Leelismetallide hüdroksiidid - tavatingimustes on need tahked valged kristalsed ained, hügroskoopsed, katsudes seebised, vees väga hästi lahustuvad (nende lahustumine on eksotermiline protsess), sulavad. Leelismuldmetallide hüdroksiidid Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) on valged pulbrilised ained, mis lahustuvad vees palju vähem kui leelismetallide hüdroksiidid. Vees lahustumatud alused moodustuvad tavaliselt geelitaoliste sademena, mis ladustamisel lagunevad. Näiteks Cu (OH) 2 on sinine želatiinne sade.
Aluste omadused tulenevad OH-ioonide olemasolust. Leeliste ja vees lahustumatute aluste omadustes on erinevusi, kuid ühine omadus on interaktsiooni reaktsioon hapetega. Aluste keemilised omadused on toodud tabelis 6.
Tabel 6 – Aluste keemilised omadused
|
leelised |
Lahustumatud alused |
|
Kõik alused reageerivad hapetega ( neutraliseerimisreaktsioon) |
|
|
2NaOH + H2SO4 \u003d Na2SO4 + 2H2O |
Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H2O |
|
Alused reageerivad happeliste oksiididega soola ja vee moodustumisega: 6KOH + P 2 O 5 \u003d 2K 3 RO 4 + 3H 2 O |
|
|
Leelised reageerivad soolalahustega kui üks reaktsiooniproduktidest sadeneb välja(st kui tekib lahustumatu ühend): CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 |
Vees lahustumatud alused ja amfoteersed hüdroksiidid kuumutamisel lagunevad vastavale oksiidile ja veele: Mn (OH) 2 MnO + H 2 O Cu (OH) 2 CuO + H 2 O |
|
Leelised saab tuvastada indikaatoriga. Aluselises keskkonnas: lakmus - sinine, fenoolftaleiin - vaarikas, metüüloranž - kollane | |
NaOH- seebikivi, seebikivi. Sulatav (t pl = 320 °C) valged hügroskoopsed kristallid, vees hästi lahustuvad. Lahus on katsudes seebine ja ohtlik söövitav vedelik. NaOH on keemiatööstuse üks olulisemaid tooteid. Seda on suurtes kogustes vaja naftasaaduste puhastamiseks ning seda kasutatakse laialdaselt seebi-, paberi-, tekstiili- ja muudes tööstusharudes, samuti tehiskiu tootmiseks.
KOH- söövitav kaaliumkloriid. Valged hügroskoopsed kristallid, vees hästi lahustuvad. Lahus on katsudes seebine ja ohtlik söövitav vedelik. KOH omadused on sarnased NaOH omadega, kuid kaaliumhüdroksiidi kasutatakse selle kõrgema hinna tõttu palju harvemini.
Ca(OH) 2 - kustutatud lubi. Valged kristallid, vees vähe lahustuvad. Lahust nimetatakse "lubjaveeks", suspensiooni nimetatakse "lubjapiimaks". Lubjavett kasutatakse süsihappegaasi äratundmiseks, see muutub häguseks, kui CO 2 läbi lasta. Hüdreeritud lubi kasutatakse laialdaselt ehitustööstuses sideainete valmistamise alusena.
Pärast artikli lugemist saate ained eraldada sooladeks, hapeteks ja alusteks. Artiklis kirjeldatakse, milline on lahuse pH, milline ühised omadused sisaldavad happeid ja aluseid.
Nagu metallid ja mittemetallid, on ka happed ja alused ainete eraldamine sarnaste omaduste järgi. Esimene hapete ja aluste teooria kuulus Rootsi teadlasele Arrheniusele. Arrheniuse hape on ainete klass, mis reaktsioonis veega dissotsieeruvad (lagunevad), moodustades vesinikkatiooni H +. Arrheniuse alused vesilahuses moodustavad OH - anioone. Järgmise teooria pakkusid 1923. aastal välja teadlased Brönsted ja Lowry. Brønsted-Lowry teooria defineerib happeid kui aineid, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootonit loovutama (vesinikkatiooni nimetatakse reaktsioonides prootoniks). Alused on vastavalt ained, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootoneid vastu võtma. Praegune teooria on Lewise teooria. Lewise teooria määratleb happed kui molekulid või ioonid, mis on võimelised vastu võtma elektronpaare, moodustades seeläbi Lewise adukte (adukt on ühend, mis moodustub kahe reagendi kombineerimisel kõrvalsaadusi moodustamata).
IN anorgaaniline keemia, reeglina mõeldakse happe all Bronsted-Lowry hapet ehk aineid, mis on võimelised prootonit loovutama. Kui need tähendavad Lewise happe määratlust, siis tekstis nimetatakse sellist hapet Lewise happeks. Need reeglid kehtivad hapete ja aluste kohta.
Dissotsiatsioon on aine lagunemise protsess lahustes või sulamites ioonideks. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon on HCl lagunemine H + ja Cl - .
Alused kipuvad katsudes olema seebised, samas kui happed kipuvad olema hapud.
Kui alus reageerib paljude katioonidega, tekib sade. Kui hape reageerib anioonidega, eraldub tavaliselt gaas.
Tavaliselt kasutatavad happed:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Tavaliselt kasutatavad alused:
OH-, H2O, CH3CO2-, HSO4-, SO42-, Cl-
Sellised happed, mis dissotsieeruvad vees täielikult, tekitades vesiniku katioone H + ja anioone. Tugeva happe näide on vesinikkloriidhape HCL:
HCl (lahus) + H 2 O (l) → H 3 O + (lahus) + Cl - (lahus)
Tugevate hapete näited: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Lahustage vees ainult osaliselt, näiteks HF:
HF (lahus) + H2O (l) → H3O + (lahus) + F - (lahus) - sellises reaktsioonis ei dissotsieeru enam kui 90% happest:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Lahuste juhtivust mõõtes saab eristada tugevaid ja nõrku happeid: juhtivus sõltub ioonide arvust, mida tugevam on hape, seda dissotsieerunud on see, seega mida tugevam on hape, seda suurem on juhtivus.
Tugevad alused dissotsieeruvad vees täielikult:
NaOH (lahus) + H 2 O ↔ NH 4
Tugevate aluste hulka kuuluvad esimese (leelised, leelismetallid) ja teise (leelisterreenid, leelismuldmetallid) rühma metallide hüdroksiidid.
Vee juuresolekul toimuvas pöörduvas reaktsioonis moodustab see OH-ioone:
NH 3 (lahus) + H 2 O ↔ NH + 4 (lahus) + OH - (lahus)
Enamik nõrku aluseid on anioonid:
F - (lahus) + H 2 O ↔ HF (lahus) + OH - (lahus)
Sellist reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimiseks: kui reaktiivide kogus on happe ja aluse täielikuks dissotsiatsiooniks piisav, on saadud lahus neutraalne.
Näide:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Üldine vorm reaktsioonid:
Nõrk alus (lahus) + H 2 O ↔ Nõrk hape (lahus) + OH - (lahus)
Alus dissotsieerub täielikult, hape dissotsieerub osaliselt, saadud lahusel on nõrgad aluse omadused:
HX (lahus) + OH - (lahus) ↔ H 2 O + X - (lahus)
Hape dissotsieerub täielikult, alus ei dissotsieeru täielikult:
Dissotsiatsioon on aine lagunemine selle koostisosadeks. Happe või aluse omadused sõltuvad vees leiduvast tasakaalust:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (lahus) + OH - (lahus)
K c = / 2
Vee tasakaalukonstant t=25° juures: K c = 1,83⋅10 -6 , toimub ka järgmine võrdsus: = 10 -14 , mida nimetatakse vee dissotsiatsioonikonstandiks. Sest puhas vesi= = 10 -7, kust -lg = 7,0.
Seda väärtust (-lg) nimetatakse pH-ks – vesiniku potentsiaaliks. Kui pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, siis on ainel põhiomadused.
Spetsiaalne seade PH-meeter on seade, mis muudab prootonite kontsentratsiooni lahuses elektriliseks signaaliks.
Aine, mis muudab värvi teatud pH väärtuste vahemikus sõltuvalt lahuse happesusest, kasutades mitmeid indikaatoreid, saate saavutada üsna täpse tulemuse.
Sool on ioonne ühend, mille moodustavad katioon, mis ei ole H +, ja anioon, mis ei ole O 2-. Nõrgas vesilahuses dissotsieeruvad soolad täielikult.
Soolalahuse happe-aluse omaduste määramiseks, tuleb kindlaks teha, millised ioonid lahuses esinevad ja arvestada nende omadusi: tugevatest hapetest ja alustest moodustunud neutraalsed ioonid ei mõjuta pH-d: vees ei eraldu ei H + ega OH - ioone. Näiteks Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.
Nõrkadest hapetest moodustunud anioonidel on leeliselised omadused (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), leeliseliste omadustega katioone ei eksisteeri.
Kõigil katioonidel, välja arvatud esimese ja teise rühma metallidel, on happelised omadused.
Lahused, mis säilitavad lisamisel pH väike kogus tugev hape või tugev alus, koosneb peamiselt:
Teatud happesusega puhverlahuse valmistamiseks on vaja nõrk hape või alus segada vastava soolaga, võttes arvesse:
Vundamendid - kompleksained, mis koosnevad metalliaatomist ja ühest või mitmest hüdroksüülrühmast. Üldvalem põhjustel mina (OH) n . Vundamendid (teooria mõttes elektrolüütiline dissotsiatsioon) on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vees lahustumisel metalli katioonide ja hüdroksiidioonide moodustumisega OH-.
Klassifikatsioon. Vees lahustuvuse alusel jagatakse alused järgmisteks osadeks leelised( vees lahustuvad alused) ja vees lahustumatud alused . Leelised moodustavad leelis- ja leelismuldmetalle, aga ka mõningaid teisi metallielemente. Vastavalt happesusele (OH ioonide arv – moodustub täieliku dissotsiatsiooni käigus ehk dissotsiatsioonietappide arv) jaotatakse alused üksik hape (täieliku dissotsiatsiooniga saadakse üks OH ioon; dissotsiatsiooni üks etapp) ja polühape (täieliku dissotsiatsiooni korral saadakse rohkem kui üks OH ioon; rohkem kui üks dissotsiatsioonietapp). Polühappealuste hulgas on kahe happega(näiteks Sn(OH)2), trihape(Fe (OH) 3) ja nelja happega (Th(OH)4). Üks hape on näiteks alus KOH.
Määrake rühm hüdroksiide, millel on keemiline duaalsus. Nad interakteeruvad nii aluste kui ka hapetega. See amfoteersed hüdroksiidid ( cm. Tabel 1).
Tabel 1 – Amfoteersed hüdroksiidid
|
Amfoteerne hüdroksiid (aluse ja happe kujul) |
Happejääk ja selle valentsus |
kompleksne ioon |
|
Zn(OH)2/H2ZnO2 |
ZnO 2 (II) |
2– |
|
Al(OH)3/HAlO2 |
AlO 2 (I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2BeO2 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH)2/H2SnO2 |
SnO 2 (II) |
2– |
|
Pb(OH)2/H2PbO2 |
PbO 2 (II) |
2– |
|
Fe(OH)3 / HFeO2 |
FeO 2 (I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO 2 (I) |
– , 3– |
füüsikalised omadused. Alused on erinevat värvi ja vees erineva lahustuvusega tahked ained.
Aluste keemilised omadused
1) Dissotsiatsioon: KOH + n H 2 O K + × m H2O + OH - × d H 2 O või lühendatult: KOH K + + OH -.
Polühappealused dissotsieeruvad mitmes etapis (enamasti toimub dissotsiatsioon esimeses etapis). Näiteks kahehappeline alus Fe (OH) 2 dissotsieerub kahes etapis:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 etapp);
FeOH + Fe 2+ + OH - (2. etapp).
2) Koostoime indikaatoritega(leelised määrivad lillat lakmust sisse sinine värv, metüüloranž kuni kollane ja fenoolftaleiin karmiinpunaseni):
indikaator + OH - ( leelis) värviline ühend.
3 ) Lagunemine oksiidi ja vee moodustumisega (vt. tabel 2). Hüdroksiidid leelismetallid on kuumuskindlad (sulavad ilma lagunemiseta). Leelismuldmetallide ja raskmetallide hüdroksiidid lagunevad tavaliselt kergesti. Erandiks on Ba(OH) 2, milles t diff on piisavalt kõrge (umbes 1000° C).
Zn(OH)2ZnO + H2O.
Tabel 2 – Mõnede metallhüdroksiidide lagunemistemperatuurid
| Hüdroksiid | t lagunema, °C | Hüdroksiid | t lagunema, °C | Hüdroksiid | t lagunema, °C |
| LiOH | 925 | Cd(OH)2 | 130 | Au(OH)3 | 150 |
| Be(OH)2 | 130 | Pb(OH)2 | 145 | Al(OH)3 | >300 |
| Ca(OH)2 | 580 | Fe(OH)2 | 150 | Fe(OH)3 | 500 |
| Sr(OH)2 | 535 | Zn(OH)2 | 125 | Bi(OH)3 | 100 |
| Ba(OH)2 | 1000 | Ni(OH)2 | 230 | In (OH)3 | 150 |
4 ) Leeliste koostoime mõnede metallidega(nt Al ja Zn):
Lahuses: 2Al + 2NaOH + 6H2O® 2Na + 3H2
2Al + 2OH - + 6H 2O® 2 - + 3H 2.
Kondenseeritud: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.
5 ) Leeliste koostoime mittemetallidega:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.
6) Leeliste koostoime happeliste ja amfoteersete oksiididega:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H 2 O.
Lahuses: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.
Amfoteerse oksiidiga sulatamisel: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
7) Aluste reaktsioon hapetega:
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ + 2OH - ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn (OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.
8) Leeliste koostoime amfoteersete hüdroksiididega(cm. Tabel 1):
Lahuses: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Sulatatud: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
9 ) Leeliste koostoime sooladega. Soolad reageerivad vees lahustumatu alusega. :
CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.
Kviitung. Vees lahustumatud alused saadakse vastava soola reageerimisel leelisega:
2NaOH + ZnS О 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2 ¯.
Leelised saavad:
1) Metalloksiidi interaktsioon veega:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca (OH) 2.
2) Leelis- ja leelismuldmetallide koostoime veega:
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2.
3) Soolalahuste elektrolüüs:
2NaCl + 2H 2O H2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Leelismuldmetallide hüdroksiidide interaktsioon mõne soolaga. Reaktsiooni käigus tuleb tingimata saada lahustumatu sool. .
Ba(OH)2 + Na 2CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3¯ Ba 2 + + CO 3 2 - ® BaCO 3 ¯.
L.A. Jakovišin
Üks kompleksklassidest anorgaanilised ained- põhjused. Need on ühendid, mis sisaldavad metalliaatomeid ja hüdroksüülrühma, mida saab teiste ainetega suhtlemisel eraldada.
Alused võivad sisaldada ühte või mitut hüdroksorühma. Aluste üldvalem on Me (OH) x. Metalli aatom on alati üks ja hüdroksüülrühmade arv sõltub metalli valentsusest. Sel juhul on OH rühma valents alati I. Näiteks NaOH ühendis on naatriumi valentsus I, seega on üks hüdroksüülrühm. Mg (OH) 2 aluses on magneesiumi valentsus II, Al (OH) 3, alumiiniumi valentsus on III.
Hüdroksüülrühmade arv võib muutuda muutuva valentsiga metallidega ühendites. Näiteks Fe (OH) 2 ja Fe (OH) 3. Sellistel juhtudel on valents märgitud sulgudes pärast nimetust - raud(II)hüdroksiid, raud(III)hüdroksiid.
Aluse omadused ja aktiivsus sõltuvad metallist. Enamik aluseid tahked ained valge värv ilma lõhnata. Mõned metallid annavad aga ainele iseloomuliku värvuse. Näiteks CuOH on kollane, Ni(OH) 2 - heleroheline, Fe(OH) 3 - punakaspruun.
Riis. 1. Leelised tahkes olekus.
Vundamendid klassifitseeritakse kahe kriteeriumi alusel:
Leelisi moodustavad leelismetallid - liitium (Li), naatrium (Na), kaalium (K), rubiidium (Rb) ja tseesium (Cs). Lisaks aktiivsed metallid, moodustades leeliseid, hõlmavad leelismuldmetalle – kaltsiumi (Ca), strontsiumi (Sr) ja baariumi (Ba).
Need elemendid moodustavad järgmised alused:
Kõik muud alused, näiteks Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, on lahustumatud.
Teisel viisil nimetatakse leeliseid tugevateks alusteks ja lahustumatuid nõrkadeks alusteks. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus loobuvad leelised kiiresti hüdroksüülrühmast ja reageerivad kiiremini teiste ainetega. Lahustumatud või nõrgad alused on vähem aktiivsed, kuna ärge annetage hüdroksüülrühma.
Riis. 2. Aluste klassifikatsioon.
Erilise koha anorgaaniliste ainete süstematiseerimisel hõivavad amfoteersed hüdroksiidid. Nad interakteeruvad nii hapete kui ka alustega, st. käituvad sõltuvalt tingimustest leelise või happena. Nende hulka kuuluvad Zn(OH) 2, Al(OH) 3, Pb(OH) 2, Cr(OH) 3, Be(OH) 2 ja muud alused.
Põhjused saavad erinevaid viise. Lihtsaim on metalli koostoime veega:
Ba + 2H 2O → Ba (OH) 2 + H2.
Leelised saadakse oksiidi ja veega interaktsiooni tulemusena:
Na2O + H2O → 2NaOH.
Leeliste ja soolade koostoime tulemusena saadakse lahustumatud alused:
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .
Peamine Keemilised omadused põhjused on kirjeldatud tabelis.
|
Reaktsioonid |
Mis moodustub |
Näited |
|
Hapetega |
Sool ja vesi. Lahustumatud alused reageerivad ainult lahustuvate hapetega. |
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O |
|
Lagunemine kõrgel temperatuuril |
metallioksiid ja vesi |
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O |
|
Happeliste oksiididega (reageerivad leelised) |
NaOH + CO 2 → NaHCO 3 |
|
|
Mittemetallidega (leelised sisenevad) |
Sool ja vesinik |
2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2 |
|
Vahetada sooladega |
hüdroksiid ja sool |
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓ |
|
Leelised mõne metalliga |
Keeruline sool ja vesinik |
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2 |
Indikaatori abil viiakse läbi test aluse klassi määramiseks. Alusega suheldes muutub lakmus siniseks, fenoolftaleiin karmiinpunaseks ja metüüloranž kollaseks.
Riis. 3. Näitajate reaktsioon alustele.
8. klassi keemiatunnist saime teada aluste omadustest, liigitusest ja koosmõjust teiste ainetega. Alused on keerulised ained, mis koosnevad metallist ja OH hüdroksüülrühmast. Need jagunevad lahustuvateks või leeliselisteks ja lahustumatuteks. Leelised on agressiivsemad alused, mis reageerivad kiiresti teiste ainetega. Alused saadakse metalli või metallioksiidi reageerimisel veega, samuti soola ja leelise reaktsioonil. Alused reageerivad hapete, oksiidide, soolade, metallide ja mittemetallidega ning lagunevad kõrgel temperatuuril.
Keskmine hinne: 4.5. Kokku saadud hinnanguid: 259.
Teadus annab meile ainult ettekujutuse meie teadmatuse ulatusest. G. Lamene
Alused - kompleksained, mis koosnevad metalliioonidest ja hüdroksorühmadest
Rahvusvahelise nomenklatuuri järgi koosnevad aluste nimetused sõnast "hüdroksiid" ja metalli nimetusest. Kui metallil on muutuv valents, siis on selle valents näidatud sulgudes.
Näiteks:
KOH - kaaliumhüdroksiid,
Cu (OH) 2 - vask (II) hüdroksiid
Vees lahustuvuse järgi võib kõik alused jagada vees lahustuvateks ja lahustumatuks:
Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks.
Aluste happesus on erinev. Need on ühe- ja mitmehappelised. Aluse happesuse määrab hüdroksüülrühmade arv, mida saab asendada happejääkidega.
Monohappealused moodustavad ühevalentseid metalle.
Polühappealused moodustavad polüvalentseid metalle.
Näiteks:
üksik happe alus,
- dihappe alus
- trihappe alus jne.
Leeliselahused, katsudes seebised, muudavad indikaatorite värvi:
a) lilla lakmus - sinine,
b) fenoolftaleiini värvitu lahus - karmiinpunane.
C) kollane universaalne - sinine
D) oranž metüüloranž – kollaseks
