Kālijs, nātrijs vai litijs var reaģēt ar ūdeni. Šajā gadījumā reakcijas produktos ir atrodami savienojumi, kas saistīti ar hidroksīdiem. Šo vielu īpašības, ķīmisko procesu norises īpatnības, kurās piedalās bāzes, nosaka hidroksilgrupas klātbūtne to molekulās. Tādējādi elektrolītiskās disociācijas reakcijās bāzes tiek sadalītas metālu jonos un OH - anjonos. Mūsu rakstā mēs apskatīsim, kā bāzes mijiedarbojas ar nemetālu oksīdiem, skābēm un sāļiem.
Lai pareizi nosauktu bāzi, metāla elementa nosaukumam jāpievieno vārds hidroksīds. Sniegsim konkrētus piemērus. Alumīnija bāze pieder pie amfoteriskajiem hidroksīdiem, kuru īpašības mēs apsvērsim rakstā. Obligātu hidroksilgrupas bāzu klātbūtni molekulās, kas saistītas ar metāla katjonu ar jonu saiti, var noteikt, izmantojot indikatorus, piemēram, fenolftaleīnu. Ūdens vidē OH - jonu pārpalikumu nosaka indikatoršķīduma krāsas maiņa: bezkrāsains fenolftaleīns kļūst sārtināts. Ja metālam ir vairākas valences, tas var veidot vairākas bāzes. Piemēram, dzelzs ir divas bāzes, kurās tas ir vienāds ar 2 vai 3. Pirmajam savienojumam ir raksturīgas otrās īpašības - amfoterisks. Tāpēc augstāko hidroksīdu īpašības atšķiras no savienojumiem, kuros metālam ir zemāka valences pakāpe.
Bāzes ir cietas vielas, kas ir izturīgas pret karstumu. Attiecībā uz ūdeni tos iedala šķīstošajos (sārmos) un nešķīstošajos. Pirmo grupu veido ķīmiski aktīvie metāli - pirmās un otrās grupas elementi. Vielas, kas nešķīst ūdenī, sastāv no citu metālu atomiem, kuru aktivitāte ir zemāka par nātriju, kāliju vai kalciju. Šādu savienojumu piemēri ir dzelzs vai vara bāzes. Hidroksīdu īpašības būs atkarīgas no tā, kurai vielu grupai tie pieder. Tādējādi sārmi ir termiski stabili un karsējot nesadalās, savukārt ūdenī nešķīstošās bāzes tiek iznīcinātas augstas temperatūras ietekmē, veidojot oksīdu un ūdeni. Piemēram, vara bāze sadalās šādi:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Mijiedarbība starp divām svarīgām savienojumu grupām – skābēm un bāzēm – ķīmijā tiek saukta par neitralizācijas reakciju. Šis nosaukums skaidrojams ar to, ka ķīmiski agresīvie hidroksīdi un skābes veido neitrālus produktus – sāļus un ūdeni. Tā kā faktiski notiek apmaiņas process starp divām sarežģītām vielām, neitralizācija ir raksturīga gan sārmiem, gan ūdenī nešķīstošām bāzēm. Dosim vienādojumu neitralizācijas reakcijai starp kodīgo kāliju un hlorīda skābi:
KOH + HCl = KCl + H2O
Svarīga sārmu metālu bāzu īpašība ir to spēja reaģēt ar skābiem oksīdiem, kā rezultātā veidojas sāls un ūdens. Piemēram, izlaižot oglekļa dioksīdu caur nātrija hidroksīdu, jūs varat iegūt tā karbonātu un ūdeni:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
Jonu apmaiņas reakcijas ietver sārmu un sāļu mijiedarbību, kas notiek, veidojot nešķīstošus hidroksīdus vai sāļus. Tādējādi, pa pilienam ielejot šķīdumu vara sulfāta šķīdumā, var iegūt zilas želejveida nogulsnes. Šī ir vara bāze, kas nešķīst ūdenī:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Ūdenī nešķīstošo hidroksīdu ķīmiskās īpašības atšķiras no sārmiem ar to, ka, nedaudz karsējot, tie zaudē ūdeni - tie dehidrē, pārvēršoties atbilstošā bāzes oksīda formā.
Ja elements vai var reaģēt gan ar skābēm, gan sārmiem, to sauc par amfotērisku. Tie ietver, piemēram, cinku, alumīniju un to bāzes. Amfotero hidroksīdu īpašības ļauj uzrakstīt to molekulārās formulas gan hidroksogrupas, gan skābju formā. Iesniegsim vairākus vienādojumus alumīnija bāzes reakcijām ar hlorīda skābi un nātrija hidroksīdu. Tie ilustrē hidroksīdu īpašās īpašības, kas ir amfotēriski savienojumi. Otrā reakcija notiek ar sārmu sadalīšanos:
2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Procesu produkti būs ūdens un sāļi: alumīnija hlorīds un nātrija alumināts. Visas amfoteriskās bāzes nešķīst ūdenī. Tie tiek iegūti atbilstošu sāļu un sārmu mijiedarbības rezultātā.
Nozarēs, kurās nepieciešams liels sārmu daudzums, tos iegūst, elektrolīzē sāļus, kas satur periodiskās tabulas pirmās un otrās grupas aktīvo metālu katjonus. Izejviela, piemēram, nātrija hidroksīda ekstrakcijai, ir galda sāls šķīdums. Reakcijas vienādojums būs šāds:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
Zemu aktīvo metālu bāzes iegūst laboratorijā, sārmiem reaģējot ar to sāļiem. Reakcija ir jonu apmaiņas veida un beidzas ar bāzes nogulsnēšanos. Vienkāršs sārmu iegūšanas veids ir aizvietošanas reakcija starp aktīvo metālu un ūdeni. To papildina reaģējošā maisījuma karsēšana, un tas ir eksotermisks.
Hidroksīdu īpašības tiek izmantotas rūpniecībā. Sārmiem šeit ir īpaša loma. Tos izmanto kā petrolejas un benzīna attīrītājus, ziepju gatavošanā, dabīgās ādas apstrādē, kā arī mākslīgā zīda un papīra ražošanas tehnoloģijās.
Tā kā d-metālu oksīdi ūdenī nešķīst, to hidroksīdus iegūst netieši, izmantojot apmaiņas reakcijas starp to sāļiem un sārmu šķīdumiem:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl;
MnCl 2 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl (ja nav skābekļa);
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4 (ja nav skābekļa).
D-elementu hidroksīdi zemākos oksidācijas pakāpēs ir vājas bāzes; Tie nešķīst ūdenī, bet labi šķīst skābēs:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + H2O
D-elementu hidroksīdi vidējā oksidācijas pakāpēs un cinka hidroksīds izšķīst ne tikai skābēs, bet arī sārmu šķīdumos, veidojot hidrokso kompleksus (t.i., tiem piemīt amfoteriskas īpašības), piemēram:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2;
Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O;
Cr(OH)3 + 3KOH = K3.
Augstākos oksidācijas stāvokļos pārejas metāli veido hidroksīdus, kuriem piemīt skābas īpašības vai amfoteriskas īpašības, kurās pārsvarā ir skābie:
Palielinoties elementa oksidācijas pakāpei, oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības vājinās, un skābās īpašības palielinās.
Tāpēc no kreisās puses uz labo visā periodā palielinās d-metālu hidroksīdu skābās īpašības augstākos oksidācijas pakāpēs līdz pat Mn apakšgrupai, tad skābās īpašības vājinās:
Sc(OH) 3 - TiO 2 xH 2 O - V 2 O 5 xH 2 O - H 2 CrO 4 - HMnO 4
Skābju īpašību stiprināšana
Fe(OH)3 - Co(OH)2 - Cu(OH)2 - Zn(OH)2
Lēna skābes īpašību vājināšanās
Apskatīsim d-metālu hidroksīdu īpašību izmaiņas apakšgrupās. Apakšgrupā no augšas uz leju d-elementu hidroksīdu bāzes īpašības augstākos oksidācijas pakāpēs palielinās, bet skābās īpašības samazinās. Piemēram, sestajai d-metālu grupai:
H 2 CrO 4 — ass — MoO 3 H 2 O — vājš — WO 3 H 2 O
Skābju īpašības ir samazinātas
D-elementu savienojumi zemākos oksidācijas stāvokļos tie uzrāda, pārsvarā, samazinot īpašības, īpaši sārmainā vidē. Tāpēc, piemēram, hidroksīdi Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) ir ļoti nestabili un ātri oksidējas ar atmosfēras skābekli:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3
Lai kobalta (II) vai niķeļa (II) hidroksīdu pārvērstu par Co(OH) 3 vai Ni(OH) 3, ir nepieciešams izmantot spēcīgāku oksidētāju - piemēram, ūdeņraža peroksīdu H 2 O 2 sārmainā vidē. vai broms Br 2:
2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3;
2 Ni(OH)2 + Br2 +2NaOH = 2 Ni(OH)3 + 2NaBr
Ti(III), V(III), V(II), Cr(II) atvasinājumi gaisā viegli oksidējas, daži sāļi var oksidēties pat ar ūdeni:
2Ti2(SO4)3 + O2 + 2H2O = 4TiOSO4 + 2H2SO4;
2CrCl2 + 2H2O = 2Cr(OH)Cl2 + H2
D-elementu savienojumi augstākās oksidācijas pakāpēs (no +4 līdz +7) parasti piemīt oksidējošas īpašības. Tomēr Ti(IV) un V(V) savienojumi vienmēr ir stabili, un tāpēc tiem ir salīdzinoši vājas oksidējošās īpašības:
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
Redukcijas notiek skarbos apstākļos - ar atomu ūdeņradi tā izdalīšanās brīdī (Zn + 2H + = 2H· + Zn 2+).
Un hroma savienojumi augstākās oksidācijas pakāpēs ir spēcīgi oksidētāji, īpaši skābā vidē:
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
Mn(VI), Mn(VII) un Fe(VI) savienojumiem piemīt vēl spēcīgākas oksidējošās īpašības:
2KMnO4 + 6KI + 4H2O = 2MnO2 + 3I2 + 8KOH;
4K 2 FeO 4 + 10H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + 3O 2 + 10 H 2 O + 4K 2 SO 4
Tādējādi d-elementu savienojumu oksidējošās īpašības augstākās oksidācijas pakāpēs palielinās laika posmā no kreisās puses uz labo.
Vājinās d-elementu savienojumu oksidēšanas spēja augstākos oksidācijas pakāpēs apakšgrupā no augšas uz leju. Piemēram, hroma apakšgrupā: kālija bihromāts K 2 Cr 2 O 7 mijiedarbojas pat ar tik vāju reducētāju kā SO 2 . Molibdāta vai volframāta jonu samazināšanai ir nepieciešams ļoti spēcīgs reducētājs, piemēram, alvas (II) hlorīda sālsskābes šķīdums:
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
Pēdējā reakcija notiek karsējot, un d-elementa oksidācijas pakāpe samazinās ļoti nedaudz.
D-metālu savienojumi starpposma oksidācijas stāvokļos uzrāda redoksu dualitāti. Piemēram, dzelzs (III) savienojumiem atkarībā no partnervielas veida var būt reducējošās īpašības:
2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O,
un oksidējošās īpašības:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl.
vai = ūdeņradis + bāze (ja bāze nešķīst ūdenī)
Reakcija notiek tikai tad, ja
metāls atrodas aktivitāšu virknē līdz ūdeņradim.
Bāze - kompleksa viela, kurā katrs metāla atoms ir saistīts ar vienu vai vairākām hidrokso grupām.
oksidācijas stāvokļos +1 Un +2 parādīt pamata īpašības ,
Aizpildiet tabulu:
galveno apakšgrupu metāli es - III grupas
Salīdzināšanas jautājumi
es grupai
II grupai
2. Fizikālās īpašības.
III grupai
Mijiedarbība:
a) ar ūdeni
b) ar skābēm
c) ar skābiem oksīdiem
d) ar amfoteriskajiem oksīdiem
d) ar sārmiem
5. Hidroksīda formula.
6. Fizikālās īpašības
Mijiedarbība:
a) darbība attiecībā uz rādītājiem
b) ar skābēm
c) ar skābiem oksīdiem
d) ar sāls šķīdumiem
e) ar nemetāliem
e) ar sārmiem
h) attieksme pret apkuri
Oksīdu un hidroksīdu īpašības periodā mainās no bāzes caur amfoteru uz skābu, jo palielinās elementu pozitīvais oksidācijas stāvoklis.
Na 2 O , Mg +2 O , Al 2 O 3
pamata amfotērija
Na +1 O N , Mg +2 (O N ) 2 , Al +3 (O N ) 3
sārms Vājš Amfotērijs
bāzes hidroksīds
Galvenajās apakšgrupās oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības palielinās no augšas uz leju .
Metālu savienojumi es A grupas
Sārmu metālu oksīdi
Vispārējā formula Meh 2 PAR
Fizikālās īpašības: Cietas, kristāliskas vielas, labi šķīst ūdenī.
Li 2 O, Na 2 O - bezkrāsains, K 2 O, Rb 2 O - dzeltens, Cs 2 O - oranžs.
Iegūšanas metodes:
Metāla oksidēšana rada tikai litija oksīdu
4 Li + O 2 → 2 Li 2 O
(citos gadījumos iegūst peroksīdus vai superoksīdus).
Visus oksīdus (izņemot Li 2 O) iegūst, karsējot peroksīda (vai superoksīda) maisījumu ar metāla pārpalikumu:
Na 2 O 2 + 2 Na → 2 Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Ķīmiskās īpašības
Tipiski pamata oksīdi:
Reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus: Na 2 O + H 2 O →
2. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni: Na 2 O + H Cl →
3. Mijiedarboties ar skābiem oksīdiem, veidojot sāļus: Na 2 O + SO 3 →
4. Mijiedarboties ar amfotēriem oksīdiem, veidojot sāļus: Na 2 O + ZnO → Na 2 ZnO 2
Sārmu metālu hidroksīdi
Vispārējā formula - MeOH
Fizikālās īpašības: Baltas kristāliskas vielas, higroskopiskas, labi šķīst ūdenī (ar siltuma izdalīšanos). Šķīdumi ir ziepjami uz tausti un ļoti kodīgi.
NaOH – nātrija hidroksīds
KOH – kodīgais kālijs
Spēcīgas bāzes - Sārmi. Galvenās īpašības tiek uzlabotas šādā secībā:
LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH
Iegūšanas metodes:
1. Hlorīda šķīdumu elektrolīze:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. Apmaiņas reakcijas starp sāli un bāzi:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + 2KOH
3. metālu vai to bāzes oksīdu (vai peroksīdu un superoksīdu) mijiedarbība ar ūdeni:
2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2
Li2O + H2O → 2 LiOH
Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H2O2
Ķīmiskās īpašības
1. Mainiet indikatoru krāsu:
Lakmuss - zils
Fenolftaleīns – līdz avenēm
Metiloranža - līdz dzeltenai
2. Mijiedarbojieties ar visām skābēm.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
3. Mijiedarboties ar skābiem oksīdiem.
2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
4. Mijiedarbojieties ar sāls šķīdumiem, ja veidojas gāze vai nogulsnes.
2 NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
5. Mijiedarbojieties ar dažiem nemetāliem (sēru, silīciju, fosforu)
2 NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
6. Mijiedarboties ar amfoteriskajiem oksīdiem un hidroksīdiem
2 NaOH + Zn O + H 2 O → Na 2 [Zn (OH) 4 ]
2 NaOH + Zn (OH) 2 → Na 2 [Zn (OH) 4 ]
7. Sildot, tie nesadalās, izņemot LiOH.
II grupas
Metālu oksīdi II A grupas
Vispārējā formula MeO
Fizikālās īpašības: Cietas, baltas kristāliskas vielas, nedaudz šķīst ūdenī.
Iegūšanas metodes:
Metālu oksidēšana (izņemot Ba, kas veido peroksīdu)
2Ca + O 2 → 2CaO
2) Nitrātu vai karbonātu termiskā sadalīšanās
CaCO 3 → CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 → 2MgO + 4NO 2 + O 2
Ķīmiskās īpašības
BeO – amfoteriskais oksīds
Oksīdi Mg, Ca, Sr, Ba – bāziskie oksīdi
Tie mijiedarbojas ar ūdeni (izņemot BeO), veidojot sārmus (Mg (OH) 2 - vāja bāze):
CaO + H 2 O →
2. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni: CaO + H Cl →
3. Mijiedarbojas ar skābju oksīdiem, veidojot sāļus: CaO + SO 3 →
4. BeO mijiedarbojas ar sārmiem: BeO + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Be (OH) 4 ]
Metālu hidroksīdi II A grupas
Vispārējā formula - Es (OH) 2
Fizikālās īpašības: Baltas kristāliskas vielas ūdenī šķīst mazāk nekā sārmu metālu hidroksīdi. Be(OH) 2 – nešķīst ūdenī.
Galvenās īpašības tiek uzlabotas šādā secībā:
Esi (OH) 2 → Mg (VIŅŠ) 2 → Ca (VIŅŠ) 2 → Sr (VIŅŠ) 2 → B a (VIŅŠ) 2
Iegūšanas metodes:
Sārmzemju metālu vai to oksīdu reakcijas ar ūdeni:
Ba + 2 H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2
CaO (dzēstie kaļķi) + H 2 O → Ca (OH) 2 (dzēstie kaļķi)
Ķīmiskās īpašības
Be(OH) 2 – amfoteriskais hidroksīds
Mg (OH) 2 – vāja bāze
Ca(OH) 2, Sr (OH) 2, Ba(OH) 2 - stipras bāzes - sārmi.
Mainiet indikatoru krāsu:
Lakmuss - zils
Fenolftaleīns – līdz avenēm
Metiloranža - līdz dzeltenai
2. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni:
Be(OH)2 + H2SO4 →
3. Mijiedarboties ar skābiem oksīdiem:
Ca(OH) 2 + SO 3 →
4. Mijiedarbojieties ar sāls šķīdumiem, ja veidojas gāze vai nogulsnes:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 →
Berilija hidroksīds reaģē ar sārmiem:
Be(OH)2 + 2 NaOH → Na 2 [Be(OH)4]
Sildot, tie sadalās: Ca(OH) 2 →
Galvenās apakšgrupas metālu savienojumi III grupas
Alumīnija savienojumi
Alumīnija oksīds
Al 2 O 3
O = Al – O – Al = O
Fizikālās īpašības: Alumīnija oksīds, korunds, krāsains – rubīns (sarkans), safīrs (zils).
Cieta ugunsizturīga (t° pl. = 2050 °C) viela; pastāv vairākās kristālu modifikācijās.
Iegūšanas metodes:
Alumīnija pulvera sadedzināšana: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3
Alumīnija hidroksīda sadalīšanās: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O
Ķīmiskās īpašības
Al 2 O 3 - amfotērisks oksīds ar galveno īpašību pārsvaru; nereaģē ar ūdeni.
Kā bāzes oksīds: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O
Kā skābs oksīds: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [Al (OH) 4 ]
2) leģēti ar sārmiem vai sārmu metālu karbonātiem:
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (nātrija alumināts) + CO 2
Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O
Alumīnija hidroksīds Al ( Ak! ) 3
Fizikālās īpašības: balta kristāliska viela,
nešķīst ūdenī.
Iegūšanas metodes:
1) Nogulsnēšana no sāls šķīdumiem ar sārmiem vai amonija hidroksīdu:
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 (balts želatīns)
2) Alumināta šķīdumu vāja paskābināšana:
Na + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3
Ķīmiskās īpašības
Al ( Ak! ) 3 - A mfoteriskais hidroksīds :
1) Reaģē ar skābju un sārmu šķīdumiem:
Kā bāze Al (OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O
Kā skābe Al (OH) 3 + NaOH → Na [Al (OH) 4 ]
(nātrija tetrahidroksialumināts)
Sildot, tas sadalās: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O
Aizpildiet tabulu: Oksīdu un hidroksīdu salīdzinošās īpašības
galveno apakšgrupu metāli es - III grupas
Salīdzināšanas jautājumi
es grupai
II grupai
Me oksidācijas stāvoklis oksīdā.
2. Fizikālās īpašības.
III grupai
3. Ķīmiskās īpašības (salīdzināt).
4. Metodes oksīdu iegūšanai.
Mijiedarbība:
a) ar ūdeni
b) ar skābēm
c) ar skābiem oksīdiem
d) ar amfoteriskajiem oksīdiem
d) ar sārmiem
5. Hidroksīda formula.
Me oksidācijas stāvoklis hidroksīdā.
6. Fizikālās īpašības
7. Ķīmiskās īpašības (salīdzināt).
8. Hidroksīdu iegūšanas metodes.
Mijiedarbība:
a) darbība attiecībā uz rādītājiem
b) ar skābēm
c) ar skābiem oksīdiem
d) ar sāls šķīdumiem
e) ar nemetāliem
e) ar sārmiem
g) ar amfotēriem oksīdiem un hidroksīdiem
h) attieksme pret apkuri
Bāzes veido metālu atomi un hidroksilgrupa (OH -), tāpēc tās sauc par hidroksīdiem.
1. Saistībā ar uz ūdeni pamati ir sadalīti:
2. Ar mijiedarbību ar citiemĶīmiski hidroksīdus iedala:
Vairāki izņēmumi:
Skatīt ķīmiskās īpašības
LIETAS
_________________________________
vienkāršs komplekss
____/______ ______________/___________
metāli nemetāli oksīdi hidroksīdi sāļi
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
Apskatīsim sarežģītu vielu klasifikāciju, ķīmiskās īpašības un iegūšanas metodes.
OKSĪDI
OKSĪDS ir sarežģīta viela, kas sastāv no diviem elementiem, no kuriem viens ir skābeklis, kas ir oksidācijas stāvoklī -2.
Izņēmumi ir:
1) skābekļa un fluora savienojumi - fluorīdi: piemēram, skābekļa fluorīds OF 2 (skābekļa oksidācijas pakāpe šajā savienojumā +2)
2) peroksīdi (dažu elementu savienojumi ar skābekli, kuros ir saite starp skābekļa atomiem), piemēram:
ūdeņraža peroksīds H 2 O 2 kālija peroksīds K 2 O 2
Oksīdu piemēri: kalcija oksīds - CaO, bārija oksīds - BaO. Ja elements veido vairākus oksīdus, tad elementa valence ir norādīta to nosaukumos iekavās, piemēram: sēra oksīds (IV) - SO 2, sēra oksīds (VI) - SO 3.
Visus oksīdus var iedalīt divās lielās grupās: sāli veidojošie (sāli veidojošie) un sāli neveidojošie.
Sāli veidojošās vielas iedala trīs grupās: bāziskās, amfoteriskās un skābās.
OKSĪDI
_________________/__________________
sāli veidojošs nav sāli veidojošs
CO, N2O, NO
↓ ↓ ↓
bāziskā amfoterskābe
(tie (tie atbilst
atbilst, skābes)
pamatojums)
CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5, Mn 2 O 7
Cr 2 O 3, Al 2 O 3
Nemetāli veido skābus oksīdus, piemēram: slāpekļa oksīds (V) - N 2 O 5, oglekļa monoksīds (IV) - CO 2. Metāli, kuru valence ir mazāka par trim, parasti veido bāzes oksīdus, piemēram: nātrija oksīds - Na 2 O, magnija oksīds - MgO; un ar valenci vairāk nekā četri - skābie oksīdi, piemēram, mangāna (VII) oksīds - Mn 2 O 7, volframa (VI) oksīds - WO 3.
Apskatīsim skābo un bāzisko oksīdu ķīmiskās īpašības.
OKSĪDU ĶĪMISKĀS ĪPAŠĪBAS
BĀZSKĀBE
Mijiedarbība ar ūdeni
Reakcijas produkts ir:
bāzes skābe
(ja oksīda sastāvā P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4
ietver aktīvo metālu, SiO 2 +H 2 O ≠
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)
CaO + H2O à Ca(OH)2
2. Mijiedarbība savā starpā, veidojot sāļus CuO + SO 3 à CuSO 4
3. Mijiedarbība ar hidroksīdiem:
Ar šķīstošām skābēm, ar šķīstošām bāzēm
Reakcijas rezultātā veidojas sāls un ūdens
CuO + H 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 + Ca(OH) 2 àCaCO 3 + H 2 O
Mazāk gaistošu oksīdu
Aizstāj gaistošākus
no to sāļiem:
K 2 CO 3 + SiO 2 à K 2 SiO 3 + CO 2
Pie amfoteriskajiem oksīdiem pieder: metālu oksīdi, kuru valence ir trīs, piemēram: alumīnija oksīds - Al 2 O 3, hroma (III) oksīds - Cr 2 O 3, dzelzs (III) oksīds - Fe 2 O 3, kā arī daži izņēmumi , kuros metāls ir divvērtīgs, piemēram: berilija oksīds BeO, cinka oksīds ZnO, svina (II) oksīds - PbO. .
Amfoteriskajiem oksīdiem ir divējāda daba: tie vienlaikus spēj veikt reakcijas, kurās tie nonāk kā bāziski un kā skābi oksīdi
Pierādīsim alumīnija oksīda amfoterisko raksturu. Iesniegsim vienādojumus mijiedarbības reakcijām ar sālsskābi un sārmu (ūdens šķīdumā un karsējot). Alumīnija oksīdam un sālsskābei mijiedarbojoties, veidojas sāls - alumīnija hlorīds. Šajā gadījumā alumīnija oksīds darbojas kā galvenais oksīds.
Al 2 O 3 + 6 HCl - 2 AlCl 3 + 3H 2 O
kā galvenais
Ūdens šķīdumā veidojas komplekss sāls -
nātrija tetrahidroksialumināts:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na nātrija tetrahidroksoalumināts
kā skābs
Sakausējot ar sārmiem, veidojas meta-alumināti.
Iedomāsimies alumīnija hidroksīda Al(OH) 3 molekulu skābes formā, t.i. Pirmajā vietā mēs rakstām visus ūdeņraža atomus, otrajā - skābes atlikumu:
H 3 AlO 3 - alumīnija skābe
Trīsvērtīgajiem metāliem no skābes formulas atņemiet 1 H 2 O, iegūstot meta-alumīnija skābi:
- H2O
HAlO 2 - meta-alumīnija skābe
saplūšana
Al 2 O 3 + 2 NaOHà 2 NaAlO 2 + H 2 O nātrija metaalumināts
kā skābs
OKSĪDU IEGŪŠANAS METODES:
1. Vienkāršu vielu mijiedarbība ar skābekli:
4Al + 3O 2 līdz 2Al 2 O 3
2. Sarežģītu vielu sadedzināšana vai grauzdēšana:
CH 4 + 2O 2 à CO 2 + 2H 2 O
2ZnS + 3O 2 à 2SO 2 + 2ZnO
3. Sadalīšanās, karsējot nešķīstošus hidroksīdus:
Cu(OH) 2 à CuO + H 2 O H 2 SiO 3 à SiO 2 + H 2 O
4. Sadalīšanās, karsējot vidi un skābos sāļus:
CaCO 3 à CaO + CO 2
2КHCO 3 àK 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
4AgNO 3 à4Ag + 4NO 2 + O 2
HIDROKSĪDI
Hidroksīdus iedala trīs grupās: bāzes, skābes un amfoteriskie hidroksīdi (parāda gan bāzu, gan skābju īpašības).
BĀZE ir sarežģīta viela, kas sastāv no metāla atomiem un vienas vai vairākām hidroksilgrupām
(- VIŅŠ).
Piemēram: nātrija hidroksīds - NaOH, bārija hidroksīds Ba(OH) 2. Hidroksilgrupu skaits bāzes molekulā ir vienāds ar metāla valenci.
SKĀBE ir sarežģīta viela, kas sastāv no ūdeņraža atomiem, kurus var aizstāt ar metāla atomiem un skābu atlikumu.
Piemēram: sērskābe - H 2 SO 4, fosforskābe - H 3 PO 4.
Skābes atlikuma valenci nosaka ūdeņraža atomu skaits. Ķīmiskajos savienojumos skābes atlikuma valence tiek saglabāta (sk. 1. tabulu).
1. TABULA DAŽU SKĀBJU FORMULAS UN
SKĀBES ATLIKUMI
| Skābes nosaukums | Formula | Skābes atlikums | Skābes atlikuma valence | Šīs skābes veidotā sāls nosaukums |
| Fluorescējošs | HF | F | es | fluors |
| Solyanaya | HCl | Cl | es | hlorīds |
| Hidrobromisks | HBr | Br | es | bromīds |
| Hidrojodisks | SVEIKI | es | es | jodīds |
| Slāpeklis | HNO3 | NĒ 3 | es | nitrāts |
| Slāpekli saturošs | HNO2 | NĒ 2 | es | nitrīts |
| Etiķis | CH 3 COOH | CH 3 COO | es | acetāts |
| Sērskābe | H2SO4 | SO 4 | II | sulfāts |
| Sēru saturošs | H2SO3 | SO 3 | II | sulfīts |
| Ūdeņraža sulfīds | H2S | S | II | sulfīds |
| Ogles | H2CO3 | CO3 | II | karbonāts |
| Krams | H2SiO3 | SiO3 | II | silikāts |
| Fosfors | H3PO4 | PO 4 | III | fosfāts |
Pamatojoties uz to šķīdību ūdenī, hidroksīdus iedala divās grupās: šķīstošajos (piemēram, KOH, H 2 SO 4) un nešķīstošajos (H 2 SiO 3, Cu(OH) 2). Bāzes, kas šķīst ūdenī, sauc sārmi.
