklatur (verwendet in technologische Praxis) gibt es die folgende Reihenfolge der Benennung von mittleren Salzen: Das Wort wird an die Wurzel des Namens der sauerstoffhaltigen Säure angehängt
Chemische Eigenschaften mittlerer Salze
1) Fast alle Salze sind ionische Verbindungen Daher dissoziieren sie in der Schmelze und in einer wässrigen Lösung in Ionen (wenn ein Strom durch Lösungen oder geschmolzene Salze geleitet wird, findet der Prozess der Elektrolyse statt).
Mittlere Salze erhalten
Großer Teil Methoden zur Gewinnung von Salzen basieren auf der Wechselwirkung von Substanzen der entgegengesetzten Natur - Metalle mit Nichtmetallen, saure Oxide mit basischen, Basen mit Säuren (siehe Tabelle 2).
Die Struktur des Atoms.
Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Teilchen, das aus einem positiv geladenen Kern und negativ geladenen Elektronen besteht. Ordnungszahl des Elements im Periodensystem der Elemente gleich der Ladung Kerne
Zusammensetzung der Atomkerne
Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen. Die Anzahl der Protonen ist Seriennummer Element. Die Anzahl der Neutronen im Kern ist gleich der Differenz zwischen Massenzahl Isotop und
Elektron
Elektronen kreisen auf bestimmten stationären Bahnen um den Kern. Während es sich auf seiner Umlaufbahn bewegt, emittiert das Elektron weder, noch absorbiert es elektromagnetische Energie. Abgabe oder Aufnahme von Energie
Die Regel zum Füllen elektronischer Ebenen, Unterebenen von Elementen
Die Anzahl der Elektronen, die sich in einem Energieniveau befinden können, wird durch die Formel 2n2 bestimmt, wobei n die Nummer des Niveaus ist. Maximale Füllung der ersten vier Energieniveaus: zum ersten
Ionisationsenergie, Elektronenaffinität, Elektronegativität.
Die Ionisationsenergie eines Atoms. Die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron von einem nicht angeregten Atom zu lösen, wird als erste Ionisationsenergie (Potenzial) I bezeichnet: E + I \u003d E + + e- Ionisationsenergie
kovalente Bindung
In den meisten Fällen werden bei der Bildung einer Bindung die Elektronen der gebundenen Atome geteilt. Diese Art der chemischen Bindung wird als kovalente Bindung bezeichnet (die Vorsilbe „co-“ im Lateinischen
Sigma- und Pi-Bindungen.
Sigma (σ)-, Pi (π)-Bindungen - eine ungefähre Beschreibung der Arten kovalenter Bindungen in den Molekülen verschiedener Verbindungen, σ-Bindung ist dadurch gekennzeichnet, dass die Dichte der Elektronenwolke maximal ist
Die Bildung einer kovalenten Bindung durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus.
Zusätzlich zu dem, was in angegeben ist Vorherige Sektion homogenen Mechanismus für die Bildung einer kovalenten Bindung gibt es einen heterogenen Mechanismus - die Wechselwirkung von entgegengesetzt geladenen Ionen - das H + -Proton und
Chemische Bindung und Geometrie von Molekülen. BI3, PI3
Abbildung 3.1 Addition von Dipolelementen in NH3- und NF3-Molekülen
Polare und unpolare Bindung
kovalente Bindung entsteht durch die Vergesellschaftung von Elektronen (unter Bildung von Common Elektronenpaare), die bei der Überlagerung von Elektronenwolken auftritt. In Ausbildung
Ionenverbindung
Ionenverbindung- Dies ist eine chemische Bindung, die aufgrund der elektrostatischen Wechselwirkung von entgegengesetzt geladenen Ionen erfolgt. So ist der Prozess der Bildung und
Oxidationszustand
Wertigkeit 1. Wertigkeit ist die Fähigkeit von Atomen chemische Elemente bilden bestimmte Nummer chemische Bindungen. 2. Valenzwerte variieren von I bis VII (selten VIII). Valens
Wasserstoffverbindung
Neben verschiedenen heteropolaren und homöopolaren Bindungen gibt es noch eine weitere besondere Art Verbindung, die in den letzten zwei Jahrzehnten zunehmend die Aufmerksamkeit von Chemikern auf sich gezogen hat. Dieser sogenannte Wasserstoff
Kristallgitter
Die Kristallstruktur ist also streng durch die richtige (regelmäßige) Anordnung der Partikel gekennzeichnet bestimmte Orte in einem Kristall. Wenn Sie diese Punkte gedanklich mit Linien verbinden, erhalten Sie Raum
Lösungen
Wenn Kristalle in ein Gefäß mit Wasser gelegt werden Tisch salz, Zucker oder Kaliumpermanganat (Kaliumpermanganat), dann können wir beobachten, wie die Menge fest nimmt allmählich ab. Gleichzeitig das Wasser
Elektrolytische Dissoziation
Lösungen aller Substanzen können in zwei Gruppen eingeteilt werden: Elektrolyte - leiten elektrischer Strom, Nichtelektrolyte sind keine Leiter. Diese Teilung ist bedingt, weil alle
Dissoziationsmechanismus.
Wassermoleküle sind Dipole, d.h. Ein Ende des Moleküls ist negativ geladen, das andere positiv. Das Molekül mit einem negativen Pol nähert sich dem Natriumion, positiv - dem Chlorion; umgeben io
Ionisches Produkt von Wasser
Der Wasserstoffindex (pH) ist ein Wert, der die Aktivität oder Konzentration von Wasserstoffionen in Lösungen charakterisiert. Der Wasserstoffindex wird durch den pH-Wert angegeben. Wasserstoffindex numerisch
Chemische Reaktion
Eine chemische Reaktion ist die Umwandlung eines Stoffes in einen anderen. Diese Definition bedarf jedoch einer wesentlichen Ergänzung. BEI Kernreaktor oder auch im Beschleuniger werden einige Stoffe umgewandelt
Methoden zum Anordnen von Koeffizienten im OVR
Methode elektronische Balance eines). Schreibe die Gleichung auf chemische Reaktion KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Atome finden, verändern
Hydrolyse
Hydrolyse ist der Prozess der Austauschwechselwirkung von Salzionen mit Wasser, der zur Bildung von schlecht dissoziierten Substanzen führt und von einer Änderung der Reaktion (pH) des Mediums begleitet wird. Wesen
Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen
Die Reaktionsgeschwindigkeit wird durch die Änderung bestimmt Molare Konzentration einer der Reaktanten: V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t
Faktoren, die die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen beeinflussen
1. Die Natur der Reaktanten. Eine wichtige Rolle spielt die Art der chemischen Bindungen und die Struktur der Moleküle der Reagenzien. Reaktionen verlaufen in Richtung des Abbaus weniger starker Bindungen und der Bildung von Stoffen mit
Aktivierungsenergie
Die Kollision chemischer Teilchen führt zu chemische Wechselwirkung nur wenn die kollidierenden Teilchen eine Energie haben, die einen bestimmten bestimmten Wert überschreitet. Betrachten Sie gegenseitig
Katalyse-Katalysator
Viele Reaktionen können durch das Einbringen bestimmter Substanzen beschleunigt oder verlangsamt werden. Zugesetzte Stoffe nehmen an der Reaktion nicht teil und werden während ihres Ablaufs nicht verbraucht, aber sie haben es getan maßgeblichen Einfluss auf der
Chemisches Gleichgewicht
Chemische Reaktionen, die in beide Richtungen mit vergleichbarer Geschwindigkeit ablaufen, nennt man reversibel. Bei solchen Reaktionen werden Gleichgewichtsmischungen von Reaktanten und Produkten gebildet, deren Zusammensetzung ist
Das Prinzip von Le Chatelier
Das Prinzip von Le Chatelier besagt, dass, um das Gleichgewicht nach rechts zu verschieben, zunächst der Druck erhöht werden muss. Tatsächlich „widersteht“ das System bei einem Anstieg des Drucks dem Anstieg des con
Faktoren, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen
Faktoren, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen. Erhöhen Sie die Geschwindigkeit. Verringern Sie die Geschwindigkeit. Vorhandensein chemisch aktiver Reagenzien
Das Gesetz von Hess
Tabellenwerte verwenden
thermische Wirkung
Bei der Reaktion werden Bindungen aufgebrochen Ausgangsmaterialien und die Bildung neuer Bindungen in den Reaktionsprodukten. Da die Bildung einer Bindung mit der Freisetzung erfolgt und ihr Bruch mit der Absorption von Energie, dann ist x
Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden diskutieren, wollen wir klar definieren, was es ist?
1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder als Me(OH) 2 geschrieben werden. Es gibt jedoch Ausnahmen. Die Hydroxide Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 gehören also nicht zu den Basen.
2) Amphotere Hydroxide umfassen Metallhydroxide in den Oxidationsstufen +3, +4 und als Ausnahmen die Hydroxide Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +4, in USE-Zuweisungen nicht erfüllen, werden daher nicht berücksichtigt.
Chemische Eigenschaften von Basen
Alle Basen sind unterteilt in:
Denken Sie daran, dass Beryllium und Magnesium Erdalkalimetalle nicht bewerben.
Alkalien sind nicht nur wasserlöslich, sondern dissoziieren auch sehr gut in wässrigen Lösungen unlösliche Basen haben niedrigen Grad Dissoziation.
Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu merklichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemischer Wirkstoffe und sind oft in der Lage, an solchen Reaktionen teilzunehmen, an denen unlösliche Basen nicht teilnehmen.
Reaktion von Basen mit Säuren
Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:
Unlösliche Basen reagieren mit fast allen lösliche Säuren, reagieren nicht mit unlöslicher Kieselsäure:
Es sollte beachtet werden, dass sowohl stark als auch schwache Basen Mit allgemeine Formel Spezies Me (OH) 2 kann bei Säuremangel basische Salze bilden, zum Beispiel:
Wechselwirkung mit Säureoxiden
Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden zu Salzen und oft Wasser:
Unlösliche Basen können mit allen höheren Säureoxiden, die stabilen Säuren entsprechen, z. B. P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, unter Bildung mittlerer Salze reagieren1:
Unlösliche Basen der Form Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich unter Bildung basischer Salze. Zum Beispiel:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Mit Siliziumdioxid, aufgrund seiner außergewöhnlichen Inertheit, nur am meisten starke Basen- Laugen. In diesem Fall werden normale Salze gebildet. Mit unlöslichen Basen läuft die Reaktion nicht ab. Zum Beispiel:
Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden
Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Wenn die Reaktion durch Schmelzen durchgeführt wird amphoteres Oxid oder Hydroxid mit festem Alkali führt eine solche Reaktion zur Bildung von wasserstofffreien Salzen:
Wenn wässrige Lösungen von Alkalien verwendet werden, werden Hydroxo-Komplexsalze gebildet:
Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle des Na-Salzes das Na 3 -Salz:
Die Wechselwirkung von Basen mit Salzen
Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:
1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;
2) das Vorhandensein eines Niederschlags oder Gases unter den Reaktionsprodukten
Zum Beispiel:
Thermische Stabilität von Basen
Alle Alkalien, außer Ca(OH) 2 , sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.
Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca (OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Die meisten hohe Temperatur Zersetzung von Calciumhydroxid - etwa 1000 o C:
Unlösliche Hydroxide haben viel mehr niedrige Temperaturen Zersetzung. So zersetzt sich beispielsweise Kupfer(II)hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:
Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide
Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit Säuren
Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:
Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me (OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3 aufgrund der Tatsache, dass Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen gebildet werden könnten, anfällig sind irreversible Hydrolyse zum ursprünglichen amphoteren Hydroxid und der entsprechenden Säure:
Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit sauren Oxiden
Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren entsprechen (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me (OH) 3, reagieren nicht mit Säureoxiden SO 2 und CO 2.
Wechselwirkung von amphoteren Hydroxiden mit Basen
Von den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. Wenn in diesem Fall eine wässrige Alkalilösung verwendet wird, werden Hydroxokomplexsalze gebildet:
Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, werden ihre wasserfreien Analoga erhalten:
Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden
Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:
Thermische Zersetzung von amphoteren Hydroxiden
Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zersetzen sich wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.
Metall und Hydroxylgruppe(ER). Beispielsweise ist Natriumhydroxid NaOH, Kalziumhydroxid - Ca(Oh) 2 , Bariumhydroxid - Ba(Oh) 2 usw.
Hydroxide erhalten.
1. Austauschreaktion:
CaSO 4 + 2NaOH \u003d Ca (OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Elektrolyse wässrige Lösungen Salze:
2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + H 2 + Cl 2,
3. Wechselwirkung von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser:
K + 2H 2 Ö = 2 KOH + H 2 ,
Chemische Eigenschaften von Hydroxiden.
1. Hydroxide sind alkalischer Natur.
2. Hydroxide lösen sich in Wasser (Alkali) und sind unlöslich. Zum Beispiel, KOH- löst sich in Wasser auf Ca(Oh) 2 - leicht löslich, hat eine Lösung weiße Farbe. Metalle der 1. Gruppe des Periodensystems D.I. Mendelejew gibt lösliche Basen (Hydroxide).
3. Hydroxide zersetzen sich beim Erhitzen:
Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 Ö.
4. Laugen reagieren mit sauren und amphoteren Oxiden:
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Alkalien können mit einigen Nichtmetallen reagieren verschiedene Temperaturen unterschiedlich:
NaOH + Kl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 Ö(kalt),
NaOH + 3 Kl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 Ö(Wärme).
6. Wechselwirkung mit Säuren:
KOH + HNO3 = KN 3 + H 2 Ö.
