Классификация оснований
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.
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 |