Propiedades generales Las bases se deben a la presencia en sus soluciones del ion OH -, que crea un ambiente alcalino en la solución (la fenolftaleína se vuelve carmesí, naranja de metilo - amarillo, tornasol - azul).
1. Propiedades químicasálcalis:
1) interacción con óxidos de ácido:
2KOH+CO2®K2CO3 +H2O;
2) reacción con ácidos (reacción de neutralización):
2NaOH+ H2SO4®Na2SO4 + 2H2O;
3) interacción con sales solubles (solo si, bajo la acción de un álcali sobre una sal soluble, precipita un precipitado o se libera gas):
2NaOH + CuSO 4 ®Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4,
Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(conc.)+NH 4 Cl(cristal)®NH 3 +KCl+H 2 O.
2. Propiedades químicas de las bases insolubles:
1) interacción de bases con ácidos:
Fe (OH) 2 + H 2 SO 4 ® FeSO 4 + 2H 2 O;
2) descomposición al calentar. Las bases insolubles, cuando se calientan, se descomponen en un óxido básico y agua:
Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O
Fin del trabajo -
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Conseguir los terrenos
1. Preparación de álcalis: 1) interacción de metales alcalinos o alcalinotérreos o sus óxidos con agua: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H
Nomenclatura de ácidos
Los nombres de los ácidos se derivan del elemento del que se deriva el ácido. Al mismo tiempo, el nombre de los ácidos libres de oxígeno suele tener la terminación -hidrógeno: HCl - clorhídrico, HBr - bromo
Propiedades químicas de los ácidos.
Las propiedades generales de los ácidos en soluciones acuosas se deben a la presencia de iones H+ formados durante la disociación de las moléculas ácidas, por lo que los ácidos son donantes de protones: HxAn«xH+
Obtención de ácidos
1) interacción de óxidos de ácido con agua: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;
Propiedades químicas de las sales ácidas.
1) las sales ácidas contienen átomos de hidrógeno que pueden participar en la reacción de neutralización, por lo que pueden reaccionar con los álcalis, convirtiéndose en sales medias u otras sales ácidas, con un número menor
Obtención de sales ácidas
Una sal ácida se puede obtener: 1) por la reacción de neutralización incompleta de un ácido polibásico con una base: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H
Sales básicas.
Las (hidroxosales) básicas se denominan sales, que se forman como resultado del reemplazo incompleto de los iones de hidróxido de la base con aniones ácidos. Bases ácidas individuales, por ejemplo, NaOH, KOH,
Propiedades químicas de las sales básicas.
1) las sales básicas contienen grupos hidroxo que pueden participar en la reacción de neutralización, por lo que pueden reaccionar con ácidos, convirtiéndose en sales medias o sales básicas con menos
Obtención de sales básicas
La sal básica se puede obtener: 1) por reacción de neutralización incompleta de la base con un ácido: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
Sales medianas.
Las sales medias son productos de la sustitución completa de iones ácidos H+ por iones metálicos; también pueden considerarse como productos de sustitución completa de los iones OH del anión base
Nomenclatura de sales intermedias
En la nomenclatura rusa (utilizada en la práctica tecnológica), existe el siguiente orden de denominación de sales medias: la palabra se agrega a la raíz del nombre del ácido que contiene oxígeno.
Propiedades químicas de las sales medianas.
1) Casi todas las sales son compuestos iónicos, por lo tanto, en la masa fundida y en solución acuosa se disocian en iones (cuando la corriente pasa a través de soluciones o sales fundidas, tiene lugar el proceso de electrólisis).
Obtención de sales medianas
La mayoría de los métodos para obtener sales se basan en la interacción de sustancias de naturaleza opuesta: metales con no metales, óxidos ácidos con básicos, bases con ácidos (ver tabla 2).
La estructura del átomo.
Un átomo es una partícula eléctricamente neutra que consta de un núcleo cargado positivamente y electrones cargados negativamente. El número ordinal del elemento en Tabla periódica elementos es igual a la carga del núcleo
Composición de los núcleos atómicos
El núcleo está formado por protones y neutrones. El número de protones es número de serie elemento. El número de neutrones en el núcleo es igual a la diferencia entre el número de masa del isótopo y
Electrón
Los electrones giran alrededor del núcleo en ciertas órbitas estacionarias. Moviéndose a lo largo de su órbita, el electrón no emite ni absorbe energía electromagnética. Emisión o absorción de energía
La regla para llenar niveles electrónicos, subniveles de elementos.
El número de electrones que pueden estar en un nivel de energía está determinado por la fórmula 2n2, donde n es el número del nivel. Llenado máximo de los cuatro primeros niveles de energía: Por el primero
Energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.
La energía de ionización de un átomo. La energía requerida para separar un electrón de un átomo no excitado se denomina primera energía de ionización (potencial) I: E + I \u003d E + + e- Energía de ionización
enlace covalente
En la mayoría de los casos, cuando se forma un enlace, los electrones de los átomos enlazados se comparten. Este tipo de enlace químico se llama enlace covalente (el prefijo "co-" en latín
Enlaces sigma y pi.
Enlaces sigma (σ), pi (π): una descripción aproximada de los tipos de enlaces covalentes en las moléculas de varios compuestos, el enlace σ se caracteriza por el hecho de que la densidad de la nube de electrones es máxima
La formación de un enlace covalente por el mecanismo donador-aceptor.
Además del mecanismo homogéneo de formación de enlaces covalentes descrito en la sección anterior, existe un mecanismo heterogéneo, la interacción de iones con carga opuesta, el protón H + y
Enlace químico y geometría de las moléculas. BI3, PI3
figura 3.1 Adición de elementos dipolares en moléculas de NH3 y NF3
Enlace polar y no polar
Un enlace covalente se forma como resultado de la socialización de electrones (con la formación de pares de electrones comunes), que ocurre durante la superposición de nubes de electrones. En educación
Enlace iónico
Un enlace iónico es un enlace químico que se produce debido a la interacción electrostática de iones con carga opuesta. Así, el proceso de educación y
Estado de oxidación
Valencia 1. La valencia es la capacidad de los átomos elementos químicos formulario Cierto número enlaces químicos. 2. Los valores de valencia varían de I a VII (raramente VIII). Valente
enlace de hidrógeno
Además de varios enlaces heteropolares y homeopolares, existe otro tipo especial de enlace que ha atraído cada vez más la atención de los químicos en las últimas dos décadas. Este llamado hidrógeno
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Entonces, la estructura cristalina se caracteriza por la disposición correcta (regular) de las partículas en estrictamente ciertos lugares en un cristal. Cuando conectas mentalmente estos puntos con líneas, obtienes espacio
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Si se colocan cristales de sal de mesa, azúcar o permanganato de potasio (permanganato de potasio) en un recipiente con agua, entonces podemos observar cómo la cantidad de sustancia sólida disminuye gradualmente. Al mismo tiempo, el agua
disociación electrolítica
Las soluciones de todas las sustancias se pueden dividir en dos grupos: electrolitos - conducta electricidad, los no electrolitos no son conductores. Esta división es condicional, porque todos
mecanismo de disociación.
Las moléculas de agua son dipolo, es decir, un extremo de la molécula está cargado negativamente y el otro positivamente. La molécula con un polo negativo se acerca al ion de sodio, positivo al ion de cloro; rodear io
producto iónico del agua
El índice de hidrógeno (pH) es un valor que caracteriza la actividad o concentración de iones de hidrógeno en soluciones. El índice de hidrógeno se denota por el pH. Índice de hidrógeno numéricamente
Reacción química
Una reacción química es la transformación de una sustancia en otra. Sin embargo, esta definición necesita una adición significativa. EN reactor nuclear o en el acelerador, también, algunas sustancias se convierten
Métodos para ordenar los coeficientes en el OVR
Balanza electrónica método 1). Escribe la ecuación reacción química KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Encontrar átomos, cambiar
Hidrólisis
La hidrólisis es el proceso de interacción de intercambio de iones de sal con agua, que conduce a la formación de sustancias poco disociadas y va acompañada de un cambio en la reacción (pH) del medio. esencia
La velocidad de las reacciones químicas.
La velocidad de reacción está determinada por el cambio en la concentración molar de uno de los reactivos: V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t
Factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas.
1. La naturaleza de los reactivos. Papel importante juega la naturaleza de los enlaces químicos y la estructura de las moléculas de los reactivos. Las reacciones proceden en la dirección de la destrucción de enlaces menos fuertes y la formación de sustancias con
Energía de activación
La colisión de partículas químicas conduce a interacción química solo si las partículas que chocan tienen una energía que excede un cierto valor definido. considerar mutuo
catalizador de catálisis
Muchas reacciones pueden acelerarse o ralentizarse mediante la introducción de determinadas sustancias. Las sustancias añadidas no participan en la reacción y no se consumen en su curso, pero tienen influencia significativa sobre el
Equilibrio químico
Las reacciones químicas que proceden a velocidades comparables en ambas direcciones se denominan reversibles. En tales reacciones, se forman mezclas en equilibrio de reactivos y productos, cuya composición es
El principio de Le Chatelier
El principio de Le Chatelier dice que para desplazar el equilibrio hacia la derecha es necesario, primero, aumentar la presión. De hecho, con un aumento de la presión, el sistema "resistirá" el aumento de la presión.
Factores que afectan la velocidad de una reacción química.
Factores que afectan la velocidad de una reacción química Aumentar la velocidad Disminuir la velocidad Presencia de reactivos químicamente activos
ley de Hess
Usar valores tabulares
efecto térmico
Durante la reacción, los enlaces se rompen en los materiales de partida y se forman nuevos enlaces en los productos de reacción. Dado que la formación de un enlace ocurre con la liberación y su ruptura con la absorción de energía, entonces x
1. Base + sal ácida + agua
KOH + HCl 
KCl + H2O.
2. base + óxido de ácido
sal + agua
2KOH+SO2 
K2SO3 + H2O.
3. Álcali + óxido/hidróxido anfótero 
sal + agua
2NaOH (tv) + Al 2 O 3 
2NaAlO2 + H2O;
NaOH (tv) + Al (OH) 3 
NaAlO2 + 2H2O.
La reacción de intercambio entre la base y la sal ocurre solo en solución (tanto la base como la sal deben ser solubles) y solo si al menos uno de los productos es un precipitado o electrolito débil(NH4OH, H2O)
Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 
BaSO4 
+ 2NaOH;
Ba(OH)2 + NH4Cl 
BaCl2 + NH4OH.
Solo las bases de metales alcalinos son resistentes al calor, a excepción de LiOH
Ca(OH)2 
CaO + H2O;
NaOH 
;
NH4OH 
NH 3 + H 2 O.
2NaOH (tv) + Zn 
Na2ZnO2 + H2.
ÁCIDO
ácidos desde el punto de vista de TED, se denominan sustancias complejas a las que se disocian en soluciones con la formación de un ion hidrógeno H+.
Clasificación de ácidos
1. De acuerdo con el número de átomos de hidrógeno capaces de separarse en una solución acuosa, los ácidos se dividen en monobásico(HF, HNO2), con dos bases(H2CO3, H2SO4), tribásico(H3PO4).
2. La composición del ácido se divide en anóxico(HCl, H2S) y que contiene oxígeno(HClO4, HNO3).
3. Según la capacidad de los ácidos para disociarse en soluciones acuosas, se dividen en débil Y fuerte. Las moléculas de ácidos fuertes en soluciones acuosas se descomponen completamente en iones y su disociación es irreversible.
Por ejemplo, HCl 
H++ Cl-;
H2SO4 
H++H SO 
.
Los ácidos débiles se disocian reversiblemente; sus moléculas en soluciones acuosas se descomponen parcialmente en iones y polibásicos, paso a paso.
CH3COOH 
CH3COO-+H+;
1) H 2 S 
SA - + H + , 2) SA - 
H ++ S 2-.
La parte de una molécula de ácido sin uno o más iones de hidrógeno H+ se llama residuo ácido. La carga del residuo ácido siempre es negativa y está determinada por el número de iones H+ extraídos de la molécula de ácido. Por ejemplo, el ácido fosfórico H 3 PO 4 puede formar tres residuos ácidos: H 2 PO 
- ion dihidrofosfato, HPO 
- ion hidrofosfato, PO 
- ion fosfato.
Los nombres de los ácidos libres de oxígeno se componen añadiendo a la raíz del nombre ruso del elemento formador de ácido (o al nombre de un grupo de átomos, por ejemplo, CN - - cian) la terminación es hidrógeno: HCl - ácido clorhídrico (ácido clorhídrico), H 2 S - ácido hidrosulfuro, HCN - ácido cianhídrico (ácido cianhídrico).
Los nombres de los ácidos que contienen oxígeno también se forman a partir del nombre ruso del elemento formador de ácido con la adición de la palabra "ácido". En este caso, el nombre del ácido en el que el elemento se encuentra en mayor estado de oxidación termina en “...naya” o “...ovaya”, por ejemplo, H 2 SO 4 es ácido sulfúrico, H 3 AsO 4 es ácido arsénico. Con una disminución en el estado de oxidación del elemento formador de ácido, las terminaciones cambian en la siguiente secuencia: "...naya"(HClO 4 - ácido perclórico), "... ovalado"(HClO 3 - ácido clórico), "... puro"(HClO 2 - ácido cloroso), "...tembleque"(HClO-ácido hipocloroso). Si un elemento forma ácidos, estando en solo dos estados de oxidación, entonces el nombre del ácido correspondiente al estado de oxidación más bajo del elemento recibe la terminación "... puro" (HNO 3 - ácido nítrico, HNO 2 - ácido nitroso) .
Un mismo óxido de ácido (por ejemplo, P 2 O 5) puede corresponder a varios ácidos que contienen un átomo de este elemento por molécula (por ejemplo, HPO 3 y H 3 PO 4). En tales casos, se agrega el prefijo "meta ..." al nombre del ácido que contiene el menor número de átomos de oxígeno en la molécula, y el prefijo "orto ..." se agrega al nombre del ácido que contiene el mayor número de átomos de oxígeno en la molécula (HPO 3 - ácido metafosfórico, H 3 PO 4 - ácido ortofosfórico).
Si la molécula de ácido contiene varios átomos de un elemento formador de ácido, entonces se agrega un prefijo numérico a su nombre, por ejemplo, H 4 P 2 O 7 - dosácido fosfórico, H 2 B 4 O 7 - cuatroácido bórico.
H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8
S H - O - S - O - O - S - O - H
H-O-O 
o o o
Ácido peroxosulfúrico Ácido peroxosulfúrico
Propiedades químicas de los ácidos.
HF+KOH 
KF + H2O.
H 2 SO 4 + CuO 
CuSO4 + H2O.
2HCl + BeO2 
BeCl 2 + H 2 O.
Los ácidos interactúan con las soluciones salinas si se forma una sal insoluble en ácido o un ácido más débil (volátil) que el ácido original.
H2SO4 + BaCl2 
BaSO4 
+2HCl;
2HNO3 + Na2CO3 
2NaNO3 + H2O + CO2 
.
H2CO3 
H2O + CO2.
H 2 SO 4 (razb) + Fe 
FeSO4 + H2;
HCl + Cu 
.
La figura 2 muestra la interacción de los ácidos con los metales.
ÁCIDO - OXIDANTE
Metal en la serie de tensión después de H 2
+
la reacción no va
Metal en una serie de voltajes hasta H 2
+ 
sal metálica + H 2 
al grado mínimo
H 2 SO 4 concentrado
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
oxidación (d.e.)+
la reacción no va
/Mq/Zn
de las condiciones
Sulfato de metal en max s.d.
+
+ +
Metal (otro)
+
+
+
HNO 3 concentrado
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
la reacción no va
Metal alcalino/alcalinotérreo
Nitrato metálico en max s.d.
Metal (otros; Al, Cr, Fe, Co, Ni cuando se calienta)
+
HNO 3 diluido
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+ 
la reacción no va
Metal alcalino/alcalinotérreo
NH 3 (NH 4 NO 3)
nitrato de metal
la en max s.o.
+ 
+
Metal (el resto en patio de tensión hasta H 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
de las condiciones
+
Metal (el resto en la serie de voltajes después de H 2)
Figura 2. INTERACCIÓN DE ÁCIDOS CON METALES
SAL
sales - estas son sustancias complejas que se disocian en soluciones con la formación de iones cargados positivamente (cationes - residuos básicos), a excepción de los iones de hidrógeno, e iones cargados negativamente (aniones - residuos ácidos), distintos de los hidróxidos - iones.
2. MOTIVOS
Cimientos – estas son sustancias complejas que consisten en átomos metálicos y uno o más grupos hidroxo (OH -).
Desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica, estos son electrolitos (sustancias cuyas soluciones o fundidos conducen corriente eléctrica), disociándose en soluciones acuosas en cationes metálicos y aniones de solo hidróxido - OH - iones.
Las bases solubles en agua se llaman álcalis. Estos incluyen bases que están formadas por metales del 1er grupo del subgrupo principal (
LiOH, NaOHy otros) y metales alcalinotérreos (C pero(OH) 2,señor(OH) 2, Va(OH)2). Bases formadas por metales de otros grupos sistema periódico prácticamente insoluble en agua. Los álcalis en agua se disocian completamente:NaOH
® Na++ OH-.poliácido
Las bases en agua se disocian en pasos:Licenciado en Letras
( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,Licenciado en Letras
( OH) + Ba 2+ + OH -.C desafiladola disociación de bases explica la formación de sales básicas.
Nomenclatura básica.
Las bases se denominan así: primero se pronuncia la palabra "hidróxido", y luego el metal que lo forma. Si el metal tiene una valencia variable, entonces se indica en el nombre.
KOH, hidróxido de potasio;
California( Oh ) 2 – hidróxido de calcio;
Fe( Oh ) 2 – hidróxido de hierro ( III);
Fe( Oh ) 3 – hidróxido de hierro ( tercero);
Al compilar fórmulas base suponiendo que la molécula eléctricamente neutral. El ion hidróxido siempre tiene carga (-1). En una molécula base, su número está determinado por la carga positiva del catión metálico. El hidrocogrupo está entre paréntesis y el índice de ecualización de carga se coloca en la parte inferior derecha detrás de los corchetes:
Ca+2 (OH)-2, Fe3 +( OH) 3 - .
por los siguientes motivos:
1. Por acidez (según el número de grupos OH - en la molécula base): monoácido -NaOH, KOH , poliácido - Ca (OH) 2, Al (OH) 3.
2. Por solubilidad: soluble (álcali) -LiOH, KOH , insoluble - Cu (OH) 2, Al (OH) 3.
3. Por fuerza (según el grado de disociación):
un fuerte α = 100%) - todas las bases solublesNaOH, LiOH, Licenciado en Letras(OH ) 2 , escasamente soluble Ca(OH)2.
b) débil ( α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH) 2, Fe (OH) 3 y NH 4 OH soluble.
4. Por propiedades químicas: básico - C pero(OH) 2, N / A ES ÉL; anfótero - Zn (OH) 2, Al (OH) 3.
Cimientos
Son hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos (y magnesio), así como metales en estado de oxidación mínimo (si tiene un valor variable).
Por ejemplo: NaOH, LiOH, miligramos ( OH) 2, Ca (OH) 2, Cr (OH) 2, Minnesota(OH) 2 .
Recibo
1. Interacción de metal activo con agua:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH)2 + H2
Mg + 2 H 2 O miligramos ( Oh) 2 + H 2
2. Interacción óxidos básicos con agua (solo para metales alcalinos y alcalinotérreos):
Na2O + H2O → 2NaOH,
CaO+ H 2 O → Ca(OH)2.
3. Un método industrial para la obtención de álcalis es la electrólisis de soluciones salinas:
2NaCl + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2
4. La interacción de las sales solubles con los álcalis, y para las bases insolubles, es la única forma de obtener:
Na 2 SO 4 + Licenciado en Letras(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4
MgSO4 + 2NaOH → Mg (OH) 2 + Na 2 SO 4.
Propiedades físicas
Todas las bases son sólidas. Insoluble en agua, excepto en álcalis. Los alcalinos son blancos sustancias cristalinas, jabonoso al tacto, provocando graves quemaduras al contacto con la piel. Por eso se les llama "cáusticos". Cuando se trabaja con álcalis, es necesario observar ciertas reglas y use medios individuales protección (anteojos, guantes de goma, pinzas, etc.).
Si el álcali entra en contacto con la piel, lave este lugar gran cantidad regar hasta que desaparezca la jabonosidad y luego neutralizar con una solución de ácido bórico.
Propiedades químicas
Las propiedades químicas de las bases desde el punto de vista de la teoría de la disociación electrolítica se deben a la presencia en sus soluciones de un exceso de hidróxidos libres -
iones OH - .
1. Cambiar el color de los indicadores:
fenolftaleína - frambuesa
tornasol - azul
naranja de metilo - amarillo
2. Interacción con ácidos para formar sal y agua (reacción de neutralización):
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O,
Soluble
Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O.
Insoluble
3. Interacción con óxidos de ácido:
2 NaOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
4. Interacción con óxidos e hidróxidos anfóteros:
a) al fundirse:
2 NaOH+ IA 2 O 3 2 NaAIO 2 + H2O,
NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.
b) en solución:
2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],
NaOH + Al(OH)3 → Na.
5. Interacción con algunas sustancias simples (metales anfóteros, silicio y otros):
2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [Zn(OH) 4] + H 2
2NaOH+ Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
6. Interacción con sales solubles con formación de precipitación:
2NaOH + CuSO4 → Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4,
Licenciado en Letras( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.
7. Las bases poco solubles e insolubles se descomponen cuando se calientan:
California( ay) 2 CaO + H2O,
Cu( ay) 2 CuO + H2O.
color azul color negro
Hidróxidos anfóteros
Estos son hidróxidos metálicos ( Be (OH) 2, AI (OH) 3, Zn (OH) ) 2) y metales en estado de oxidación intermedio (Cr(OH) 3, Minnesota(OH) 4).
Recibo
Los hidróxidos anfóteros se obtienen por interacción de sales solubles con álcalis tomados en deficiencia o en cantidad equivalente, porque. en exceso se disuelven:
AICI 3 + 3NaOH → Al(OH)3+3NaCl.
Propiedades físicas
Son sólidos, prácticamente insolubles en agua.zinc ( OH) 2 - blanco, Fe (OH) 3 - color marrón.
Propiedades químicas
anfótero Los hidróxidos exhiben las propiedades de las bases y los ácidos y, por lo tanto, interactúan tanto con los ácidos como con las bases.
1. Interacción con ácidos para formar sal y agua:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.
2. Interacción con soluciones y fundidos de álcalis con formación de sal y agua:
AI( OH)3+ NaOHNa,
Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O,
2Fe(OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.
Laboratorio #2
Preparación y propiedades químicas de las bases.
Objetivo: conocer las propiedades químicas de las bases y cómo obtenerlas.
Cristalería y reactivos: tubos de ensayo, lámpara de alcohol. Un juego de indicadores, cinta de magnesio, soluciones de sales de aluminio, hierro, cobre, magnesio; álcali( NaOH, KOH), agua destilada.
Experiencia número 1. La interacción de los metales con el agua.
Vierta de 3 a 5 cm3 de agua en un tubo de ensayo y sumerja en él algunos trozos de cinta de magnesio finamente picada. Caliente en una lámpara de alcohol durante 3-5 minutos, enfríe y agregue 1-2 gotas de solución de fenolftaleína allí. ¿Cómo cambió el color del indicador? Comparar con el punto 1 de la pág. 27. Escribe la ecuación de reacción. ¿Qué metales interactúan con el agua?
Experiencia número 2. Preparación y propiedades de los insolubles.
jardines
En tubos de ensayo con soluciones salinas diluidas MgCI 2, FeCI 3 , Cu SO 4 (5–6 gotas) agregue 6–8 gotas de una solución alcalina diluida NaOH antes de la formación de la precipitación. Tenga en cuenta su coloración. Escribe las ecuaciones de reacción.
Divida el precipitado azul Cu (OH) 2 resultante en dos tubos de ensayo. Agregue 2-3 gotas de una solución ácida diluida a uno de ellos, la misma cantidad de álcali al otro. ¿En qué probeta se observó la disolución del precipitado? Escribe la ecuación de reacción.
Repita este experimento con otros dos hidróxidos obtenidos por reacciones de intercambio. Tenga en cuenta los fenómenos observados, escriba las ecuaciones de reacción. Saque una conclusión general sobre la capacidad de las bases para interactuar con ácidos y álcalis.
experiencia no. 3. Preparación y propiedades de los hidróxidos anfóteros
Repita el experimento anterior con solución de sal de aluminio ( AICI 3 o AI 2 (SO 4 ) 3). Observe la formación de un precipitado cursi blanco de hidróxido de aluminio y su disolución tras la adición de ácido y álcali. Escribe las ecuaciones de reacción. ¿Por qué el hidróxido de aluminio tiene las propiedades tanto de un ácido como de una base? ¿Qué otros hidróxidos anfóteros conoces?
Una de las clases complejas. sustancias inorgánicas- terrenos. Estos son compuestos que incluyen átomos de metal y un grupo hidroxilo, que pueden separarse al interactuar con otras sustancias.
Estructura
Las bases pueden contener uno o más grupos hidroxo. La fórmula general de las bases es Me (OH) x. El átomo de metal es siempre uno y el número de grupos hidroxilo depende de la valencia del metal. En este caso, la valencia del grupo OH es siempre I. Por ejemplo, en el compuesto de NaOH, la valencia de sodio es igual a I, por lo tanto, hay un grupo hidroxilo. En la base de Mg (OH) 2, la valencia del magnesio es II, Al (OH) 3, la valencia del aluminio es III.
El número de grupos hidroxilo puede variar en compuestos con metales con valencia variable. Por ejemplo, Fe (OH) 2 y Fe (OH) 3. En tales casos, la valencia se indica entre paréntesis después del nombre: hidróxido de hierro (II), hidróxido de hierro (III).
Propiedades físicas
La característica y actividad de la base depende del metal. La mayoría de las bases son sólidas. el color blanco sin olor Sin embargo, algunos metales dan a la sustancia un color característico. Por ejemplo, CuOH tiene amarillo, Ni(OH) 2 - verde claro, Fe(OH) 3 - marrón rojizo.
Arroz. 1. Álcalis en estado sólido.
Tipos
Las fundaciones se clasifican según dos criterios:
- por el número de grupos OH- monoácido y multiácido;
- por solubilidad en agua- álcalis (solubles) e insolubles.
Los álcalis están formados por metales alcalinos: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb) y cesio (Cs). Además, los metales alcalinotérreos - calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba) se encuentran entre los metales activos que forman álcalis.
Estos elementos forman los siguientes cimientos:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH)2;
- Sr(OH)2;
- Ba(OH)2.
Todas las demás bases, por ejemplo, Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, son insolubles.
De otro modo, los álcalis se llaman bases fuertes y los insolubles se llaman bases débiles. Durante la disociación electrolítica, los álcalis ceden rápidamente un grupo hidroxilo y reaccionan más rápidamente con otras sustancias. Las bases insolubles o débiles son menos activas porque no done un grupo hidroxilo.
Arroz. 2. Clasificación de bases.
Los hidróxidos anfóteros ocupan un lugar especial en la sistematización de las sustancias inorgánicas. Interactúan con ácidos y bases, es decir. comportarse como un álcali o un ácido dependiendo de las condiciones. Estos incluyen Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 y otras bases.
Recibo
Los terrenos obtienen diferentes caminos. La más simple es la interacción del metal con el agua:
Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2.
Los álcalis se obtienen como resultado de la interacción del óxido con el agua:
Na2O + H2O → 2NaOH.
Las bases insolubles se obtienen como resultado de la interacción de los álcalis con las sales:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4.
Propiedades químicas
Las principales propiedades químicas de las bases se describen en la tabla.
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reacciones |
que se forma |
Ejemplos |
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con ácidos |
sal y agua Las bases insolubles solo reaccionan con ácidos solubles. |
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O |
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Descomposición a alta temperatura |
óxido de metal y agua |
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O |
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Con óxidos ácidos (los álcalis reaccionan) |
NaOH + CO2 → NaHCO3 |
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Con no metales (entran los álcalis) |
sal e hidrogeno |
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2 |
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Intercambio con sales |
hidróxido y sal |
Ba(OH)2 + Na2SO4 → 2NaOH + BaSO4 ↓ |
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Alcalinos con algunos metales |
Sal compleja e hidrógeno |
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 |
Con la ayuda del indicador, se realiza una prueba para determinar la clase de la base. Al interactuar con una base, el tornasol se vuelve azul, la fenolftaleína se vuelve carmesí y el naranja de metilo se vuelve amarillo.
Arroz. 3. La reacción de los indicadores a los motivos.
¿Qué hemos aprendido?
De la lección del octavo grado de química, aprendimos sobre las características, la clasificación y la interacción de las bases con otras sustancias. Las bases son sustancias complejas formadas por un metal y un grupo hidroxilo OH. Se dividen en solubles o alcalinos e insolubles. Los álcalis son bases más agresivas que reaccionan rápidamente con otras sustancias. Las bases se obtienen por la interacción de un metal u óxido de metal con agua, así como por la reacción de una sal y un álcali. Las bases reaccionan con ácidos, óxidos, sales, metales y no metales, y se descomponen a altas temperaturas.
Cuestionario de tema
Informe de Evaluación
Puntuación media: 4.5. Calificaciones totales recibidas: 135.
Cimientos – Sustancias complejas que consisten en un catión metálico Me + (o un catión similar a un metal, por ejemplo, un ion amonio NH 4 +) y un anión hidróxido OH -.
Según su solubilidad en agua, las bases se dividen en soluble (álcali) Y bases insolubles . También tienen terrenos inestables que se descomponen espontáneamente.
Conseguir los terrenos
1. Interacción de óxidos básicos con agua. Al mismo tiempo, reaccionan con el agua en condiciones normales solo aquellos óxidos que corresponden a una base soluble (álcali). Esos. de esta manera solo puedes obtener álcalis:
óxido básico + agua = base
Por ejemplo , óxido de sodio formas en agua hidróxido de sodio(hidróxido de sodio):
Na2O + H2O → 2NaOH
al mismo tiempo sobre óxido de cobre (II) desde agua no reacciona:
CuO + H2O ≠
2. Interacción de los metales con el agua. Donde reaccionar con el aguabajo condiciones normalessolo metales alcalinos(litio, sodio, potasio, rubidio, cesio), calcio, estroncio y bario.En este caso, se produce una reacción redox, el hidrógeno actúa como agente oxidante y un metal actúa como agente reductor.
metal + agua = álcali + hidrógeno
Por ejemplo, potasio reacciona con agua muy violento:
2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0
3. Electrólisis de soluciones de algunas sales de metales alcalinos. Por regla general, para obtener álcalis, la electrólisis se somete a soluciones de sales formadas por metales alcalinos o alcalinotérreos y ácidos anóxicos (excepto fluorhídrico): cloruros, bromuros, sulfuros, etc. Este tema se analiza con más detalle en el artículo. .
Por ejemplo , electrólisis de cloruro de sodio:
2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2
4. Las bases se forman por la interacción de otros álcalis con las sales. En este caso, solo interactúan las sustancias solubles y los productos deben formar sal insoluble, o una base insoluble:
o
lejía + sal 1 = sal 2 ↓ + lejía
Por ejemplo: El carbonato de potasio reacciona en solución con hidróxido de calcio:
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 ↓ + 2KOH
Por ejemplo: El cloruro de cobre (II) reacciona en solución con hidróxido de sodio. Al mismo tiempo, cae precipitado azul de hidróxido de cobre (II):
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl
Propiedades químicas de las bases insolubles
1. Las bases insolubles interactúan con ácidos fuertes y sus óxidos (y algunos ácidos medios). Al mismo tiempo, forman sal y agua.
base insoluble + ácido = sal + agua
base insoluble + óxido de ácido = sal + agua
Por ejemplo ,hidróxido de cobre (II) interactúa con un fuerte ácido clorhídrico:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
En este caso, el hidróxido de cobre (II) no interactúa con el óxido ácido. débil ácido carbónico- dióxido de carbono:
Cu(OH)2 + CO2 ≠
2. Las bases insolubles se descomponen cuando se calientan en óxido y agua.
Por ejemplo, El hidróxido de hierro (III) se descompone en óxido de hierro (III) y agua cuando se calcina:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
3. Las bases insolubles no interactúan.con óxidos e hidróxidos anfóteros.
base insoluble + óxido anfótero ≠
base insoluble + hidróxido anfótero ≠
4. Algunas bases insolubles pueden actuar comoagentes reductores. Los agentes reductores son bases formadas por metales con mínimo o estado de oxidación intermedio, que pueden aumentar su estado de oxidación (hidróxido de hierro (II), hidróxido de cromo (II), etc.).
Por ejemplo , El hidróxido de hierro (II) se puede oxidar con oxígeno atmosférico en presencia de agua a hidróxido de hierro (III):
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3
Propiedades químicas de los álcalis.
1. Los álcalis interactúan con cualquier ácidos, tanto fuertes como débiles . En este caso, se forman sal y agua. Estas reacciones se denominan reacciones de neutralización. posiblemente educación sal ácida, si el ácido es polibásico, en una determinada proporción de reactivos, o en exceso de ácido. EN exceso de álcali la sal y el agua media se forman:
álcali (exceso) + ácido \u003d sal media + agua
álcali + ácido polibásico (exceso) = sal ácida + agua
Por ejemplo , El hidróxido de sodio, al interactuar con el ácido fosfórico tribásico, puede formar 3 tipos de sales: dihidrofosfatos, fosfatos o hidrofosfatos.
En este caso, los dihidrofosfatos se forman en un exceso de ácido, o en una relación molar (la relación de las cantidades de sustancias) de los reactivos 1:1.
NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O
Con una relación molar de la cantidad de álcali y ácido de 2: 1, se forman hidrofosfatos:
2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O
En exceso de álcali, o en una relación molar de álcali y ácido de 3:1, se forma un fosfato de metal alcalino.
3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Los álcalis interactúan conóxidos e hidróxidos anfóteros. Donde Las sales comunes se forman en la masa fundida. , pero en solución - sales complejas .
álcali (fundido) + óxido anfótero = sal media + agua
lejía (fundida) + hidróxido anfótero = sal media + agua
álcali (solución) + óxido anfótero = sal compleja
álcali (solución) + hidróxido anfótero = sal compleja
Por ejemplo , cuando el hidróxido de aluminio reacciona con el hidróxido de sodio en el derretimiento se forma aluminato de sodio. Más hidróxido de ácido forma un residuo ácido:
NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O
PERO en solución se forma una sal compleja:
NaOH + Al(OH)3 = Na
Preste atención a cómo se compila la fórmula de una sal compleja:primero elegimos el átomo central (parapor regla general, es un metal de hidróxido anfótero).Luego añádele ligandos- en nuestro caso, estos son iones de hidróxido. El número de ligandos es, por regla general, 2 veces mayor que el estado de oxidación del átomo central. Pero el complejo de aluminio es una excepción, su número de ligandos suele ser 4. Encerramos el fragmento resultante entre corchetes: este es un ion complejo. Determinamos su carga y la sumamos fuera. cantidad correcta cationes o aniones.
3. Los álcalis interactúan con los óxidos ácidos. Es posible formar agrio o sal mediana, dependiendo de la relación molar de óxido de álcali y ácido. En exceso de álcali, se forma una sal promedio, y en exceso de óxido ácido, se forma una sal ácida:
álcali (exceso) + óxido de ácido \u003d sal media + agua
o:
álcali + óxido de ácido (exceso) = sal de ácido
Por ejemplo , al interactuar exceso de hidróxido de sodio Con dióxido de carbono, se forman carbonato de sodio y agua:
2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O
Y al interactuar exceso dióxido de carbono con hidróxido de sodio, solo se forma bicarbonato de sodio:
2NaOH + CO2 = NaHCO3
4. Los álcalis interactúan con las sales. los álcalis reaccionan solo con sales solubles en solución, siempre que los productos forman gas o precipitan . Estas reacciones proceden de acuerdo con el mecanismo intercambio iónico.
álcali + sal soluble = sal + hidróxido correspondiente
Los álcalis interactúan con soluciones de sales metálicas, que corresponden a hidróxidos insolubles o inestables.
Por ejemplo, el hidróxido de sodio interactúa con el sulfato de cobre en solución:
Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-
también los álcalis interactúan con soluciones de sales de amonio.
Por ejemplo , El hidróxido de potasio interactúa con la solución de nitrato de amonio:
NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O
! Cuando las sales de metales anfóteros interactúan con un exceso de álcali, ¡se forma una sal compleja!
Veamos este tema con más detalle. Si la sal formada por el metal al que hidróxido anfótero , interactúa con una pequeña cantidad de álcali, luego procede la reacción de intercambio habitual y precipitael hidróxido de este metal .
Por ejemplo , exceso de sulfato de zinc reacciona en solución con hidróxido de potasio:
ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
Sin embargo, en esta reacción no se forma una base, sino hidróxido fotérico. Y, como mencionamos anteriormente, los hidróxidos anfóteros se disuelven en un exceso de álcalis para formar sales complejas . T Así, durante la interacción del sulfato de zinc con exceso de solución alcalina se forma una sal compleja, no se forma precipitado:
ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4
Así, obtenemos 2 esquemas de interacción de las sales metálicas, que corresponden a los hidróxidos anfóteros, con los álcalis:
sal de metal anfótero (exceso) + álcali = hidróxido anfótero↓ + sal
sal anf.metal + álcali (exceso) = sal compleja + sal
5. Los álcalis interactúan con las sales ácidas.En este caso, se forman sales medianas o menos ácidas.
sal agria + álcali \u003d sal media + agua
Por ejemplo , El hidrosulfito de potasio reacciona con el hidróxido de potasio para formar sulfito de potasio y agua:
KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O
Es muy conveniente determinar las propiedades de las sales ácidas dividiendo mentalmente una sal ácida en 2 sustancias: un ácido y una sal. Por ejemplo, descomponemos el bicarbonato de sodio NaHCO 3 en ácido úrico H 2 CO 3 y carbonato de sodio Na 2 CO 3 . Las propiedades del bicarbonato están determinadas en gran medida por las propiedades del ácido carbónico y las propiedades del carbonato de sodio.
6. Los álcalis interactúan con los metales en solución y se derriten. En este caso, ocurre una reacción redox, en la solución sal compleja Y hidrógeno, en el derretimiento - sal mediana Y hidrógeno.
¡Nota! ¡Solo aquellos metales reaccionan con álcalis en solución, en los que el óxido con el mínimo estado de oxidación positivo del metal es anfótero!
Por ejemplo , planchar no reacciona con una solución alcalina, el óxido de hierro (II) es básico. PERO aluminio se disuelve en una solución acuosa de álcali, el óxido de aluminio es anfótero:
2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0
7. Los álcalis interactúan con los no metales. En este caso, tienen lugar reacciones redox. Generalmente, no metales desproporcionados en álcalis. no reacciones con álcalis oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, carbono y gases inertes (helio, neón, argón, etc.):
NaOH + O 2 ≠
NaOH + N 2 ≠
NaOH+C≠
Azufre, cloro, bromo, yodo, fósforo y otros no metales desproporcionado en álcalis (es decir, auto-oxidación-auto-reparación).
Por ejemplo, cloroal interactuar con álcali frío pasa a los estados de oxidación -1 y +1:
2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O
Cloro al interactuar con mentira caliente entra en los estados de oxidación -1 y +5:
6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O
Silicio oxidado por álcalis a un estado de oxidación de +4.
Por ejemplo, en solución:
2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0
El flúor oxida los álcalis:
2F 2 0 + 4NaO -2 H \u003d O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O
Puedes leer más sobre estas reacciones en el artículo.
8. Los álcalis no se descomponen cuando se calientan.
La excepción es el hidróxido de litio:
2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O
