Kalijum, natrijum ili litijum mogu reagovati sa vodom. U ovom slučaju, spojevi vezani za hidrokside nalaze se u produktima reakcije. Svojstva ovih supstanci, posebnosti nastanka hemijskih procesa u kojima učestvuju baze, određena su prisustvom hidroksilne grupe u njihovim molekulima. Dakle, u reakcijama elektrolitičke disocijacije, baze se cijepaju na metalne ione i OH - anione. U našem članku ćemo pogledati kako baze međusobno djeluju s oksidima nemetala, kiselinama i solima.
Da biste ispravno imenovali bazu, trebate dodati riječ hidroksid imenu metalnog elementa. Navedimo konkretne primjere. Aluminijska baza pripada amfoternim hidroksidima, čija ćemo svojstva razmotriti u članku. Obavezno prisustvo u molekulima baza hidroksilne grupe povezane s metalnim kationom ionskim tipom veze može se odrediti pomoću indikatora, na primjer, fenolftaleina. U vodenoj sredini, višak OH - jona određuje se promjenom boje otopine indikatora: bezbojni fenolftalein postaje grimiz. Ako metal pokazuje više valencija, može formirati više baza. Na primjer, željezo ima dvije baze, u kojima je jednako 2 ili 3. Prvo jedinjenje karakteriziraju karakteristike drugog - amfoterno. Stoga se svojstva viših hidroksida razlikuju od spojeva u kojima metal ima niži stupanj valencije.
Baze su čvrste tvari koje su otporne na toplinu. U odnosu na vodu dijele se na rastvorljive (alkalije) i nerastvorljive. Prvu grupu čine hemijski aktivni metali - elementi prve i druge grupe. Supstance koje su nerastvorljive u vodi sastoje se od atoma drugih metala čija je aktivnost inferiornija od natrijuma, kalijuma ili kalcijuma. Primjeri takvih spojeva su baze željeza ili bakra. Svojstva hidroksida ovisit će o tome kojoj grupi tvari pripadaju. Dakle, alkalije su termički stabilne i ne raspadaju se pri zagrijavanju, dok se baze nerastvorljive u vodi pod utjecajem visoke temperature uništavaju stvarajući oksid i vodu. Na primjer, bakrena baza se raspada na sljedeći način:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Interakcija između dvije važne grupe spojeva - kiselina i baza - se u hemiji naziva reakcijom neutralizacije. Ovaj naziv se može objasniti činjenicom da kemijski agresivni hidroksidi i kiseline tvore neutralne proizvode - soli i vodu. Budući da je, u stvari, proces izmjene između dvije složene supstance, neutralizacija je karakteristična i za alkalije i za baze nerastvorljive u vodi. Dajemo jednadžbu za reakciju neutralizacije između kaustičnog kalija i kloridne kiseline:
KOH + HCl = KCl + H2O
Važno svojstvo baza alkalnih metala je njihova sposobnost da reagiraju sa kiselim oksidima, što rezultira soli i vodom. Na primjer, propuštanjem ugljičnog dioksida kroz natrijev hidroksid, možete dobiti njegov karbonat i vodu:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
Reakcije ionske izmjene uključuju interakciju između alkalija i soli, koja se javlja stvaranjem nerastvorljivih hidroksida ili soli. Dakle, ulivanjem otopine kap po kap u otopinu bakar sulfata, možete dobiti plavi želeasti talog. Ovo je bakrena baza, nerastvorljiva u vodi:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Hemijska svojstva hidroksida, nerastvorljivih u vodi, razlikuju se od alkalija po tome što pri laganom zagrijavanju gube vodu - dehidriraju, pretvarajući se u oblik odgovarajućeg bazičnog oksida.
Ako element ili može reagirati i sa kiselinama i sa alkalijama, naziva se amfoternim. To uključuje, na primjer, cink, aluminij i njihove baze. Svojstva amfoternih hidroksida omogućavaju zapisivanje njihovih molekulskih formula i u obliku hidroksi grupe i u obliku kiselina. Predstavimo nekoliko jednadžbi za reakcije aluminijumske baze sa hloridnom kiselinom i natrijum hidroksidom. Oni ilustruju posebna svojstva hidroksida, koji su amfoterna jedinjenja. Druga reakcija se javlja razgradnjom alkalija:
2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
Proizvodi procesa će biti voda i soli: aluminijum hlorid i natrijum aluminat. Sve amfoterne baze su nerastvorljive u vodi. Ekstrahiraju se kao rezultat interakcije odgovarajućih soli i lužina.
U industrijama koje zahtijevaju velike količine alkalija, dobivaju se elektrolizom soli koje sadrže katione aktivnih metala prve i druge grupe periodnog sistema. Sirovina za ekstrakciju, na primjer, natrijum hidroksida je otopina kuhinjske soli. Jednačina reakcije će biti:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
Baze niskoaktivnih metala dobijaju se u laboratoriji reakcijom lužina sa njihovim solima. Reakcija je tipa jonske izmjene i završava se taloženjem baze. Jednostavan način za proizvodnju alkalija je reakcija supstitucije između aktivnog metala i vode. Prati ga zagrijavanje reagirajuće smjese i egzotermnog je tipa.
Svojstva hidroksida koriste se u industriji. Posebnu ulogu ovdje imaju alkalije. Koriste se kao prečistači kerozina i benzina, za izradu sapuna, obradu prirodne kože, kao i u tehnologijama za proizvodnju vještačke svile i papira.
Pošto su oksidi d-metala nerastvorljivi u vodi, njihovi hidroksidi se dobijaju indirektno reakcijom razmene između njihovih soli i rastvora alkalija:
ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl;
MnCl 2 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl (u odsustvu kiseonika);
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4 (u odsustvu kiseonika).
Hidroksidi d-elemenata u nižim oksidacionim stanjima su slabe baze; Nerastvorljivi su u vodi, ali se dobro rastvaraju u kiselinama:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
Hidroksidi d-elemenata u srednjim oksidacionim stanjima i cink hidroksid se otapaju ne samo u kiselinama, već iu viškom alkalnih rastvora sa formiranjem hidroksi kompleksa (tj. pokazuju amfoterna svojstva), na primer:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2;
Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O;
Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3.
U višim oksidacionim stanjima, prelazni metali formiraju hidrokside, koji pokazuju kisela svojstva ili amfoterna svojstva sa prevlašću kiselih:
Sa povećanjem stepena oksidacije elementa, osnovna svojstva oksida i hidroksida slabe, a kisela svojstva se povećavaju.
Stoga, s lijeva na desno kroz period dolazi do povećanja kiselih svojstava d-metalnih hidroksida u višim oksidacijskim stanjima do podgrupe Mn, a zatim kisela svojstva slabe:
Sc(OH) 3 - TiO 2 xH 2 O - V 2 O 5 xH 2 O - H 2 CrO 4 - HMnO 4
Jačanje kiselinskih svojstava
Fe(OH) 3 - Co(OH) 2 - Cu(OH) 2 - Zn(OH) 2
Sporo slabljenje kiselinskih svojstava
Razmotrimo promjenu svojstava d-metalnih hidroksida u podgrupama. Od vrha do dna u podgrupi se povećavaju osnovna svojstva hidroksida d-elemenata u višim oksidacionim stanjima, dok se kisela svojstva smanjuju. Na primjer, za šestu grupu d-metala:
H 2 CrO 4 - oštar - MoO 3 H 2 O - slab - WO 3 H 2 O
Svojstva kiselina su smanjena
Veze d-elemenata u nižim oksidacionim stanjima pokazuju, uglavnom, svojstva redukcije, posebno u alkalnoj sredini. Stoga su, na primjer, hidroksidi Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) vrlo nestabilni i brzo se oksidiraju atmosferskim kisikom:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3
Da bi se kobalt (II) ili nikl (II) hidroksid pretvorio u Co(OH) 3 ili Ni(OH) 3, potrebno je koristiti jače oksidaciono sredstvo - na primjer vodonik peroksid H 2 O 2 u alkalnom mediju ili brom Br 2:
2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Co(OH) 3;
2 Ni(OH) 2 + Br 2 +2NaOH = 2 Ni(OH) 3 + 2NaBr
Derivati Ti(III), V(III), V(II), Cr(II) lako se oksidiraju na zraku, neke soli mogu oksidirati čak i sa vodom:
2Ti 2 (SO 4) 3 + O 2 + 2H 2 O = 4TiOSO 4 + 2H 2 SO 4;
2CrCl 2 + 2H 2 O = 2Cr(OH) Cl 2 + H 2
Jedinjenja d-elemenata u višim oksidacionim stanjima (od +4 do +7) obično pokazuju oksidirajuća svojstva. Međutim, jedinjenja Ti(IV) i V(V) su uvek stabilna i stoga imaju relativno slaba oksidaciona svojstva:
TiOSO 4 + Zn + H 2 SO 4 = Ti 2 (SO 4) 3 + ZnSO 4 + H 2 O;
Na 3 VO 4 + Zn + H 2 SO 4 = VOSO 4 + ZnSO 4 + H 2 O
Redukcija se dešava u teškim uslovima - sa atomskim vodonikom u trenutku njegovog oslobađanja (Zn + 2H + = 2H· + Zn 2+).
A jedinjenja hroma u višim oksidacionim stanjima su jaka oksidaciona sredstva, posebno u kiseloj sredini:
K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
2CrO 3 + C 2 H 5 OH = Cr 2 O 3 + CH 3 COH + H 2 O
Jedinjenja Mn(VI), Mn(VII) i Fe(VI) pokazuju još jača oksidaciona svojstva:
2KMnO 4 + 6KI + 4H 2 O = 2MnO 2 + 3I 2 + 8KOH;
4K 2 FeO 4 + 10H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + 3O 2 +10H 2 O+ 4K 2 SO 4
dakle, oksidacijska svojstva spojeva d-elemenata u višim oksidacijskim stanjima se povećavaju tokom perioda slijeva na desno.
Oksidirajuća sposobnost spojeva d-elemenata u višim oksidacijskim stanjima u podgrupi od vrha do dna slabi. Na primjer, u podgrupi hroma: kalijev bihromat K 2 Cr 2 O 7 reaguje čak i sa tako slabim redukcionim agensom kao što je SO 2 . Za redukciju molibdatnih ili volframatovih jona potreban je vrlo jak redukcijski agens, na primjer, otopina klorovodične kiseline kalaj (II) klorida:
K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
3 (NH 4) 2 MoO 4 + HSnCl 3 + 9HCl = MoO 3 MoO 5 + H 2 SnCl 6 + 4H 2 O + 6NH 4 Cl
Posljednja reakcija se događa kada se zagrije, a oksidacijsko stanje d-elementa se vrlo malo smanjuje.
Jedinjenja d-metala u srednjim oksidacionim stanjima pokazuju redoks dualnost. Na primjer, jedinjenja željeza (III), ovisno o prirodi partnerske supstance, mogu pokazati svojstva reduktivnog sredstva:
2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl +8H2O,
i oksidirajuća svojstva:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 +2KCl.
ili = vodonik + baza (ako baza nije rastvorljiva u vodi)
Reakcija se javlja samo ako
metal je u nizu aktivnosti do vodonika.
Baza - složena tvar u kojoj je svaki atom metala povezan s jednom ili više hidrokso grupa.
u oksidacionim stanjima +1 I +2 show osnovna svojstva ,
Popunite tabelu:
metali glavnih podgrupa I - III grupe
Usporedna pitanja
I grupa
II grupa
2. Fizička svojstva.
III grupa
interakcija:
a) vodom
b) sa kiselinama
c) sa kiselim oksidima
d) sa amfoternim oksidima
d) sa alkalijama
5. Hidroksidna formula.
6. Fizička svojstva
interakcija:
a) djelovanje na indikatorima
b) sa kiselinama
c) sa kiselim oksidima
d) sa rastvorima soli
e) sa nemetalima
e) sa alkalijama
h) odnos prema grijanju
Svojstva oksida i hidroksida u periodu se mijenjaju od bazičnih preko amfoternih do kiselih, jer povećava se pozitivno oksidaciono stanje elemenata.
N / A 2 O , Mg +2 O , Al 2 O 3
osnovna amfoterna
N / A +1 O N , Mg +2 (O N ) 2 , Al +3 (O N ) 3
alkalna Slaba amfoterna
bazni hidroksid
U glavnim podgrupama osnovna svojstva oksida i hidroksida rastu od vrha prema dolje .
Metalni spojevi I Grupe
Oksidi alkalnih metala
Opća formula Meh 2 O
Fizička svojstva:Čvrste, kristalne supstance, veoma rastvorljive u vodi.
Li 2 O, Na 2 O - bezbojni, K 2 O, Rb 2 O - žuti, Cs 2 O - narandžasti.
Načini dobijanja:
Oksidacijom metala nastaje samo litijum oksid
4 Li + O 2 → 2 Li 2 O
(u drugim slučajevima dobijaju se peroksidi ili superoksidi).
Svi oksidi (osim Li 2 O) dobivaju se zagrijavanjem mješavine peroksida (ili superoksida) s viškom metala:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Hemijska svojstva
Tipični osnovni oksidi:
Reaguje sa vodom, formirajući alkalije: Na 2 O + H 2 O →
2. Reaguje sa kiselinama, formirajući so i vodu: Na 2 O + H Cl →
3. Interaguju sa kiselim oksidima, formirajući soli: Na 2 O + SO 3 →
4. Interaguju s amfoternim oksidima, formirajući soli: Na 2 O + ZnO → Na 2 ZnO 2
Hidroksidi alkalnih metala
Opšta formula - MeOH
Fizička svojstva: Bijele kristalne tvari, higroskopne, vrlo topljive u vodi (uz oslobađanje topline). Rješenja su sapunasta na dodir i vrlo zajeda.
NaOH – natrijum hidroksid
KOH – kaustični kalijum
Jake baze - Alkalije. Glavna svojstva su poboljšana sljedećim redoslijedom:
LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH
Načini dobijanja:
1. Elektroliza rastvora hlorida:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H 2 + Cl 2
2. Reakcije razmjene između soli i baze:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + 2KOH
3. Interakcija metala ili njihovih osnovnih oksida (ili peroksida i superoksida) sa vodom:
2 Li + 2 H 2 O → 2 LiOH + H2
Li 2 O + H 2 O → 2 LiOH
Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2
Hemijska svojstva
1. Promijenite boju indikatora:
Lakmus - plava
Fenolftalein – do maline
Metilnarandžasta - do žuta
2. Interakcija sa svim kiselinama.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
3. Interakcija sa kiselim oksidima.
2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
4. Interakcija sa rastvorima soli ako se formira gas ili sediment.
2 NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
5. Interakcija sa nekim nemetalima (sumpor, silicijum, fosfor)
2 NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
6. Interakcija s amfoternim oksidima i hidroksidima
2 NaOH + Zn O + H 2 O → Na 2 [Zn (OH) 4 ]
2 NaOH + Zn (OH) 2 → Na 2 [Zn (OH) 4 ]
7. Kada se zagreju, ne raspadaju, osim LiOH.
II grupe
Metalni oksidi II Grupe
Opća formula MeO
Fizička svojstva:Čvrste, bele kristalne supstance, slabo rastvorljive u vodi.
Načini dobijanja:
Oksidacija metala (osim Ba, koji stvara peroksid)
2Ca + O 2 → 2CaO
2) Termička razgradnja nitrata ili karbonata
CaCO 3 → CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 → 2MgO + 4NO 2 + O 2
Hemijska svojstva
BeO – amfoterni oksid
Oksidi Mg, Ca, Sr, Ba – osnovni oksidi
Oni stupaju u interakciju s vodom (osim BeO), formirajući alkalije (Mg (OH) 2 - slaba baza):
CaO + H 2 O →
2. Reaguje sa kiselinama, formirajući so i vodu: CaO + H Cl →
3. Interaguju sa kiselim oksidima, formirajući soli: CaO + SO 3 →
4. BeO u interakciji sa alkalijama: BeO + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Be (OH) 4 ]
Metalni hidroksidi II Grupe
Opšta formula - ja(OH) 2
Fizička svojstva: Bijele kristalne supstance su manje rastvorljive u vodi od hidroksida alkalnih metala. Be(OH) 2 – nerastvorljiv u vodi.
Glavna svojstva su poboljšana sljedećim redoslijedom:
biti (OH) 2 → Mg (ON) 2 → Ca (ON) 2 → Sr (ON) 2 → B a (ON) 2
Načini dobijanja:
Reakcije zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida sa vodom:
Ba + 2 H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2
CaO (živo vapno) + H 2 O → Ca (OH) 2 (gašeno vapno)
Hemijska svojstva
Be(OH) 2 – amfoterni hidroksid
Mg (OH) 2 – slaba baza
Ca(OH) 2, Sr (OH) 2, Ba(OH) 2 - jake baze - alkalije.
Promijenite boju indikatora:
Lakmus - plava
Fenolftalein – do maline
Metilnarandžasta - do žuta
2. Reaguje sa kiselinama, formirajući so i vodu:
Be(OH) 2 + H 2 SO 4 →
3. Interakcija sa kiselim oksidima:
Ca(OH) 2 + SO 3 →
4. Interakcija sa rastvorima soli ako se formira gas ili sediment:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 →
Berilijum hidroksid reaguje sa alkalijama:
Be(OH) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Be(OH) 4 ]
Pri zagrijavanju se razlažu: Ca(OH) 2 →
Jedinjenja metala glavne podgrupe III grupe
Aluminijski priključci
Aluminijum oksid
Al 2 O 3
O = Al – O – Al = O
Fizička svojstva: Aluminijum, korund, u boji – rubin (crvena), safir (plava).
Čvrsta vatrostalna (t° pl. = 2050°C) tvar; postoji u nekoliko modifikacija kristala.
Načini dobijanja:
Sagorevanje aluminijumskog praha: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3
Razlaganje aluminijum hidroksida: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O
Hemijska svojstva
Al 2 O 3 - amfoterično oksid sa dominantnim osnovnim svojstvima; ne reaguje sa vodom.
Kao osnovni oksid: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O
Kao kiseli oksid: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [Al (OH) 4 ]
2) Legirani alkalijama ili karbonatima alkalnih metala:
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (natrijum aluminat) + CO 2
Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O
Aluminijum hidroksid Al ( OH ) 3
Fizička svojstva: bijela kristalna supstanca,
nerastvorljivo u vodi.
Načini dobijanja:
1) Taloženje iz rastvora soli sa alkalijama ili amonijum hidroksidom:
AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl
Al 2 (SO 4) 3 + 6NH 4 OH → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4) 2 SO 4
Al 3+ + 3 OH ¯ → Al (OH) 3 (bijeli želatinasti)
2) Slabo zakiseljavanje rastvora aluminata:
Na + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3
Hemijska svojstva
Al ( OH ) 3 - A mphoterni hidroksid :
1) Reaguje sa rastvorima kiselina i alkalija:
Kao baza Al (OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O
Kao kiselina Al (OH) 3 + NaOH → Na [Al (OH) 4 ]
(natrijum tetrahidroksialuminat)
Zagrijavanjem se razlaže: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O
Popunite tabelu: Uporedne karakteristike oksida i hidroksida
metali glavnih podgrupa I - III grupe
Usporedna pitanja
I grupa
II grupa
Oksidacijsko stanje Me u oksidu.
2. Fizička svojstva.
III grupa
3. Hemijska svojstva (uporedi).
4. Metode za proizvodnju oksida.
interakcija:
a) vodom
b) sa kiselinama
c) sa kiselim oksidima
d) sa amfoternim oksidima
d) sa alkalijama
5. Hidroksidna formula.
Oksidacijsko stanje Me u hidroksidu.
6. Fizička svojstva
7. Hemijska svojstva (uporedi).
8. Metode za proizvodnju hidroksida.
interakcija:
a) djelovanje na indikatorima
b) sa kiselinama
c) sa kiselim oksidima
d) sa rastvorima soli
e) sa nemetalima
e) sa alkalijama
g) sa amfoternim oksidima i hidroksidima
h) odnos prema grijanju
Baze se formiraju od atoma metala i hidroksilne grupe (OH-), zbog čega se nazivaju hidroksidi.
1. U vezi sa do vode osnovi se dijele na:
2. Interakcijom sa drugima Hemijski, hidroksidi se dijele na:
Brojni izuzeci:
Pogledajte hemijska svojstva
STVARI
_________________________________
jednostavan kompleks
____/______ ______________/___________
metali nemetali oksidi hidroksidi soli
K, Ba S, P P 2 O 5 H 2 SO 4 Cu(NO 3) 2
Na 2 O Ba(OH) 2 Na 2 CO 3
Razmotrimo klasifikaciju, hemijska svojstva i metode dobijanja složenih supstanci.
OXIDES
OKSID je složena supstanca koja se sastoji od dva elementa, od kojih je jedan kiseonik, koji je u -2 oksidacionom stanju.
Izuzeci su:
1) jedinjenja kiseonika i fluora - fluoridi: na primer, kiseonik fluorid OF 2 (oksidaciono stanje kiseonika u ovom jedinjenju +2)
2) peroksidi (spojevi nekih elemenata s kisikom u kojima postoji veza između atoma kisika), na primjer:
vodonik peroksid H 2 O 2 kalijum peroksid K 2 O 2
Primeri oksida: kalcijum oksid - CaO, barijum oksid - BaO. Ako element formira nekoliko oksida, tada je valencija elementa naznačena u njihovim nazivima u zagradama, na primjer: sumporov oksid (IV) - SO 2, sumporov oksid (VI) - SO 3.
Svi oksidi se mogu podijeliti u dvije velike grupe: koji stvaraju soli (koji stvaraju soli) i koji ne stvaraju soli.
Tvari koje stvaraju soli dijele se u tri grupe: bazične, amfoterne i kisele.
O OXIDES
_________________/__________________
ne stvaraju soli
CO, N2O, NO
↓ ↓ ↓
bazična amfoterna kiselina
(oni (odgovaraju
odgovaraju, kiseline)
osnova)
CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5, Mn 2 O 7
Cr 2 O 3, Al 2 O 3
Nemetali formiraju kisele okside, na primjer: dušikov oksid (V) - N 2 O 5, ugljični monoksid (IV) - CO 2. Metali s valentnošću manjom od tri, po pravilu, formiraju osnovne okside, na primjer: natrijum oksid - Na 2 O, magnezijev oksid - MgO; i sa valencijom većom od četiri - kiseli oksidi, na primjer, mangan (VII) oksid - Mn 2 O 7, volfram (VI) oksid - WO 3.
Razmotrimo hemijska svojstva kiselih i bazičnih oksida.
HEMIJSKA SVOJSTVA OKSIDA
BASIC ACID
Interakcija sa vodom
Produkt reakcije je:
bazna kiselina
(ako je u sastavu oksida P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4
uključuje aktivni metal, SiO 2 +H 2 O ≠
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)
CaO + H 2 O à Ca(OH) 2
2. Međusobna interakcija, formiranje soli CuO + SO 3 do CuSO 4
3. Interakcija sa hidroksidima:
Sa rastvorljivim kiselinama, sa rastvorljivim bazama
Kao rezultat reakcije nastaju sol i voda
CuO + H 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 +Ca(OH) 2 àCaCO 3 + H 2 O
Manje isparljivi oksidi
Zamjenjuje nestabilnije
od njihovih soli:
K 2 CO 3 + SiO 2 à K 2 SiO 3 + CO 2
Amfoterni oksidi uključuju: metalne okside sa valentnošću tri, na primer: aluminijum oksid - Al 2 O 3, hrom (III) oksid - Cr 2 O 3, gvožđe (III) oksid - Fe 2 O 3, kao i nekoliko izuzeci, u kojima je metal dvovalentan, na primjer: berilijum oksid BeO, cink oksid ZnO, olovo (II) oksid - PbO. .
Amfoterni oksidi imaju dvojaku prirodu: istovremeno su sposobni za reakcije u koje ulaze kao bazni i kao kiseli oksidi
Hajde da dokažemo amfoternu prirodu aluminijum oksida. Predstavimo jednadžbe za reakcije interakcije sa hlorovodoničnom kiselinom i alkalijom (u vodenom rastvoru i pri zagrevanju). Kada aluminij oksid i hlorovodonična kiselina međusobno djeluju, nastaje sol - aluminij klorid. U ovom slučaju, aluminij oksid djeluje kao glavni oksid.
Al 2 O 3 + 6HCl à2AlCl 3 + 3H 2 O
kao glavni
U vodenom rastvoru nastaje kompleksna so -
natrijum tetrahidroksialuminat:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na natrijum tetrahidroksoaluminat
kao kiselo
Kada se stapa sa alkalijama, nastaju meta-aluminati.
Zamislimo molekul aluminijum hidroksida Al(OH) 3 u obliku kiseline, tj. Na prvom mjestu upisujemo sve atome vodika, a na drugom kiselinski ostatak:
H 3 AlO 3 - aluminijumska kiselina
Za trovalentne metale oduzmite 1 H 2 O od formule kiseline, čime se dobije meta-aluminijumska kiselina:
- H 2 O
HAlO 2 - meta-aluminijumska kiselina
fuzija
Al 2 O 3 +2 NaOHà 2NaAlO 2 + H 2 O natrijum metaaluminat
kao kiselo
METODE ZA DOBIJANJE OKSIDA:
1. Interakcija jednostavnih supstanci sa kiseonikom:
4Al + 3O 2 do 2Al 2 O 3
2. Sagorevanje ili prženje složenih supstanci:
CH 4 + 2O 2 do CO 2 + 2H 2 O
2ZnS + 3O 2 do 2SO 2 + 2ZnO
3. Razgradnja pri zagrijavanju nerastvorljivih hidroksida:
Cu(OH) 2 à CuO + H 2 O H 2 SiO 3 à SiO 2 + H 2 O
4. Razgradnja pri zagrijavanju medija i kiselih soli:
CaCO 3 à CaO + CO 2
2KHCO 3 àK 2 CO 3 + CO 2 +H 2 O
4AgNO 3 à4Ag + 4NO 2 + O 2
HIDROKSIDI
Hidroksidi se dijele u tri grupe: baze, kiseline i amfoterni hidroksidi (pokazuju svojstva i baza i kiselina).
BAZA je složena supstanca koja se sastoji od atoma metala i jedne ili više hidroksilnih grupa
(- ON).
Na primjer: natrijum hidroksid - NaOH, barijum hidroksid Ba(OH) 2. Broj hidroksilnih grupa u osnovnoj molekuli jednak je valenciji metala.
KISELINA je složena tvar koja se sastoji od atoma vodika koji se mogu zamijeniti atomima metala i kiselim ostatkom.
Na primjer: sumporna kiselina - H 2 SO 4, fosforna kiselina - H 3 PO 4.
Valentnost kiselinskog ostatka određena je brojem atoma vodika. U hemijskim jedinjenjima zadržava se valencija kiselinskog ostatka (vidi tabelu 1).
TABELA 1. FORMULE NEKIH KISELINA I
ACID RESIDUE
| Ime kiseline | Formula | Kiselinski ostatak | Valencija kiselog ostatka | Naziv soli koju formira ova kiselina |
| Fluorescentno | HF | F | I | fluorida |
| Solyanaya | HCl | Cl | I | hlorid |
| Bromovodična | HBr | Br | I | bromid |
| Hidrojodna | HI | I | I | jodid |
| Nitrogen | HNO3 | NE 3 | I | nitrata |
| Nitrogenous | HNO2 | NE 2 | I | nitrita |
| Sirće | CH 3 COOH | CH 3 COO | I | acetat |
| Sumporna | H2SO4 | SO 4 | II | sulfat |
| Sumporna | H2SO3 | SO 3 | II | sulfit |
| Hidrogen sulfid | H2S | S | II | sulfid |
| Ugalj | H2CO3 | CO3 | II | karbonat |
| Flint | H2SiO3 | SiO3 | II | silikat |
| Fosfor | H3PO4 | PO 4 | III | fosfat |
Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, hidroksidi se dele u dve grupe: rastvorljive (na primer, KOH, H 2 SO 4) i nerastvorljive (H 2 SiO 3, Cu(OH) 2). Baze koje se otapaju u vodi nazivaju se alkalije.
