Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидовСтр 1 из 5Следующая ⇒
Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов Первое знакомство с основаниями состоялось при изучении взаимодействия воды с активными металлами и с оксидами активных металлов. В состав оснований входит одновалентная группа атомов OH (гидроксогруппа). Следовательно, основаниям можно дать следующее определение: Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH. Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН)x, где Ме – металл; x – индекс. Номенклатура оснований Название оснований включает в себя слово «гидроксид», названия металла и его валентности. Более того, для элементов с постоянной валентностью она не указывается. Название основания = «Гидрооксид» + название Me + валентность (в скобках) Классификация оснований Все основания можно классифицировать по различным признакам. Рассмотрим это в нижеприведенной таблице.
Из таблицы мы видим, что наблюдается большое различие по некоторым признакам. В зависимости от этого, различные группы оснований, обладают не схожими химическими свойствами. Химические свойства щелочей (Щ) 1. Водные растворы Щ изменяют окраску индикаторов, тем самым можно определить реакцию среды.
2. Реакция нейтрализации заключается во взаимодействии основания и кислоты, ход которой можно проследить по изменению окраски индикаторов. Данная реакция характерна и для щелочей, и для нерастворимых оснований. NaOH + HCl → NaCl + H2O
3. Для Щ характерны реакции с солями, в результате образуется другая соль и основание. 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
4. Могут вступать в реакции с кислотными оксидами, при этом образуется нерастворимая соль и вода. Ca(OH)2 + CO2 = CuCO3↓ + H2O
5. В отличии от нерастворимых оснований, не разлагаются при нагревании. Химические свойства нерастворимых оснований 1. Так же как и щелочи, могут изменять окраску индикаторов.
2. Характерна реакция нейтрализации. Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O 3. При нагревании разлагаются с образованием основного оксида и воды.
Химические свойства амфотерных гидроксидов К амфотерным гидроксидам относятся сложные вещества, способные проявлять свойства кислот либо оснований при определенных условиях.
Формулы данных соединений можно представить в виде оснований и в виде кислот.
1. В нейтральной среде не растворяются и не диссоциируют на ионы. Способны разлагаться в кислотах и щелочах.
2. При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода. Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
3. В результате реакции со щелочами образуются те же соединения, что и в предыдущей реакции. Zn(OH)2 + 2NaOH =Na2[Zn(OH)4]комплексная соль
4. Способны взаимодействовать с основными оксидами 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O
5. Так же как и щелочи взаимодействуют с солями. 2Al(OH)3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O
Характерные химические свойства кислот Кислоты – это химические соединения, содержащие в себе положительный атом водорода (катион H+) и кислотный остаток (анион A-). Является сложным веществом. Общая характеристика В первую очередь кислоты различают по растворимости. Есть нерастворимые, растворимые и полурастворимые кислоты. Эти различия прописаны в таблице растворимости, так что наизусть запоминать не требуется.
Классификация:
Бескислородные кислоты – это растворы галогеноводородов, атомы которых в растворе связаны полярной ковалентной связью. Название кислоты складывается из названия кислотного остатка в первую очередь, а дальше называется катион (водород). Так с хлором и водородом образуется хлороводородная кислота, а с серой – сероводородная. Кислородосодержащие кислоты, или оксокислоты называют за счёт наличия в них кислорода. Общего принципа построения названия этих кислот нет, так что их названия необходимо запоминать на память.
Физические свойства Кислоты, в зависимости от условий, могут быть в трёх агрегатных состояниях: в жидком, твёрдом и газообразном состоянии. Кислоты могут обладать цветом и запахом. Химические свойства Изменение цвета индикаторов Кислота в водной среде способна изменить цвет разных индикаторов. Кислоты окрашивают в красных цвет лакмус, метилоранж и универсальный индикатор. Фенолфталеин не окрашивается.
Классификация солей (III) Приставка «ди» используется, если в молекуле основной соли с одним атомом Me связаны с гидроксильными группами. 1. Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода на металл. Название средней соли = название Ac + название Me + валентность Me o NaCl – хлорид натрия o Fe(NO3)2 - нитрат железа (II)
2. Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода на Me. Название кислой соли = «Гидро» или «Дигидро» + название Ac + название Me + валентность Me o NaHCO3 – гидрокарбонат натрия o KH2PO4 – дигидрофосфат калия
3. Основные соли – это соли, которые кроме ионов Me и Ac содержат гидроксогруппы. Название основной соли = «Гидроксо-» или «Дигидроксо-» + название Ac + название Me + валентность Me o CaOHCl – гидроксохлорид кальция o Ca(OH)2SO4 – гидроксосульфат кальция o Fe(OH)2NO3 – дигидроксонитрат железа
4. Комплексные соли – соли, содержащие комплексный ион. o [Ag(NH3)2]Сl – хлорид диаммин серебра (I) o [Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетрааммин меди (II) o K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия Химические свойства солей I. Средние соли 1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и анионы Ac. К примеру, хлорид калия в водном растворе распадается на катионы калия и анионы хлора. KCl ↔ K— + Cl— 2. Соли могут взаимодействовать с металлами, при этом каждый Me, стоящий левее в ряду напряжений Me, способен вытеснять Me, стоящие правее, из их солей. Щелочные и щелочноземельные металлы с солями реагировать не будут, так как вступают в реакцию с водой. Например, при взаимодействии сульфата меди с железом, происходит замещение меди железом, так как железо более активный металл, чем медь и находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода. CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓ При взаимодействии сульфида железа с цинком происходит тот же процесс, но в данной реакции более активным металлом является цинк. Цинк вытесняет железо из соединения, в результате происходит образование чистого железа. FeS + Zn → ZnS + Fe↓ 3. Реакция растворов солей с растворами щелочей возможна в том случае, когда образующиеся основание или соль выпадают в осадок. Взаимодействие хлорида железа (III) с раствором гидроксида калия является качественной реакцией на ионы Fe3+. Продуктом реакции будет гидроксид железа (III), который представляет собой бурый осадок с амфотерными свойствами. FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl
4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой кислоты или нерастворимой соли. В представленной ниже реакции осуществляется взаимодействие между хлоридом бария и серной кислотой. Продуктами реакции являются нерастворимая соль и сильная кислота. Данная реакция является качественной на сульфаты, так как образуется сульфат бария – осадок белого цвета. BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl 5. Для солей характерно взаимодействие между собой. В этом случае одним из продуктов реакции должна быть нерастворимая соль. Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия сопровождается выпадением осадка белого цвета – хлорида серебра. Эта реакция является качественной на хлорид-ионы. AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3 6. При нагревании разлагаются соли слабых кислот, соли аммония, а также образованные сильными окислителями или восстановителями. o Все карбонаты при термическом разложении распадаются на основный оксид и углекислый газ.
o При разложении нитратов следует учитывать следующие условия:
§ Если металл находится в ряду напряжений левее магния, то в результате реакции образуется нитрит и кислород. Реакция протекает по следующей схеме: § Если металл расположен в электрохимическом ряду напряжений между магнием и медью, при этом будет происходить образование оксида металла, диоксида азота и кислорода.
§ Если металл находится в ряду напряжений металлов правее меди, при этом наблюдается образование металла, оксида азота (IV) и кислорода.
o Разложение солей аммония также может протекать по-разному. Во многом это зависит от того, каким кислотным остатком она образована. § Если в состав соли аммония входит кислотный остаток летучей кислоты, то в результате будет образовываться аммиак и летучая кислота.
§ Если соль аммония образована нелетучей кислотой, то продуктами реакции будет аммиак и кислая соль.
§ Если кислотный остаток соли проявляет окислительные свойства, то в результате разложения образуется молекулярный азот или оксид азота (I).
II. Кислые соли 1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и сложный анион Ac. Диссоциация протекает в две стадии. Первая стадия всегда необратима, по второй стадии протекает обратимая диссоциация. KHSO4 → K— + HSO4—
2. Кислые соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими левее водорода. Не стоит в таких реакциях использовать щелочные металлы, так как они прежде всего реагируют с водой. Реакция щелочных металлов с водой протекает бурно с выделением большого количества энергии, при таких условиях может произойти взрыв.
В результате данной реакции образуется средняя соль и водород. Гидросульфат калия при взаимодействии с магнием образует в качестве продуктов реакции молекулярный водород, сульфаты магния и калия. 2KHSO4 + Mg → H2↑ + MgSO4 + K2SO4
3. При взаимодействии кислой соли с раствором щелочи образуется средняя соль и вода. Гидрокарбонат натрия способен вступать в реакцию с раствором щелочи, продуктами реакции будут сульфит натрия и вода. NaHCO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O
4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой или летучей кислоты. Этот процесс можно рассмотреть на примере реакции гидросульфида калия с серной кислотой. Продуктами реакции является летучая кислота – сероводородная, а также сульфат калия. 2KHS + H2SO4 → K2SO4 + 2H2S
5. Для кислых солей характерно взаимодействие со средними солями. Однако, при такой реакции должны образоваться вода, газ или осадок. В противном случае взаимодействие происходить не будет. Очень хорошо это просматривается на примере взаимодействия гидросульфата калия и хлорида бария. Продуктами реакции будут сульфат бария – осадок белого цвета, сульфат калия и хлороводородная кислота. 2KHSO4 + BaSO4↓ + K2SO4 + 2HCl
6. При нагревании некоторые соли разлагаются. Ярким примером может служить разложение гидрокарбонатов. В результате реакции образуется вода, углекислый газ и карбонат натрия.
Реакции разложения гидрокарбонатов кальция и магния являются причиной образования накипи в водонагревательных приборах.
III. Основные соли 1. Способны в водных растворах разлагаться на сложные катионы и анионы Ac. Диссоциация проходит в несколько ступеней, причем по первой ступени разложение проходит необратимо. Все последующие ступени протекают обратимо. Al(OH)2CH3COO → Al(OH)2+ + CH3COO—
2. Основные соли могут взаимодействовать с растворами щелочей с образованием нерастворимого основания и кислой соли. Гидроксонитрат железа (III) и раствор едкого калия при взаимодействии друг с другом образуют нитрат калия и гидрокисд железа (II) – осадок белого цвета. Fe(OH)NO3 + KOH → Fe(OH)2↓ + KNO3
3. При взаимодействии основной соли с кислотой, образуется средняя соль и вода. Взаимодействие гидроксохлорида меди (II) и соляной кислоты протекает с образованием хлорида меди (II) и воды. CuOHCl + HCl → CuCl2 + H2O
4. Характерно термическое разложение основных солей. При разложении дигидроксокарбоната меди (II) образуется оксид меди (II), углекислый газ и вода. IV. Комплексные соли 1. Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы, то есть как сильные электролиты (первичная диссоциация).
K4[Fe(CN)6] → 4K+ + [Fe(CN)6]4— Комплексные ионы, в свою очередь, диссоциируют как слабые электролиты, многоступенчато и обратимо. Это - вторичная диссоциация комплексных ионов. [Fe(CN)6]3— ⟷ [Fe(CN)5]2— + CN— Данную многоступенчатую диссоциацию можно выразить суммарно в виде следующего уравнения: [Fe(CN)6]3— ⟷ Fe3+ + 6CN—
2. Комплексные соли способны вступать в реакции обмена со средними солями. В результате такой реакции образуется две другие соли – комплексная и средняя. FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]↓ + 3KCl Данная реакция является качественной реакции на ионы Fe3+. Нерастворимое соединение, образовавшееся в результате реакции, обладает ультрамариновым цветом и получило название «берлинской лазури» или гексацианоферрат(II) железа(III)-калия.
3. При нагревании комплексных солей происходит их разложение. Тетрагидроксоалюминат натрия распадается на алюминат натрия и воду. Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O
4. При взаимодействии комплексной соли со средней, происходит разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений. 2[Cu(NH3)2]Cl + K2S → CuS↓ + 2KCl + 4NH3↑ Электролитическая диссоциация (ЭД) электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты Механизм ЭД Когда химические соединения растворяются в воде молекулы H2O, будучи биполярными, начинают ориентироваться вокруг ионов растворяемого вещества: полюс (+) молекулы воды притягивается к отрицательному иону соединения и наоборот. Межмолекулярные связи этого реагента ослабевают, оно разрушается, ионы перемещаются в раствор. Там ионы связываются с молекулами H2O и становятся гидратированными. Это наглядно видно на примере ионизации NaCl. Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы Реакции ионного обмена Согласно ТЭД взаимодействия в электролитных растворах есть реакции между ионами и получили название реакций ионного обмена (РИО). А уравнения, которые их описывают, - ионные уравнения. РИО между сильными электролитами необратимы. Их продукты выходят из реакции или в виде нерастворимого осадка, или газообразными, или малодиссоциирующими электролитами. Такое условие необратимости ионообменных реакций сформулировано в 1803 г. французским химиком Бертолле. Реакции в электролитах письменно оформляются в 3 видах: сначала в молекулярной форме, затем в полной ионной и сокращенной ионной.
Значение электролитов Без них невозможно существование живых организмов, в том числе человека. Все биохимические и физиологические процессы проходят при их непосредственном участии: транспортировка кислорода в крови, регулирование водно-солевого баланса, работа кишечника и сердца. В технике электролиты участвуют в таких процессах как электролиз, электрокатализ, защита металлов от коррозии. В энергетике создаются новые топливные элементы, солнечные батареи, электрохимические преобразователи информации.
Реакции ионного обмена Примеры РИО с выделением газа и выпадением осадка 1. Пример ионнообменной реакции с выделением углекислого газа и воды (реагенты соль и кислота): o Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2↑ + H2O - уравнение в молекулярной форме; o 2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O – уравнение в полной ионно-молекулярной форме; o CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме.
2. Пример ионообменной реакции с образованием нерастворимого сернокислого свинца: o Pb(NO3)2 + K2SO4 = PbSO4 + 2KNO3 – уравнение в молекулярной форме; o Pb2+ + 2NO3- + 2K+ + SO42- = PbSO4↓ + 2K+ + 2NO3- - уравнение в полной ионно-молекулярной форме; o Pb2+ + SO42- = PbSO4↓ – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме. Применение РИО Во многих отраслях индустрии, сельском хозяйстве, в решении проблем экологии используются реакции ионного обмена. Несколько примеров применения РИО.
Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов Первое знакомство с основаниями состоялось при изучении взаимодействия воды с активными металлами и с оксидами активных металлов. В состав оснований входит одновалентная группа атомов OH (гидроксогруппа). Следовательно, основаниям можно дать следующее определение: Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH. Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН)x, где Ме – металл; x – индекс. Номенклатура оснований Название оснований включает в себя слово «гидроксид», названия металла и его валентности. Более того, для элементов с постоянной валентностью она не указывается. Название основания = «Гидрооксид» + название Me + валентность (в скобках) Классификация оснований Все основания можно классифицировать по различным признакам. Рассмотрим это в нижеприведенной таблице.
Из таблицы мы видим, что наблюдается большое различие по некоторым признакам. В зависимости от этого, различные группы оснований, обладают не схожими химическими свойствами.
|
|||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-05-12; просмотров: 79; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.149.229.253 (0.091 с.) |