Tabeller av begrunnelse. Begrunnelse

DEFINISJON

Grunner kalles elektrolytter, ved dissosiasjon av hvilke bare OH - ioner dannes fra negative ioner:

Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 2OH-;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH - .

Alle uorganiske baser er klassifisert i vannløselige (alkalis) - NaOH, KOH og vannuløselige (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2). Avhengig av manifestasjoner kjemiske egenskaper Blant basene skilles amfotere hydroksyder.

Kjemiske egenskaper til baser

Når indikatorer virker på løsninger av uorganiske baser, endres fargen deres, så når en base kommer inn i en løsning, blir lakmus blå, metyloransje blir gul, og fenolftalein blir rød.

Uorganiske baser er i stand til å reagere med syrer for å danne salt og vann, og vannuløselige baser reagerer bare med vannløselige syrer:

Cu(OH)2 ↓ + H2SO4 = CuSO4 +2H2O;

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.

Baser som er uløselige i vann er termisk ustabile, dvs. når de varmes opp, gjennomgår de nedbrytning for å danne oksider:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3 H20;

Mg(OH)2 = MgO + H2O.

Alkalier (vannløselige baser) reagerer med sure oksider for å danne salter:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

Alkalier er også i stand til å inngå interaksjonsreaksjoner (ORR) med noen ikke-metaller:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2.

Noen baser inngår utvekslingsreaksjoner med salter:

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2 NaOH + BaSO 4 ↓.

Amfotere hydroksyder (baser) viser også egenskapene til svake syrer og reagerer med alkalier:

Al(OH)3 + NaOH = Na.

Amfotere baser inkluderer aluminium- og sinkhydroksider. krom (III), etc.

Fysiske egenskaper til baser

De fleste baser er faste stoffer som varierer i løselighet i vann. Alkalier er vannløselige baser som oftest er hvite faste stoffer. Vannuløselige baser kan ha forskjellige farger, for eksempel er jern(III)hydroksid et brunt fast stoff, aluminiumhydroksid er et hvitt fast stoff, og kobber(II)hydroksid er et blått fast stoff.

Å få grunn

Baser fremstilles på forskjellige måter, for eksempel ved reaksjonen:

- Utveksling

CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4;

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;

- interaksjoner aktive metaller eller deres oksider med vann

2Li + 2H20→ 2LiOH +H2;

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 ↓;

— elektrolyse av vandige saltløsninger

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Beregn den praktiske massen av aluminiumoksid (utbyttet av målproduktet er 92%) fra dekomponeringsreaksjonen av aluminiumhydroksid som veier 23,4 g.
Løsning	La oss skrive reaksjonsligningen: 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O. Molar masse av aluminiumhydroksid beregnet ved hjelp av tabell kjemiske elementer DI. Mendeleev – 78 g/mol. La oss finne mengden aluminiumhydroksid: v(Al(OH)3) = m(Al(OH)3)/M(Al(OH)3); v(Al(OH)3) = 23,4/78 = 0,3 mol. I henhold til reaksjonsligningen v(Al(OH) 3): v(Al 2 O 3) = 2:1 vil derfor mengden aluminiumoksid være: v(Al203) = 0,5 x v(Al(OH)3); v(Al2O3) = 0,5 x 0,3 = 0,15 mol. Molar masse av aluminiumoksid, beregnet ved hjelp av tabellen over kjemiske elementer av D.I. Mendeleev – 102 g/mol. La oss finne den teoretiske massen til aluminiumoksid: m(Al 2 O 3) th = 0,15x102 = 15,3 g. Da er den praktiske massen av aluminiumoksid: m(Al203) pr = m(Al203) th × 92/100; m(Al 2 O 3) pr = 15,3 × 0,92 = 14 g.
Svar	Vekt av aluminiumoksid - 14 g.

EKSEMPEL 2

Trening

Utfør en rekke transformasjoner: Fe→ FeCl 2 → Fe(OH) 2 →Fe(OH) 3 →Fe(NO 3) 3

Baser (hydroksyder) – komplekse stoffer, hvis molekyler inneholder en eller flere hydroksy-OH-grupper. Oftest består baser av et metallatom og en OH-gruppe. For eksempel er NaOH natriumhydroksid, Ca(OH)2 er kalsiumhydroksid, etc.

Det er en base - ammoniumhydroksid, der hydroksygruppen ikke er festet til metallet, men til NH 4 + -ionet (ammoniumkation). Ammoniumhydroksid dannes når ammoniakk løses opp i vann (reaksjonen ved å tilsette vann til ammoniakk):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammoniumhydroksid).

Valensen til hydroksygruppen er 1. Antallet hydroksylgrupper i basemolekylet avhenger av metallets valens og er lik denne. For eksempel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.

Alle grunner - faste stoffer, som har forskjellige farger. Noen baser er svært løselige i vann (NaOH, KOH, etc.). Imidlertid er de fleste av dem ikke løselige i vann.

Baser som er løselige i vann kalles alkalier. Alkaliløsninger er "såpeaktige", glatte å ta på og ganske etsende. Alkalier inkluderer hydroksider av alkali- og jordalkalimetaller (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etc.). Resten er uløselig.

Uløselige baser- dette er amfotere hydroksyder, som fungerer som baser når de interagerer med syrer, og oppfører seg som syrer med alkali.

Ulike baser har forskjellige evner til å fjerne hydroksygrupper, så de er delt inn i sterke og svake baser.

Sterke baser i vandige løsninger gir lett fra seg hydroksygruppene, men svake baser gjør det ikke.

Kjemiske egenskaper til baser

De kjemiske egenskapene til baser er preget av deres forhold til syrer, syreanhydrider og salter.

1. Handle om indikatorer. Indikatorer endrer farge avhengig av interaksjon med ulike kjemikalier. I nøytrale løsninger har de én farge, i sure løsninger har de en annen farge. Når de samhandler med baser, endrer de fargen: metyloransje-indikatoren snur gul, lakmusindikator - inn Blå farge, og fenolftalein blir til fuchsia.

2. Samhandle med sure oksider med dannelse av salt og vann:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reager med syrer, danner salt og vann. Reaksjonen av en base med en syre kalles en nøytraliseringsreaksjon, siden etter fullføringen blir mediet nøytralt:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2 H 2 O.

4. Reagerer med salter danner et nytt salt og en base:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Når de varmes opp, kan de brytes ned til vann og hovedoksidet:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Har du fortsatt spørsmål? Vil du vite mer om foundations?
Registrer deg for å få hjelp fra en veileder.
Den første leksjonen er gratis!

nettside, ved kopiering av materiale helt eller delvis, kreves en lenke til kilden.

Baser (hydroksyder)– komplekse stoffer hvis molekyler inneholder en eller flere hydroksy-OH-grupper. Oftest består baser av et metallatom og en OH-gruppe. For eksempel er NaOH natriumhydroksid, Ca(OH)2 er kalsiumhydroksid, etc.

Det er en base - ammoniumhydroksid, der hydroksygruppen ikke er festet til metallet, men til NH 4 + -ionet (ammoniumkation). Ammoniumhydroksid dannes når ammoniakk løses opp i vann (reaksjonen ved å tilsette vann til ammoniakk):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammoniumhydroksid).

Valensen til hydroksygruppen er 1. Antallet hydroksylgrupper i basemolekylet avhenger av metallets valens og er lik denne. For eksempel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.

Alle grunner - faste stoffer som har forskjellige farger. Noen baser er svært løselige i vann (NaOH, KOH, etc.). Imidlertid er de fleste av dem ikke løselige i vann.

Baser som er løselige i vann kalles alkalier. Alkaliløsninger er "såpeaktige", glatte å ta på og ganske etsende. Alkalier inkluderer hydroksider av alkali- og jordalkalimetaller (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etc.). Resten er uløselig.

Uløselige baser- dette er amfotere hydroksyder, som fungerer som baser når de interagerer med syrer, og oppfører seg som syrer med alkali.

Ulike baser har forskjellige evner til å fjerne hydroksygrupper, så de er delt inn i sterke og svake baser.

Sterke baser i vandige løsninger gir lett fra seg hydroksygruppene, men svake baser gjør det ikke.

Kjemiske egenskaper til baser

De kjemiske egenskapene til baser er preget av deres forhold til syrer, syreanhydrider og salter.

1. Handle om indikatorer. Indikatorer endrer farge avhengig av interaksjon med ulike kjemikalier. I nøytrale løsninger har de én farge, i sure løsninger har de en annen farge. Når de samhandler med baser, endrer de fargen: metyloransje-indikatoren blir gul, lakmusindikatoren blir blå, og fenolftalein blir fuchsia.

2. Samhandle med sure oksider med dannelse av salt og vann:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reager med syrer, danner salt og vann. Reaksjonen av en base med en syre kalles en nøytraliseringsreaksjon, siden etter fullføringen blir mediet nøytralt:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2 H 2 O.

4. Reagerer med salter danner et nytt salt og en base:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Når de varmes opp, kan de brytes ned til vann og hovedoksidet:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Har du fortsatt spørsmål? Vil du vite mer om foundations?
For å få hjelp fra en veileder -.
Den første leksjonen er gratis!

blog.site, når du kopierer materiale helt eller delvis, kreves en lenke til originalkilden.

Inndelingen av baser i grupper i henhold til ulike egenskaper er presentert i tabell 11.

Tabell 11
Klassifisering av baser

Alle baser, bortsett fra en løsning av ammoniakk i vann, er faste stoffer av forskjellige farger. For eksempel er kalsiumhydroksid Ca(OH) 2 hvit, kobber(II)hydroksid Cu(OH) 2 er blå, nikkel(II)hydroksid Ni(OH) 2 er grønn, jern(III)hydroksid Fe(OH) 3 er rødbrun osv.

En vandig løsning av ammoniakk NH 3 H 2 O, i motsetning til andre baser, inneholder ikke metallkationer, men et komplekst enkeltladning ammoniumkation NH - 4 og eksisterer kun i løsning (du kjenner denne løsningen som ammoniakk). Det brytes lett ned til ammoniakk og vann:

Men uansett hvor forskjellige basene er, består de alle av metallioner og hydroksogrupper, hvor antallet er lik oksidasjonstilstanden til metallet.

Alle baser, og først og fremst alkalier (sterke elektrolytter), dannes ved dissosiasjon hydroksidioner OH - , som bestemmer serien generelle egenskaper: såpefølelse ved berøring, endring i farge på indikatorer (lakmus, metyloransje og fenolftalein), interaksjon med andre stoffer.

Typiske basereaksjoner

Den første reaksjonen (universell) ble vurdert i § 38.

Laboratorieforsøk nr. 23
Interaksjon av alkalier med syrer

Skriv ned to molekylære reaksjonsligninger, hvis essens er uttrykt av følgende ioniske ligning:

H + + OH - = H 2 O.

Utfør reaksjonene du har laget ligninger for. Husk hvilke stoffer (unntatt syre og alkali) som trengs for å observere disse kjemiske reaksjonene.

Den andre reaksjonen skjer mellom alkalier og ikke-metalloksider, som tilsvarer syrer, for eksempel,

Samsvarlig

etc.

Når oksider interagerer med baser, dannes salter av de tilsvarende syrene og vann:

Ris. 141.
Interaksjon av alkali med ikke-metalloksid

Laboratorieforsøk nr. 24
Interaksjon av alkalier med ikke-metalloksider

Gjenta eksperimentet du gjorde før. Hell 2-3 ml av en klar løsning av kalkvann i et reagensrør.

Plasser et sugerør i den, som fungerer som et gassutløpsrør. Før forsiktig utåndet luft gjennom løsningen. Hva observerer du?

Skriv ned de molekylære og ioniske ligningene for reaksjonen.

Ris. 142.
Interaksjon av alkalier med salter:
a - med dannelse av sediment; b - med gassdannelse

Den tredje reaksjonen er en typisk ionebytterreaksjon og skjer bare hvis den resulterer i at et bunnfall eller gass frigjøres, for eksempel:

Laboratorieforsøk nr. 25
Interaksjon av alkalier med salter

I tre reagensrør, hell 1-2 ml løsninger av stoffer i par: 1. reagensrør - natriumhydroksid og ammoniumklorid; 2. reagensrør - kaliumhydroksid og jern (III) sulfat; 3. reagensglass - natriumhydroksid og bariumklorid.

Varm opp innholdet i det 1. reagensglasset og identifiser et av reaksjonsproduktene ved lukt.

Formuler en konklusjon om muligheten for interaksjon av alkalier med salter.

Uløselige baser brytes ned når de varmes opp til metalloksid og vann, noe som ikke er typisk for alkalier, for eksempel:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Laboratorieforsøk nr. 26
Fremstilling og egenskaper av uløselige baser

Hell 1 ml kobber(II)sulfat- eller kloridløsning i to reagensglass. Tilsett 3-4 dråper natriumhydroksidløsning til hvert reagensrør. Beskriv kobber(II)hydroksidet som dannes.

Merk. La reagensrørene stå med det resulterende kobber(II)hydroksidet til de neste eksperimentene.

Skriv ned de molekylære og ioniske ligningene for reaksjonen. Angi type reaksjon basert på "antall og sammensetning av utgangsstoffer og reaksjonsprodukter."

Tilsett 1-2 ml kobber(II)hydroksid oppnådd i forrige forsøk til et av reagensrørene av saltsyre. Hva observerer du?

Bruk en pipette, plasser 1-2 dråper av den resulterende løsningen på en glass- eller porselensplate og fordamp den forsiktig med en digeltang. Undersøk krystallene som dannes. Legg merke til fargen deres.

Skriv ned de molekylære og ioniske ligningene for reaksjonen. Angi typen reaksjon basert på «antall og sammensetning av utgangsmaterialer og reaksjonsprodukter», «deltakelse av en katalysator» og «reversibilitet av en kjemisk reaksjon».

Varm opp et av reagensglassene med kobberhydroksid () oppnådd tidligere eller gitt av læreren (fig. 143). Hva observerer du?

Ris. 143.
Dekomponering av kobber(II)hydroksid ved oppvarming

Lag en ligning for den utførte reaksjonen, angi betingelsen for dens forekomst og typen reaksjon basert på egenskapene "antall og sammensetning av utgangsstoffer og reaksjonsprodukter", "frigjøring eller absorpsjon av varme" og "reversibilitet av et kjemikalie reaksjon".

Stikkord og fraser

1. Klassifisering av baser.
2. Typiske egenskaper til baser: deres interaksjon med syrer, ikke-metalloksider, salter.
3. En typisk egenskap ved uløselige baser er nedbrytning ved oppvarming.
4. Betingelser for typiske basereaksjoner.

Arbeid med datamaskin

1. Se den elektroniske søknaden. Studer leksjonsmaterialet og fullfør de tildelte oppgavene.
2. Finn e-postadresser på Internett som kan tjene som tilleggskilder som avslører innholdet i nøkkelord og fraser i avsnittet. Tilby din hjelp til læreren med å forberede en ny leksjon - send en melding innen søkeord og setninger i neste avsnitt.

Spørsmål og oppgaver

3. Hydroksyder

Blant multielementforbindelser er hydroksyder en viktig gruppe. Noen av dem viser egenskapene til baser (basiske hydroksyder) - NaOH, Ba(OH ) 2 osv.; andre viser egenskapene til syrer (syrehydroksider) - HNO3, H3PO4 og andre. Det er også amfotere hydroksyder som, avhengig av forhold, kan vise både egenskapene til baser og egenskapene til syrer - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, etc.

3.1. Klassifisering, fremstilling og egenskaper til baser

Fra synspunktet til teorien om elektrolytisk dissosiasjon, er baser (basiske hydroksyder) stoffer som dissosierer i løsninger for å danne OH-hydroksidioner - .

I følge moderne nomenklatur kalles de vanligvis hydroksyder av grunnstoffer, som om nødvendig indikerer elementets valens (i romertall i parentes): KOH - kaliumhydroksid, natriumhydroksid NaOH , kalsiumhydroksid Ca(OH ) 2, kromhydroksid ( II)-Cr(OH ) 2, kromhydroksid ( III) - Cr (OH) 3.

Metallhydroksider vanligvis delt inn i to grupper: vannløselig(dannet av alkali- og jordalkalimetaller - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba og derfor kalt alkalier) og uløselig i vann. Hovedforskjellen mellom dem er at konsentrasjonen av OH-ioner - i alkaliløsninger er ganske høy, men for uløselige baser bestemmes den av stoffets løselighet og er vanligvis svært liten. Imidlertid små likevektskonsentrasjoner av OH-ionet - selv i løsninger av uløselige baser bestemmes egenskapene til denne klassen av forbindelser.

Etter antall hydroksylgrupper (surhet) , som kan erstattes av en sur rest, skilles ut:

Mono-syre baser - KOH, NaOH;

Disyrebaser - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Trisyrebaser - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Å få grunn

1. Den generelle metoden for fremstilling av baser er en utvekslingsreaksjon, ved hjelp av hvilken både uløselige og løselige baser kan oppnås:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

Når løselige baser oppnås ved denne metoden, utfelles et uløselig salt.

Ved fremstilling av vannuløselige baser med amfotere egenskaper bør overskudd av alkali unngås, siden oppløsning av den amfotere basen kan forekomme, f.eks.

AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,

Al(OH)3 + KOH = K.

I slike tilfeller brukes ammoniumhydroksid for å oppnå hydroksyder, der amfotere oksider ikke oppløses:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Sølv- og kvikksølvhydroksider spaltes så lett at når man prøver å oppnå dem ved utvekslingsreaksjon, i stedet for hydroksyder, utfelles oksider:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.

2. Alkalier i teknologi oppnås vanligvis ved elektrolyse av vandige løsninger av klorider:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

(total elektrolysereaksjon)

Alkalier kan også oppnås ved å reagere alkali- og jordalkalimetaller eller deres oksider med vann:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.

Kjemiske egenskaper til baser

1. Alle baser som er uløselige i vann brytes ned når de varmes opp for å danne oksider:

2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

2. Den mest karakteristiske reaksjonen til baser er deres interaksjon med syrer - nøytraliseringsreaksjonen. Både alkalier og uløselige baser kommer inn i det:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

3. Alkalier interagerer med sure og amfotere oksider:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2 NaAlO 2 + H 2 O.

4. Baser kan reagere med sure salter:

2NaHSO3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH)2 + 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

5. Det er nødvendig å spesielt understreke evnen til alkaliløsninger til å reagere med noen ikke-metaller (halogener, svovel, hvitt fosfor, silisium):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (i kulde),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (når oppvarmet),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2,

2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

6. I tillegg er konsentrerte løsninger av alkalier, når de oppvarmes, også i stand til å løse opp noen metaller (de hvis forbindelser har amfotere egenskaper):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2.

Alkaliske løsninger har en pH> 7 (alkalisk miljø), endre fargen på indikatorer (lakmus - blå, fenolftalein - lilla).

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina