Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь


Классификация оснований



2016-09-17 463 Обсуждений (0)
Классификация оснований 0.00 из 5.00 0 оценок




1. По кислотности. Кислотность гидроксида определяется числом ионов OH-.

а) Однокислотные (NaOH, KOH, NH4OH),

б) Двухкислотные (Fe(OH)2, Cu(OH)2, Mg(OH)2),

в) Трёхкислотные (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3).

Понятие основности кислоты определяется тем, что H+ нейтрализуется OH-, а кислотность гидроксида тем, чтоо OH- нейтрализуется H+.

2. По степени диссоциации.

а) Сильные электролиты (щелочи). Щелочи – Гидроксиды активных щелочных и щелочно-земельных металлов Ca, Sr, Ba (NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2).

б) Слабые электролиты. Сюда входят все труднорастворимые: Al(OH)3, Mg(OH)2, Fe(OH)2, из растворимых – NH4OH.

3. По химическим свойствам.

а) Основные – заряд катиона +1 или +2 (NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2).

б) Амфотерные – заряд катиона +2 или +3 (Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3).

в) Кислотные – заряд центрального атома у металлов +4 и выше, у неметаллов +3 и выше. К кислотным гидроксидам относят кислородсодержащие кислоты.

H – O – R. Самой полярной связью в кислотах является связь O – H, поэтому эта связь наиболее вероятно разрывается по ионному механизму H|:OR → H+ + OR- (под OR- принимаем кислотный остаток).

Физические свойства оснований

Основания – вещества с ионной связью, поэтому большинство из них твёрдые вещества. Щелочи обладают ионной кристаллической решёткой, поэтому все щелочи тугоплавкие, хорошо растворимые в воде вещества. У слабых гидроксидов велика ковалентность связи, поэтому, данные гидроксиды труднорастворимы, образуют желеобразный осадок.

Химические свойства оснований.

Наличие гидроксид-ионов в растворе определяется по изменению окраски индикатотров. Метилоранж – жёлтый, лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый.

1. Взаимодействие с кислотными оксидами.

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

SiO2 + 2KOH → K2SiO3 + H2O

2. Взаимодействие с кислотами

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O

 

3. Взаимодействие с солями слабых гидроксидов.

MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2 + 2KCl

Вывод: у всех гидроксидов есть гидрорксид-ионы, поэтому общие свойства гидроксидов определяется участием в реакциях OH- ионов.

4. Свойства труднорастворимых гидроксидов.

а) Реакция нейтрализации

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

2Cu(OH)2 + CO2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O

б) Термическое разложение.

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

Cu(OH)2 → CuO + H2O

 

Амфотерность оксидов и гидроксидов.

Амфотерность – способность веществ проявлять как кислые, так и основные свойства в зависимости от реакции среды раствора.

Амфотерными являются оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +3 (Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3), а также некоторые оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +2, например, ZnO, Zn(OH)2, Be(OH)2, BeO.

Основные свойства амфотерные оксиды и гидроксиды проявляют в кислой среде.

Кислые свойства амфотерные оксиды и гидроксиды проявляют в щелочной среде.

Основные свойства амфотерных оксидов и гидроксидов

а) Взаимодействие с кислотными оксидами

ZnO + SO3 → ZnSO4

Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3

Zn(OH)2 + SO3 → ZnSO4+H2O

2Al(OH)3 + 3SO3 → Al2(SO4)3 + 3H2O

Связывание кислотного оксида с образованием соли => основные свойства.

б) Взаимодействие с кислотами

ZnO+2HCl → ZnCl2+H2O

Al2O3+6HCl → 2AlCl3+3H2O

Zn(OH)2+2HCl → ZnCl2+2H2O

Al(OH)3+3HCl → AlCl3+3H2O

Происходит нейтрализация ионов H+ => проявляются основные свойства.

Кислые свойства амфотерных оксидов и гидроксидов

ZnO+2NaOH → Na2ZnO2+ H2O

ZnO+2OH- → ZnO22-+ H2O

ZnO+2NaOH+H2O → Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия

ZnO+2OH-+ H2O → [Zn(OH)4] 2- – тетрагидроксоцинкат ион

Al2O3+2NaOH → 2NaAlO2+ H2O – метаалюминат натрия

Al2O3+2OH- → 2AlO2-+ H2O

Al2O3+2NaOH+3H2O → Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия

Al2O3+2OH-+3H2O → 2[Al(OH)4] - – тетрагидроксоалюминат ион

Zn(OH)2+2NaOH → Na2[Zn(OH)4]

Zn(OH)2+2OH- → [Zn(OH)4] 2-

Al(OH)3+3NaOH → Na[Al(OH)4]

Al(OH)3+3OH- → [Al(OH)4] 3-

Происходит связывание OH- => проявляются кислые свойства.

Получение гидроксидов

1. Получение щелочей

а) Взаимодействие активных металлов с водой.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

б) Взаимодействие оксидов активных металлов с водой

CaO + H2O → Ca(OH)2

Na2O + H2O → 2NaOH

в) Взаимодействие пероксидов с водой

2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2

г) Взаимодействие гидридов с водой

NaH + H2O → NaOH +H2

д) *Электролиз солей активных металлов

Эл.ток

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + H2

2. Получение труднорастворимых гидроксидов. Взаимодействие щелочей с солями слабых гидроксидов.

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3 + 3KCl

 

Zn(NO3)2 + 2KOH → Zn(OH)2 + KCl

 

Соли –сложные вещества –состоящие из атомов металла и кислотного остатка

Классификация солей

1. Средние соли NaCl; K3PO4; MgСO3 и т. д.

Название средних солей строится по названию аниона и добавляется название катиона в родительном падеже NaCl – хлорид натрия; K3PO4 - фосфат калия; MgСO3 - карбонат магния.

2. Кислые соли. Анионы кислых солей содержат ненейтрализованные катионы водорода.

Названия кислых солей: содержание ионов водорода определяется добавлением к аниону приставки «гидро», если ионов водорода несколько их число показывают словом греческого числительного.

NaHСO3 – гидрокарбонат натрия;

KH2PO4 - дигидрофосфат калия;

NaHSO4 - гидросульфат натрия.

3. Основные соли. Катионы основных солей содержат ненейтрализованные гидроксид ионы.

Название основных солей: из названия гидроксид иона аниона и катиона в родительном падеже, если гидроксид ионов несколько их число определяется словом греческого числительного

(CuOH)2СO3 - гидроксокарбонат меди (II) (малахит)

Fe(OH)2Cl – дигидроксохлорид (III)

4. Двойные соли.

Состоят из двух различных катионов и одного аниона

K2SO4 ∙ Al2(SO4)3 ∙ 24H2O алюмо-калиевые квасцы

Сульфат калия алюминия

Смешанные соли

Состоят из одного катиона и нескольких анионов

CaOCl2 – хлорид- гипохлорит кальция (хлорка или хлорная известь)

MgBrCl – бромид-хлорид магния

Комплексные.

Содержат комплексный катион или комплексный анион (строение будут подробно рассмотрено позже)

K2[Zn(OH)4] – тетрогидроксоцинкат калия, Na[Al(OH)4] – тетрогидроксоалюминат натрия.

Соли – самый многочисленный класс неорганических веществ. Все соли не содержат общих частиц, следовательно, у солей нет общих химических свойств. Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, такие реакции называются качественными.



2016-09-17 463 Обсуждений (0)
Классификация оснований 0.00 из 5.00 0 оценок









Обсуждение в статье: Классификация оснований

Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓

Отправить сообщение

Популярное:
Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной...
Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение...
Как построить свою речь (словесное оформление): При подготовке публичного выступления перед оратором возникает вопрос, как лучше словесно оформить свою...



©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (463)

Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.007 сек.)