Grundlagen für ihre Klassifizierung und Eigenschaften. Änderungen der Farbe der Indikatoren je nach Umgebung. Starke und schwache Säuren und Basen

Basen (Hydroxide)– komplexe Stoffe, deren Moleküle eine oder mehrere Hydroxy-OH-Gruppen enthalten. Am häufigsten bestehen Basen aus einem Metallatom und einer OH-Gruppe. NaOH ist beispielsweise Natriumhydroxid, Ca(OH) 2 ist Calciumhydroxid usw.

Es gibt eine Base – Ammoniumhydroxid, bei dem die Hydroxygruppe nicht an das Metall, sondern an das NH 4 + -Ion (Ammoniumkation) gebunden ist. Ammoniumhydroxid entsteht, wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird (die Reaktion der Zugabe von Wasser zu Ammoniak):

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

Die Wertigkeit der Hydroxygruppe beträgt 1. Die Anzahl der Hydroxylgruppen im Grundmolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und ist dieser gleich. Zum Beispiel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 usw.

Alle Gründe - Feststoffe, die unterschiedliche Farben haben. Einige Basen sind in Wasser gut löslich (NaOH, KOH usw.). Die meisten von ihnen sind jedoch nicht wasserlöslich.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Alkalilösungen sind „seifig“, fühlen sich rutschig an und sind ziemlich ätzend. Zu den Alkalien gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 usw.). Der Rest ist unlöslich.

Unlösliche Basen- Dies sind amphotere Hydroxide, die bei Wechselwirkung mit Säuren als Basen wirken und sich mit Laugen wie Säuren verhalten.

Verschiedene Basen haben unterschiedliche Fähigkeiten, Hydroxygruppen zu entfernen, daher werden sie in starke und schwache Basen unterteilt.

Starke Basen geben in wässrigen Lösungen leicht ihre Hydroxygruppen ab, schwache Basen jedoch nicht.

Chemische Eigenschaften von Basen

Die chemischen Eigenschaften von Basen werden durch ihre Beziehung zu Säuren, Säureanhydriden und Salzen charakterisiert.

1. Handeln Sie anhand von Indikatoren. Indikatoren ändern ihre Farbe je nach Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in sauren Lösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit Basen ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird gelb, der Lackmus-Indikator wird blau und Phenolphthalein wird fuchsia.

2. Wechselwirken mit Säureoxiden mit Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Mit Säuren reagieren, Bildung von Salz und Wasser. Die Reaktion einer Base mit einer Säure wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da das Medium nach ihrer Beendigung neutral wird:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagiert mit Salzen Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

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

5. Beim Erhitzen können sie sich in Wasser und das Grundoxid zersetzen:

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

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Nach der Lektüre des Artikels sind Sie in der Lage, Stoffe in Salze, Säuren und Basen zu trennen. Der Artikel beschreibt den pH-Wert einer Lösung und welche allgemeinen Eigenschaften Säuren und Basen haben.

Säuren und Basen sind wie Metalle und Nichtmetalle die Unterteilung von Stoffen, die auf ähnlichen Eigenschaften basieren. Die erste Theorie der Säuren und Basen stammte vom schwedischen Wissenschaftler Arrhenius. Eine Säure ist nach Arrhenius eine Stoffklasse, die bei Reaktion mit Wasser dissoziiert (zerfällt) und das Wasserstoffkation H+ bildet. Arrhenius-Basen bilden in wässriger Lösung OH-Anionen. Die nächste Theorie wurde 1923 von den Wissenschaftlern Bronsted und Lowry vorgeschlagen. Die Brønsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Substanzen, die in der Lage sind, bei einer Reaktion ein Proton abzugeben (ein Wasserstoffkation wird bei Reaktionen als Proton bezeichnet). Basen sind demnach Stoffe, die bei einer Reaktion ein Proton aufnehmen können. Die aktuell relevante Theorie ist die Lewis-Theorie. Die Lewis-Theorie definiert Säuren als Moleküle oder Ionen, die in der Lage sind, Elektronenpaare aufzunehmen und dadurch Lewis-Addukte zu bilden (ein Addukt ist eine Verbindung, die durch die Kombination zweier Reaktanten ohne Bildung von Nebenprodukten entsteht).

In der anorganischen Chemie versteht man unter einer Säure in der Regel eine Bronsted-Lowry-Säure, also Stoffe, die ein Proton abgeben können. Wenn damit die Definition einer Lewis-Säure gemeint ist, dann wird eine solche Säure im Text als Lewis-Säure bezeichnet. Diese Regeln gelten für Säuren und Basen.

Dissoziation

Dissoziation ist der Prozess der Zersetzung einer Substanz in Ionen in Lösungen oder Schmelzen. Beispielsweise ist die Dissoziation von Salzsäure die Zersetzung von HCl in H + und Cl –.

Eigenschaften von Säuren und Basen

Basen neigen dazu, sich bei Berührung seifig anzufühlen, während Säuren im Allgemeinen sauer schmecken.

Wenn eine Base mit vielen Kationen reagiert, entsteht ein Niederschlag. Wenn eine Säure mit Anionen reagiert, wird normalerweise ein Gas freigesetzt.

Häufig verwendete Säuren:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Häufig verwendete Basen:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Starke und schwache Säuren und Basen

Starke Säuren

Solche Säuren dissoziieren vollständig in Wasser und erzeugen Wasserstoffkationen H + und Anionen. Ein Beispiel für eine starke Säure ist Salzsäure HCl:

HCl (Lösung) + H 2 O (l) → H 3 O + (Lösung) + Cl - (Lösung)

Beispiele für starke Säuren: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste starker Säuren

• HCl - Salzsäure
• HBr – Bromwasserstoff
• HI – Jodwasserstoff
• HNO 3 - Salpetersäure
• HClO 4 - Perchlorsäure
• H 2 SO 4 - Schwefelsäure

Schwache Säuren

Nur teilweise in Wasser gelöst, zum Beispiel HF:

HF (Lösung) + H2O (l) → H3O + (Lösung) + F – (Lösung) – bei einer solchen Reaktion dissoziieren mehr als 90 % der Säure nicht:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Starke und schwache Säuren können durch Messung der Leitfähigkeit von Lösungen unterschieden werden: Die Leitfähigkeit hängt von der Anzahl der Ionen ab. Je stärker die Säure, desto stärker dissoziiert sie. Je stärker die Säure, desto höher die Leitfähigkeit.

Liste schwacher Säuren

• HF-Fluorid
• H 3 PO 4 Phosphorsäure
• H 2 SO 3 schwefelhaltig
• H 2 S Schwefelwasserstoff
• H 2 CO 3 Kohle
• H 2 SiO 3 Silizium

Starke Gründe

Starke Basen dissoziieren vollständig in Wasser:

NaOH (Lösung) + H 2 O ↔ NH 4

Zu den starken Basen zählen Metallhydroxide der ersten (Alkalien, Alkalimetalle) und zweiten (Alkalinotherrene, Erdalkalimetalle) Gruppe.

Liste der starken Basen

• NaOH Natriumhydroxid (Natronlauge)
• KOH Kaliumhydroxid (Kalilauge)
• LiOH Lithiumhydroxid
• Ba(OH) 2 Bariumhydroxid
• Ca(OH) 2 Calciumhydroxid (gelöschter Kalk)

Schwache Fundamente

In einer reversiblen Reaktion in Gegenwart von Wasser entstehen OH-Ionen:

NH 3 (Lösung) + H 2 O ↔ NH + 4 (Lösung) + OH - (Lösung)

Die schwächsten Basen sind Anionen:

F - (Lösung) + H 2 O ↔ HF (Lösung) + OH - (Lösung)

Liste der schwachen Basen

• Mg(OH) 2 Magnesiumhydroxid
• Fe(OH) 2 Eisen(II)-hydroxid
• Zn(OH) 2 Zinkhydroxid
• NH 4 OH Ammoniumhydroxid
• Fe(OH) 3 Eisen(III)-hydroxid

Reaktionen von Säuren und Basen

Starke Säure und starke Base

Diese Reaktion wird Neutralisation genannt: Wenn die Menge an Reagenzien ausreicht, um Säure und Base vollständig zu dissoziieren, ist die resultierende Lösung neutral.

Beispiel:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Schwache Base und schwache Säure

Allgemeine Art der Reaktion:
Schwache Base (Lösung) + H 2 O ↔ Schwache Säure (Lösung) + OH - (Lösung)

Starke Base und schwache Säure

Die Base dissoziiert vollständig, die Säure dissoziiert teilweise, die resultierende Lösung weist schwache Eigenschaften einer Base auf:

HX (Lösung) + OH - (Lösung) ↔ H 2 O + X - (Lösung)

Starke Säure und schwache Base

Die Säure dissoziiert vollständig, die Base dissoziiert nicht vollständig:

Dissoziation von Wasser

Unter Dissoziation versteht man die Zerlegung einer Substanz in ihre Molekülbestandteile. Die Eigenschaften einer Säure oder Base hängen vom Gleichgewicht ab, das im Wasser herrscht:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (Lösung) + OH - (Lösung)
K c = / 2
Die Gleichgewichtskonstante von Wasser bei t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, es gilt auch die folgende Gleichung: = 10 -14, die Dissoziationskonstante von Wasser genannt wird. Für reines Wasser = = 10 -7, also -lg = 7,0.

Dieser Wert (-lg) wird pH-Wert – Wasserstoffpotential genannt. Wenn pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, dann hat der Stoff grundlegende Eigenschaften.

Methoden zur Bestimmung des pH-Wertes

Instrumentelle Methode

Ein spezielles Gerät, ein pH-Meter, ist ein Gerät, das die Protonenkonzentration in einer Lösung in ein elektrisches Signal umwandelt.

Indikatoren

Eine Substanz, die je nach Säuregehalt der Lösung in einem bestimmten pH-Bereich ihre Farbe ändert; mit mehreren Indikatoren kann man ein ziemlich genaues Ergebnis erzielen.

Salz

Ein Salz ist eine ionische Verbindung, die aus einem anderen Kation als H+ und einem anderen Anion als O2- gebildet wird. In einer schwachen wässrigen Lösung dissoziieren die Salze vollständig.

Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer Salzlösung, ist es notwendig, zu bestimmen, welche Ionen in der Lösung vorhanden sind, und ihre Eigenschaften zu berücksichtigen: Neutrale Ionen, die aus starken Säuren und Basen gebildet werden, haben keinen Einfluss auf den pH-Wert: Sie setzen weder H + noch OH – Ionen in Wasser frei. Zum Beispiel Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Aus schwachen Säuren gebildete Anionen weisen alkalische Eigenschaften auf (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); Kationen mit alkalischen Eigenschaften gibt es nicht.

Alle Kationen außer Metallen der ersten und zweiten Gruppe haben saure Eigenschaften.

Pufferlösung

Lösungen, die ihren pH-Wert beibehalten, wenn eine kleine Menge einer starken Säure oder einer starken Base hinzugefügt wird, bestehen hauptsächlich aus:

• Eine Mischung aus einer schwachen Säure, dem entsprechenden Salz und einer schwachen Base
• Schwache Base, entsprechendes Salz und starke Säure

Um eine Pufferlösung mit einem bestimmten Säuregehalt herzustellen, ist es notwendig, eine schwache Säure oder Base mit dem entsprechenden Salz zu mischen, wobei Folgendes zu berücksichtigen ist:

• pH-Bereich, in dem die Pufferlösung wirksam ist
• Lösungskapazität – die Menge an starker Säure oder starker Base, die hinzugefügt werden kann, ohne den pH-Wert der Lösung zu beeinflussen
• Es dürfen keine unerwünschten Reaktionen auftreten, die die Zusammensetzung der Lösung verändern könnten

Prüfen:

Monosäure (NaOH, KOH, NH 4 OH usw.);

Disäure (Ca(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)2;

Dreisäuren (Ni(OH) 3, Co(OH) 3, Mn(OH) 3.

Einteilung nach Wasserlöslichkeit und Ionisationsgrad:

Wasserlösliche starke Basen

Zum Beispiel:

Alkalien – Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen LiOH – Lithiumhydroxid, NaOH – Natriumhydroxid (Ätznatron), KOH – Kaliumhydroxid (Ätzkalium), Ba(OH) 2 – Bariumhydroxid;

Starke Basen, die in Wasser unlöslich sind

Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 – Kupfer(II)-hydroxid, Fe(OH) 2 – Eisen(II)-hydroxid, Ni(OH) 3 – Nickel(III)-hydroxid.

Chemische Eigenschaften

1. Maßnahmen zu Indikatoren

Lackmus – blau;

Methylorange - Gelb,

Phenolphthalein - Himbeere.

2. Wechselwirkung mit Säureoxiden

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O

KOH + CO 2 = KHCO 3

3. Wechselwirkung mit Säuren (Neutralisationsreaktion)

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

4. Austauschreaktion mit Salzen

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = 2KOH + BaSO 4

3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3

5. Thermische Zersetzung

Cu(OH) 2 t = CuO + H 2 O; 2 CuOH = Cu 2 O + H 2 O

2Co(OH) 3 = Co 2 O 3 + ZH 2 O; 2AgOH = Ag 2 O + H 2 O

6. Hydroxide, in denen D-Metalle einen niedrigen c-Wert aufweisen. o., durch Luftsauerstoff oxidierbar,

Zum Beispiel:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 2Mn(OH) 4

7. Alkalilösungen interagieren mit amphoteren Hydroxiden:

2KOH + Zn(OH) 2 = K 2

2KON + Al 2 O 3 + ZN 2 O = 2K

8. Alkalilösungen interagieren mit Metallen, die amphotere Oxide und Hydroxide (Zn, AI usw.) bilden.

Zum Beispiel:

Zn + 2 NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

2AI + 2KOH + 6H 2 O= 2KAl(OH) 4 ] + 3H 2

9. In alkalischen Lösungen sind einige Nichtmetalle unverhältnismäßig,

Zum Beispiel:

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaCIO + H 2 O

3S+ 6NaOH = 2Na 2 S+ Na 2 SO 3 + 3H 2 O

4P+ 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2

10. Lösliche Basen werden häufig bei alkalischen Hydrolysereaktionen verschiedener organischer Verbindungen (halogenierte Kohlenwasserstoffe, Ester, Fette usw.) verwendet.

Zum Beispiel:

C 2 H 5 CI + NaOH = C 2 H 5 OH + NaCl

Methoden zur Gewinnung von Alkalien und unlöslichen Basen

1. Reaktionen aktiver Metalle (Alkali- und Erdalkalimetalle) mit Wasser:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

2. Wechselwirkung aktiver Metalloxide mit Wasser:

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2

3. Elektrolyse wässriger Salzlösungen:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2

CaCI 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Cl 2

4. Fällung aus Lösungen der entsprechenden Salze mit Alkalien:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCI

2. BASEN

Gründe – Dabei handelt es sich um komplexe Stoffe bestehend aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxylgruppen (OH-).

Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation handelt es sich dabei um Elektrolyte (Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen elektrischen Strom leiten), die in wässrigen Lösungen in Metallkationen und Anionen nur von Hydroxidionen OH - dissoziieren.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Hierzu zählen Basen, die von Metallen der 1. Gruppe der Hauptnebengruppe gebildet werden (LiOH, NaOHund andere) und Erdalkalimetalle (C A(OH) 2,Sr(OH) 2, Ba (OH) 2). Basen, die von Metallen anderer Gruppen des Periodensystems gebildet werden, sind in Wasser praktisch unlöslich. Alkalien im Wasser dissoziieren vollständig:

NaOH® Na + + OH - .

PolysäureBasen in Wasser dissoziieren schrittweise:

Ba( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,

Ba( OH) + Ba 2+ + OH - .

C stumpf geformtDie Dissoziation von Basen erklärt die Bildung basischer Salze.

Nomenklatur der Gründe.

Basen werden wie folgt benannt: Sprechen Sie zuerst das Wort „Hydroxid“ aus und dann das Metall, aus dem es besteht. Wenn ein Metall eine variable Wertigkeit hat, wird dies im Namen angegeben.

KOH – Kaliumhydroxid;

Ca( OH ) 2 – Calciumhydroxid;

Fe ( OH ) 2 – Eisenhydroxid ( II);

Fe ( OH ) 3 – Eisenhydroxid ( III);

Bei der Erstellung von Basenformeln Nehmen Sie an, dass das Molekül elektrisch neutral. Hydroxidionen haben immer eine Ladung (–1). In einem Grundmolekül wird ihre Anzahl durch die positive Ladung des Metallkations bestimmt. Die Hydrogruppe ist in Klammern eingeschlossen und der Ladungsausgleichsindex steht unten rechts außerhalb der Klammern:

Ca +2 (OH) – 2, Fe 3 +( OH) 3 - .

nach folgenden Merkmalen:

1. Nach Säuregehalt (nach Anzahl der OH-Gruppen im Grundmolekül): Monosäure –NaOH, KOH , Polysäure – Ca (OH) 2, Al (OH) 3.

2. Durch Löslichkeit: löslich (Laugen) –LiOH, KOH , unlöslich – Cu (OH) 2, Al (OH) 3.

3. Nach Stärke (nach Grad der Dissoziation):

ein starker ( α = 100%) – alle löslichen BasenNaOH, LiOH, Ba(OH ) 2 , schwach löslich Ca(OH)2.

b) schwach ( α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH) 2, Fe (OH) 3 und lösliches NH 4 OH.

4. Nach chemischen Eigenschaften: Haupt – C A(OH) 2, N / A ER; amphoter – Zn (OH) 2, Al (OH) 3.

Gründe

Dies sind Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (und Magnesium) sowie Metalle in der minimalen Oxidationsstufe (sofern diese einen variablen Wert hat).

Zum Beispiel: NaOH, LiOH, Mg ( OH) 2, Ca (OH) 2, Cr (OH) 2, Mn(OH)2.

Quittung

1. Wechselwirkung von Aktivmetall mit Wasser:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2 H 2 O Mg ( OH) 2 + H 2

2. Wechselwirkung basischer Oxide mit Wasser (nur für Alkali- und Erdalkalimetalle):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO+ H 2 O → Ca(OH)2.

3. Eine industrielle Methode zur Herstellung von Alkalien ist die Elektrolyse von Salzlösungen:

2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2

4. Die Wechselwirkung löslicher Salze mit Alkalien und für unlösliche Basen ist nur so möglich:

Na2SO4+ Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Physikalische Eigenschaften

Alle Basen sind Feststoffe. Unlöslich in Wasser, außer in Alkalien. Alkalien sind weiße kristalline Substanzen, die sich seifig anfühlen und bei Hautkontakt schwere Verätzungen verursachen. Deshalb werden sie „ätzend“ genannt. Beim Arbeiten mit Laugen müssen bestimmte Regeln beachtet und persönliche Schutzausrüstung (Brille, Gummihandschuhe, Pinzette usw.) verwendet werden.

Wenn Alkali auf die Haut gelangt, waschen Sie den Bereich mit reichlich Wasser, bis die Seifenigkeit verschwindet, und neutralisieren Sie ihn anschließend mit einer Borsäurelösung.

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften von Basen aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation werden durch das Vorhandensein eines Überschusses an freien Hydroxiden in ihren Lösungen bestimmt -

OH-Ionen - .

1. Ändern der Farbe der Indikatoren:

Phenolphthalein – Himbeere

Lackmus - blau

Methylorange – Gelb

2. Reaktion mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser (Neutralisationsreaktion):

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

Löslich

Cu(OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Unlöslich

3. Wechselwirkung mit Säureoxiden:

2 NaOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:

a) beim Schmelzen:

2 NaOH+ AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O,

NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.

b) in Lösung:

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Wechselwirkung mit einigen einfachen Substanzen (amphotere Metalle, Silizium und andere):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2

2NaOH+ Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Wechselwirkung mit löslichen Salzen unter Bildung von Niederschlägen:

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

Ba( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Schwerlösliche und unlösliche Basen zersetzen sich beim Erhitzen:

Ca( OH) 2 CaO + H2O,

Cu( OH) 2 CuO + H2O.

blaue Farbe schwarze Farbe

Amphotere Hydroxide

Dies sind Metallhydroxide ( Be(OH)2, AI(OH)3, Zn(OH). ) 2) und Metalle in einer mittleren Oxidationsstufe (CR(OH) 3, Mn(OH) 4).

Quittung

Amphotere Hydroxide werden durch Reaktion löslicher Salze mit im Unterschuss oder in äquivalenten Mengen eingenommenen Alkalien erhalten, weil im Überschuss lösen sie sich auf:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.

Physikalische Eigenschaften

Dabei handelt es sich um feste Stoffe, die in Wasser praktisch unlöslich sind.Zn( OH) 2 – weiß, Fe (OH) 3 – braune Farbe.

Chemische Eigenschaften

Amphoter Hydroxide weisen die Eigenschaften von Basen und Säuren auf und interagieren daher sowohl mit Säuren als auch mit Basen.

1. Reaktion mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2. Wechselwirkung mit Lösungen und Schmelzen von Alkalien unter Bildung von Salz und Wasser:

KI( OH) 3 + NaOH Na,

Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,

2Fe(OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.

Laborarbeit Nr. 2

Herstellung und chemische Eigenschaften von Basen

Ziel der Arbeit: Machen Sie sich mit den chemischen Eigenschaften von Basen und Methoden zu ihrer Herstellung vertraut.

Glaswaren und Reagenzien: Reagenzgläser, Alkohollampe. Eine Reihe von Indikatoren, Magnesiumband, Lösungen von Aluminium-, Eisen-, Kupfer- und Magnesiumsalzen; Alkali( NaOH, KOH), destilliertes Wasser.

Erleben Sie Nr. 1. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser.

Gießen Sie 3–5 cm 3 Wasser in ein Reagenzglas und lassen Sie mehrere Stücke fein gehacktes Magnesiumband hineintropfen. 3–5 Minuten lang auf einer Alkohollampe erhitzen, abkühlen lassen und 1–2 Tropfen Phenolphthaleinlösung hinzufügen. Wie hat sich die Farbe des Indikators verändert? Vergleichen Sie mit Punkt 1 auf S. 27. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung. Welche Metalle reagieren mit Wasser?

Erlebnis Nr. 2. Zubereitung und Eigenschaften von unlöslichem

Gründe dafür

In Reagenzgläsern mit verdünnten Salzlösungen MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 Tropfen) 6–8 Tropfen verdünnte Alkalilösung hinzufügen NaOH bevor sich Niederschlag bildet. Beachten Sie ihre Farbe. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf.

Teilen Sie den resultierenden blauen Cu(OH)2-Niederschlag in zwei Reagenzgläser auf. Geben Sie zu einer davon 2-3 Tropfen einer verdünnten Säurelösung und zur anderen die gleiche Menge Alkali. In welchem ​​Reagenzglas wurde der Niederschlag gelöst? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung.

Wiederholen Sie dieses Experiment mit zwei weiteren Hydroxiden, die durch Austauschreaktionen erhalten wurden. Notieren Sie die beobachteten Phänomene und schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Ziehen Sie eine allgemeine Schlussfolgerung über die Fähigkeit von Basen, mit Säuren und Laugen zu interagieren.

Erlebnis Nr. 3. Herstellung und Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wiederholen Sie das vorherige Experiment mit einer Lösung von Aluminiumsalz ( AICI 3 oder AI 2 (SO 4 ) 3). Beobachten Sie die Bildung eines weißen, käsigen Niederschlags von Aluminiumhydroxid und dessen Auflösung bei Zugabe von Säure und Alkali. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Warum hat Aluminiumhydroxid sowohl die Eigenschaften einer Säure als auch einer Base? Welche anderen amphoteren Hydroxide kennen Sie?

1. Base + saures Salz + Wasser

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Base + Säureoxid
Salz + Wasser

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

3. Alkali + amphoteres Oxid/Hydroxid
Salz + Wasser

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

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

Die Austauschreaktion zwischen einer Base und einem Salz findet nur in Lösung statt (sowohl die Base als auch das Salz müssen löslich sein) und nur, wenn mindestens eines der Produkte ein Niederschlag oder ein schwacher Elektrolyt (NH 4 OH, H 2 O) ist.

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

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Nur Alkalimetallbasen mit Ausnahme von LiOH sind hitzebeständig

Ca(OH)2
CaO + H 2 O;

NaOH ;

NH4OH
NH 3 + H 2 O.

2NaOH (s) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2 .

SÄUREN

Säuren Aus der Position von TED werden komplexe Stoffe bezeichnet, die in Lösungen unter Bildung des Wasserstoffions H+ dissoziieren.

Klassifizierung von Säuren

1. Entsprechend der Anzahl der in einer wässrigen Lösung eliminierbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt einbasisch(HF, HNO2), dibasisch(H 2 CO 3, H 2 SO 4), tribasisch(H3PO4).

2. Je nach Zusammensetzung der Säure werden sie unterteilt in Sauerstofffrei(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4, HNO 3).

3. Entsprechend der Fähigkeit von Säuren, in wässrigen Lösungen zu dissoziieren, werden sie unterteilt in schwach Und stark. Moleküle starker Säuren in wässrigen Lösungen zerfallen vollständig in Ionen und ihre Dissoziation ist irreversibel.

Zum Beispiel HCl
H + + Cl - ;

H2SO4
H++HSO .

Schwache Säuren dissoziieren reversibel, d.h. Ihre Moleküle zerfallen in wässrigen Lösungen teilweise in Ionen und in mehrbasige Ionen – schrittweise.

CH 3 COOH
CH 3 COO - + H + ;

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

Der Teil eines Säuremoleküls ohne ein oder mehrere Wasserstoffionen wird H+ genannt Säurerückstände. Die Ladung eines sauren Rests ist immer negativ und wird durch die Anzahl der aus dem Säuremolekül entfernten H + -Ionen bestimmt. Beispielsweise kann Orthophosphorsäure H 3 PO 4 drei saure Reste bilden: H 2 PO - Dihydrogenphosphation, HPO - Hydrogenphosphation, PO - Phosphation.

Die Namen sauerstofffreier Säuren werden durch Anhängen der Endung - Wasserstoff an die Wurzel des russischen Namens des säurebildenden Elements (oder an den Namen einer Atomgruppe, zum Beispiel CN ​​- - Cyan) zusammengesetzt: HCl - Salzsäure (Salzsäure), H 2 S – Schwefelwasserstoffsäure, HCN – Blausäure (Blausäure).

Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren werden ebenfalls aus dem russischen Namen des säurebildenden Elements mit dem Zusatz „Säure“ gebildet. In diesem Fall endet der Name der Säure, in der sich das Element in der höchsten Oxidationsstufe befindet, auf „... ova“ oder „... ova“, zum Beispiel H 2 SO 4 ist Schwefelsäure, H 3 AsO 4 ist Arsensäure. Mit abnehmender Oxidationsstufe des säurebildenden Elements ändern sich die Endungen in der folgenden Reihenfolge: „...naja“(HClO 4 – Perchlorsäure), „...ish“(HClO 3 – Perchlorsäure), "...müde"(HClO 2 – chlorige Säure), „...eiförmig“(HClO ist hypochlorige Säure). Wenn ein Element Säuren bildet, während es nur in zwei Oxidationsstufen vorliegt, erhält der Name der Säure, die der niedrigsten Oxidationsstufe des Elements entspricht, die Endung „… rein“ (HNO 3 – Salpetersäure, HNO 2 – salpetrige Säure). .

Das gleiche saure Oxid (zum Beispiel P 2 O 5) kann mehreren Säuren entsprechen, die ein Atom eines bestimmten Elements im Molekül enthalten (zum Beispiel HPO 3 und H 3 PO 4). In solchen Fällen wird das Präfix „meta...“ an den Namen der Säure angehängt, die die geringste Anzahl an Sauerstoffatomen im Molekül enthält, und das Präfix „ortho...“ an den Namen der Säure, die die enthält größte Anzahl von Sauerstoffatomen im Molekül (HPO 3 – Metaphosphorsäure, H 3 PO 4 – Orthophosphorsäure).

Enthält ein Säuremolekül mehrere Atome eines säurebildenden Elements, wird seinem Namen ein Zahlenpräfix hinzugefügt, zum Beispiel H 4 P 2 O 7 - zwei Phosphorsäure, H 2 B 4 O 7 – vier Borsäure.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H-O-O O O O

Peroxoschwefelsäure Peroxoschwefelsäure

Chemische Eigenschaften von Säuren

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.

Säuren interagieren mit Salzlösungen, wenn dabei ein in Säuren unlösliches Salz oder eine im Vergleich zur ursprünglichen Säure schwächere (flüchtige) Säure entsteht.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H 2 CO 3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (verdünnt) + Fe
FeSO 4 + H 2;

HCl + Cu .

Abbildung 2 zeigt die Wechselwirkung von Säuren mit Metallen.

SÄURE - OXIDIERMITTEL

Metall in der Spannungsreihe nach H 2

+
keine Reaktion

Metall im Spannungsbereich bis N 2

+
Metallsalz + H 2

bis zum Min-Grad

H 2 SO 4 konzentriert

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

Oxidation (s.o.)

+
keine Reaktion

/Mq/Zn

abhängig von den Bedingungen

Metallsulfat in max. s.o.

+
+ +

Metall (andere)

+
+ +

HNO 3 konzentriert

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
keine Reaktion

Alkali-/Erdalkalimetall

Metallnitrat in max. d.o.

Metall (andere; Al, Cr, Fe, Co, Ni beim Erhitzen)

TN+

+

HNO 3 verdünnt

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
keine Reaktion

Alkali-/Erdalkalimetall

NH 3 (NH 4 NO 3)

Nitratmetall

la in max s.o.

+
+

Metall (der Rest im Hof ​​der Spannungen bis N 2)

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

abhängig von den Bedingungen

+

Metall (der Rest in der Spannungsreihe nach H 2)

Abb.2. WECHSELWIRKUNG VON SÄUREN MIT METALLEN

SALZ

Salze – Hierbei handelt es sich um komplexe Substanzen, die in Lösungen dissoziieren und dabei positiv geladene Ionen (Kationen – basische Reste) mit Ausnahme von Wasserstoffionen und negativ geladene Ionen (Anionen – saure Reste) mit Ausnahme von Hydroxidionen bilden.

Typ