Rozpustné bázy zahŕňajú: Hydroxidy

2. ZÁKLADY

Dôvody – ide o komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (OH -).

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie ide o elektrolyty (látky, ktorých roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd), ktoré sa vo vodných roztokoch disociujú na katióny kovov a anióny iba hydroxidových iónov OH -.

Zásady rozpustné vo vode sa nazývajú zásady. Patria sem zásady, ktoré sú tvorené kovmi 1. skupiny hlavnej podskupiny (LiOH, NaOHa iné) a kovy alkalických zemín (C A(OH) 2,Sr(OH) 2, Ba (OH) 2). Zásady tvorené kovmi z iných skupín periodickej tabuľky sú prakticky nerozpustné vo vode. Alkálie vo vode úplne disociujú:

NaOH® Na + + OH-.

PolyacidBázy vo vode disociujú postupne:

Ba( OH)2® BaOH + + OH -,

Ba( OH) + Ba2+ + OH-.

C tupého tvarudisociácia zásad vysvetľuje vznik zásaditých solí.

Nomenklatúra dôvodov.

Bázy sú pomenované nasledovne: najprv vyslovte slovo „hydroxid“ a potom kov, ktorý ho tvorí. Ak má kov premenlivú mocnosť, je to uvedené v názve.

KOH – hydroxid draselný;

Ca( OH ) 2 – hydroxid vápenatý;

Fe( OH ) 2 – hydroxid železitý ( II);

Fe( OH ) 3 – hydroxid železitý ( III);

Pri zostavovaní vzorcov základov predpokladať, že molekula elektricky neutrálny. Hydroxidový ión má vždy náboj (–1). V základnej molekule je ich počet určený kladným nábojom katiónu kovu. Hydroskupina je uzavretá v zátvorkách a index vyrovnávania náboja je umiestnený vpravo dole mimo zátvorky:

Ca +2 (OH) – 2, Fe 3 +( OH) 3-.

podľa nasledujúcich charakteristík:

1. Podľa kyslosti (podľa počtu OH skupín v molekule bázy): monokyselina –NaOH, KOH , polykyselina – Ca(OH)2, Al(OH)3.

2. Podľa rozpustnosti: rozpustný (zásady) –LiOH, KOH , nerozpustný - Cu (OH) 2, Al (OH) 3.

3. Podľa sily (podľa stupňa disociácie):

silný ( α = 100 %) – všetky rozpustné zásadyNaOH, LiOH, Ba(OH ) 2 , mierne rozpustný Ca(OH)2.

b) slabý ( α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH) 2, Fe (OH) 3 a rozpustný NH4OH.

4. Podľa chemických vlastností: hlavné – C A(OH) 2, Na HE; amfotérny - Zn(OH)2, Al(OH)3.

Dôvody

Ide o hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (a horčíka), ako aj o kovy v minimálnom oxidačnom stupni (ak má premenlivú hodnotu).

Napríklad: NaOH, LiOH, Mg ( OH) 2, Ca (OH) 2, Cr (OH) 2, Mn(OH)2.

Potvrdenie

1. Interakcia aktívneho kovu s vodou:

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

Mg + 2 H20 Mg ( OH)2 + H2

2. Interakcia zásaditých oxidov s vodou (len pre alkalické kovy a kovy alkalických zemín):

Na20 + H20 → 2NaOH,

CaO+ H20 → Ca(OH)2.

3. Priemyselnou metódou výroby alkálií je elektrolýza soľných roztokov:

2NaCI + 4H202NaOH + 2H2 + CI2

4. Interakcia rozpustných solí s alkáliami a pre nerozpustné zásady je to jediný spôsob, ako získať:

Na2S04+ Ba(OH)2 -> 2NaOH + BaS04

MgS04 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2S04.

Fyzikálne vlastnosti

Všetky základy sú pevné. Nerozpustný vo vode, okrem zásad. Alkálie sú biele kryštalické látky, ktoré sú na dotyk mydlové a pri kontakte s pokožkou spôsobujú ťažké popáleniny. Preto sa nazývajú "žieraviny". Pri práci s alkáliami je potrebné dodržiavať určité pravidlá a používať osobné ochranné prostriedky (okuliare, gumené rukavice, pinzetu a pod.).

Ak sa alkália dostane na pokožku, umyte miesto veľkým množstvom vody, kým mydlivosť nezmizne, a potom ju neutralizujte roztokom kyseliny boritej.

Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti zásad z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú určené prítomnosťou prebytku voľných hydroxidov v ich roztokoch -

OH ióny - .

1. Zmena farby indikátorov:

fenolftaleín – malina

lakmusový - modrý

metyloranž – žltá

2. Reakcia s kyselinami za vzniku soli a vody (neutralizačná reakcia):

2NaOH + H2S04 → Na2S04 + 2H20,

Rozpustný

Cu(OH)2 + 2HCI -> CuCI2 + 2H20.

Nerozpustný

3. Interakcia s oxidmi kyselín:

2 NaOH+ SO3 → Na2S04 + H20

4. Interakcia s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi:

a) pri tavení:

2 NaOH+ AI2O32 NaAIO 2 + H20,

NaOH + AI(OH)3NaAIO2 + 2H20.

b) v roztoku:

2NaOH + AI203 + 3H20 → 2Na[AI(OH)4],

NaOH + AI(OH)3 -> Na.

5. Interakcia s niektorými jednoduchými látkami (amfotérne kovy, kremík a iné):

2NaOH + Zn + 2H20 → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH+ Si + H20 → Na2Si03 + 2H2

6. Interakcia s rozpustnými soľami s tvorbou zrazeniny:

2NaOH + CuS04 → Cu(OH)2 + Na2S04,

Ba( OH) 2 + K2S04 -> BaS04 + 2KOH.

7. Málo rozpustné a nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú:

Ca( OH) 2 CaO + H2O,

Cu( OH) 2 CuO + H2O.

modrá farba čierna farba

Amfotérne hydroxidy

Sú to hydroxidy kovov ( Be(OH)2, AI(OH)3, Zn(OH ) 2) a kovy v strednom oxidačnom stave (Cr(OH) 3, Mn(OH) 4).

Potvrdenie

Amfotérne hydroxidy sa získavajú reakciou rozpustných solí s alkáliami prijímanými v deficite alebo ekvivalentnom množstve, pretože v nadbytku sa rozpúšťajú:

AICI3 + 3NaOH -> AI(OH)3+3NaCI.

Fyzikálne vlastnosti

Ide o pevné látky, ktoré sú prakticky nerozpustné vo vode.Zn( OH ) 2 – biela, Fe (OH) 3 – hnedá farba.

Chemické vlastnosti

Amfoterný hydroxidy vykazujú vlastnosti zásad a kyselín, a preto interagujú s kyselinami aj zásadami.

1. Reakcia s kyselinami za vzniku soli a vody:

Zn(OH)2 + H2S04 -> ZnS04 + 2H20.

2. Interakcia s roztokmi a taveninami zásad s tvorbou soli a vody:

AI( OH) 3+ NaOH Na,

Fe2(S04)3 + 3H20,

2 Fe(OH)3 + Na202NaFe02 + 3H20.

Laboratórna práca č.2

Príprava a chemické vlastnosti báz

Cieľ práce: oboznámiť sa s chemickými vlastnosťami zásad a metódami ich prípravy.

Sklo a činidlá: skúmavky, alkoholová lampa. Sada indikátorov, horčíková páska, roztoky solí hliníka, železa, medi, horčíka; alkálie( NaOH, KOH), destilovaná voda.

Skúsenosť č.1. Interakcia kovov s vodou.

Do skúmavky nalejte 3–5 cm 3 vody a vložte do nej niekoľko kúskov jemne nasekanej horčíkovej pásky. Zahrievajte na alkoholovej lampe 3–5 minút, ochlaďte a pridajte 1–2 kvapky roztoku fenolftaleínu. Ako sa zmenila farba indikátora? Porovnaj s bodom 1 na str. 27. Napíšte rovnicu reakcie. Aké kovy reagujú s vodou?

Skúsenosť č.2. Príprava a vlastnosti nerozpustných

dôvodov

V skúmavkách so zriedenými soľnými roztokmi MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 kvapiek) pridajte 6–8 kvapiek zriedeného alkalického roztoku NaOH pred vznikom zrážok. Všimnite si ich farbu. Napíšte reakčné rovnice.

Rozdeľte výslednú modrú zrazeninu Cu(OH)2 do dvoch skúmaviek. Do jednej z nich pridajte 2-3 kvapky zriedeného roztoku kyseliny a do druhej rovnaké množstvo zásady. V ktorej skúmavke bola zrazenina rozpustená? Napíšte rovnicu reakcie.

Opakujte tento experiment s dvoma ďalšími hydroxidmi získanými výmennými reakciami. Všimnite si pozorované javy, zapíšte reakčné rovnice. Urobte všeobecný záver o schopnosti zásad interagovať s kyselinami a zásadami.

Skúsenosť č. 3. Príprava a vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Opakujte predchádzajúci experiment s roztokom hlinitej soli ( AICI 3 alebo AI 2 (SO 4 ) 3). Pozorujte tvorbu bielej syrovej zrazeniny hydroxidu hlinitého a jej rozpúšťanie po pridaní kyseliny aj zásady. Napíšte reakčné rovnice. Prečo má hydroxid hlinitý vlastnosti kyseliny aj zásady? Aké ďalšie amfotérne hydroxidy poznáte?

Zásady (hydroxidy)– komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú jednu alebo viac hydroxy OH skupín. Najčastejšie sa zásady skladajú z atómu kovu a OH skupiny. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca(OH)2 je hydroxid vápenatý atď.

Existuje zásada - hydroxid amónny, v ktorom je hydroxyskupina naviazaná nie na kov, ale na ión NH 4 + (amónny katión). Hydroxid amónny vzniká, keď sa amoniak rozpustí vo vode (reakcia pridania vody k amoniaku):

NH3 + H20 = NH40H (hydroxid amónny).

Valencia hydroxyskupiny je 1. Počet hydroxylových skupín v molekule bázy závisí od valencie kovu a je jej rovný. Napríklad NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 atď.

Všetky dôvody - pevné látky, ktoré majú rôzne farby. Niektoré zásady sú vysoko rozpustné vo vode (NaOH, KOH atď.). Väčšina z nich však nie je rozpustná vo vode.

Zásady rozpustné vo vode sa nazývajú zásady. Alkalické roztoky sú „mydlové“, klzké na dotyk a dosť žieravé. Alkálie zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 atď.). Zvyšok je nerozpustný.

Nerozpustné zásady- sú to amfotérne hydroxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami pôsobia ako zásady a so zásadami sa správajú ako kyseliny.

Rôzne zásady majú rôzne schopnosti odstraňovať hydroxyskupiny, preto sa delia na silné a slabé zásady.

Silné zásady sa vo vodných roztokoch ľahko vzdávajú svojich hydroxyskupín, ale slabé zásady nie.

Chemické vlastnosti zásad

Chemické vlastnosti zásad sú charakterizované ich vzťahom ku kyselinám, anhydridom kyselín a soliam.

1. Zákon o ukazovateľoch. Indikátory menia farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v kyslých majú inú farbu. Pri interakcii s bázami menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby zožltne, lakmusový indikátor sa zmení na modrý a fenolftaleín sa zmení na fuchsiovú.

2. Interagujte s oxidmi kyselín s tvorba soli a vody:

2NaOH + Si02 → Na2Si03 + H20.

3. Reagovať s kyselinami, tvorba soli a vody. Reakcia zásady s kyselinou sa nazýva neutralizačná reakcia, pretože po jej ukončení sa médium stáva neutrálnym:

2KOH + H2S04 -> K2S04 + 2H20.

4. Reaguje so soľami vytvorenie novej soli a zásady:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2S04.

5. Pri zahrievaní sa môžu rozložiť na vodu a hlavný oxid:

Cu(OH)2 = CuO + H20.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o nadáciách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.

Jednou z tried komplexných anorganických látok sú zásady. Sú to zlúčeniny, ktoré obsahujú atómy kovu a hydroxylovú skupinu, ktoré sa môžu odštiepiť pri interakcii s inými látkami.

Štruktúra

Bázy môžu obsahovať jednu alebo viac hydroxoskupín. Všeobecný vzorec báz je Me(OH)x. Vždy existuje jeden atóm kovu a počet hydroxylových skupín závisí od mocenstva kovu. V tomto prípade je valencia OH skupiny vždy I. Napríklad v zlúčenine NaOH je valencia sodíka I, preto existuje jedna hydroxylová skupina. Na báze Mg(OH) 2 je valencia horčíka II, Al(OH) 3 valencia hliníka III.

Počet hydroxylových skupín sa môže meniť v zlúčeninách s kovmi rôznej mocnosti. Napríklad Fe(OH)2 a Fe(OH)3. V takýchto prípadoch sa valencia uvádza v zátvorkách za názvom - hydroxid železitý, hydroxid železitý.

Fyzikálne vlastnosti

Vlastnosti a aktivita bázy závisia od kovu. Väčšina báz sú biele pevné látky bez zápachu. Niektoré kovy však dodávajú látke charakteristickú farbu. Napríklad CuOH je žltý, Ni(OH)2 je svetlozelený, Fe(OH)3 je červenohnedý.

Ryža. 1. Alkálie v pevnom stave.

Druhy

Základy sú klasifikované podľa dvoch kritérií:

• podľa počtu OH skupín- jednokyselinové a viackyselinové;
• podľa rozpustnosti vo vode- alkálie (rozpustné) a nerozpustné.

Alkálie sú tvorené alkalickými kovmi - lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb) a cézium (Cs). Okrem toho medzi aktívne kovy, ktoré tvoria alkálie, patria kovy alkalických zemín - vápnik (Ca), stroncium (Sr) a bárium (Ba).

Tieto prvky tvoria nasledujúce základy:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca(OH)2;
• Sr(OH)2;
• Ba(OH)2.

Všetky ostatné zásady, napríklad Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, sú klasifikované ako nerozpustné.

Iným spôsobom sa zásady nazývajú silné zásady a nerozpustné zásady sa nazývajú slabé zásady. Počas elektrolytickej disociácie sa alkálie rýchlo vzdávajú hydroxylovej skupiny a rýchlejšie reagujú s inými látkami. Nerozpustné alebo slabé zásady sú menej aktívne, pretože nedarujú hydroxylovú skupinu.

Ryža. 2. Klasifikácia báz.

Osobitné miesto v systemizácii anorganických látok zaujímajú amfotérne hydroxidy. Interagujú s kyselinami aj zásadami, t.j. V závislosti od podmienok sa správajú ako zásada alebo kyselina. Patria sem Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 a ďalšie zásady.

Potvrdenie

Bázy sa získavajú rôznymi spôsobmi. Najjednoduchšia je interakcia kovu s vodou:

Ba + 2H20 -> Ba(OH)2 + H2.

Alkálie sa získavajú reakciou oxidu s vodou:

Na20 + H20 -> 2NaOH.

Nerozpustné zásady sa získavajú v dôsledku interakcie alkálií so soľami:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓+ Na2S04.

Chemické vlastnosti

Hlavné chemické vlastnosti báz sú popísané v tabuľke.

Pomocou indikátora sa vykoná test na určenie triedy základne. Pri interakcii s bázou sa lakmus zmení na modrý, fenolftaleín sa zmení na karmínový a metylová oranž sa zmení na žltú.

Ryža. 3. Reakcia indikátorov na bázy.

Čo sme sa naučili?

Na hodine chémie v 8. ročníku sme sa učili o vlastnostiach, klasifikácii a interakcii zásad s inými látkami. Zásady sú komplexné látky pozostávajúce z kovu a hydroxylovej skupiny OH. Delia sa na rozpustné alebo alkalické a nerozpustné. Alkálie sú agresívnejšie zásady, ktoré rýchlo reagujú s inými látkami. Zásady sa získavajú reakciou kovu alebo oxidu kovu s vodou, ako aj reakciou soli a zásady. Zásady reagujú s kyselinami, oxidmi, soľami, kovmi a nekovmi a pri vysokých teplotách sa tiež rozkladajú.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.5. Celkový počet získaných hodnotení: 135.

Dôvody – komplexné látky, ktoré pozostávajú z kovového katiónu Me + (alebo kovu podobného katiónu, napr. amónny ión NH 4 +) a hydroxidového aniónu OH -.

Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na rozpustný (zásady) A nerozpustné zásady . Je tu tiež nestabilné základy, ktoré sa spontánne rozkladajú.

Získanie dôvodov

1. Interakcia zásaditých oxidov s vodou. V tomto prípade iba tie oxidy, ktoré zodpovedajú rozpustnej zásade (zásady). Tie. týmto spôsobom môžete len získať alkálie:

zásaditý oxid + voda = zásada

Napríklad , oxid sodný tvorí vo vode hydroxid sodný(hydroxid sodný):

Na20 + H20 -> 2NaOH

Zároveň o oxid meďnatý s voda nereaguje:

CuO + H20 ≠

2. Interakcia kovov s vodou. V čom reagovať s vodouza normálnych podmienoklen alkalické kovy(lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium), vápnik, stroncium a bárium.V tomto prípade nastáva redoxná reakcia, vodík je oxidačné činidlo a kov je redukčné činidlo.

kov + voda = alkálie + vodík

Napríklad, draslík reaguje s voda veľmi búrlivé:

2K0 + 2H2 + O -> 2K + OH + H20

3. Elektrolýza roztokov niektorých solí alkalických kovov. Na získanie alkálií sa spravidla uskutočňuje elektrolýza roztoky solí tvorené alkalickými kovmi alebo kovmi alkalických zemín a bezkyslíkatými kyselinami (okrem kyseliny fluorovodíkovej) - chloridy, bromidy, sulfidy a pod. .

Napríklad , elektrolýza chloridu sodného:

2NaCl + 2H20 -> 2NaOH + H2 + Cl2

4. Zásady vznikajú interakciou iných zásad so soľami. V tomto prípade interagujú iba rozpustné látky a vo výrobkoch by sa mala vytvoriť nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada:

alebo

zásada + soľ 1 = soľ 2 ↓ + zásada

Napríklad: Uhličitan draselný reaguje v roztoku s hydroxidom vápenatým:

K2C03 + Ca(OH)2 → CaC03↓ + 2KOH

Napríklad: Chlorid meďný reaguje v roztoku s hydroxidom sodným. V tomto prípade vypadne modrá zrazenina hydroxidu meďnatého:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Chemické vlastnosti nerozpustných zásad

1. Nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami a ich oxidmi (a niektoré stredné kyseliny). V tomto prípade, soľ a voda.

nerozpustná zásada + kyselina = soľ + voda

nerozpustná zásada + kyslý oxid = soľ + voda

Napríklad ,Hydroxid meďnatý reaguje so silnou kyselinou chlorovodíkovou:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

V tomto prípade hydroxid meďný (II) neinteraguje s kyslým oxidom slabý kyselina uhličitá - oxid uhličitý:

Cu(OH)2 + C02 ≠

2. Nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na oxid a vodu.

Napríklad, Hydroxid železitý sa pri zahrievaní rozkladá na oxid železitý a vodu:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

3. Nerozpustné zásady nereagujús amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi.

nerozpustná zásada + amfotérny oxid ≠

nerozpustná zásada + amfotérny hydroxid ≠

4. Niektoré nerozpustné zásady môžu pôsobiť akoredukčné činidlá. Redukčné činidlá sú zásady tvorené kovmi s minimálne alebo stredný oxidačný stav, čo môže zvýšiť ich oxidačný stav (hydroxid železitý, hydroxid chrómový (II) atď.).

Napríklad , Hydroxid železitý sa môže oxidovať vzdušným kyslíkom v prítomnosti vody na hydroxid železitý:

4Fe +2 (OH)2 + O20 + 2H20 → 4Fe +3 (0-2H)3

Chemické vlastnosti alkálií

1. Alkálie reagujú s akýmikoľvek kyseliny – silné aj slabé . V tomto prípade sa vytvorí stredná soľ a voda. Tieto reakcie sú tzv neutralizačné reakcie. Možné je aj vzdelávanie kyslá soľ, ak je kyselina viacsýtna, pri určitom pomere činidiel, alebo v prebytok kyseliny. IN nadbytok alkálií Stredná soľ a voda sa tvoria:

zásada (nadbytok) + kyselina = stredná soľ + voda

alkálie + viacsýtna kyselina (nadbytok) = soľ kyseliny + voda

Napríklad , Hydroxid sodný pri interakcii s trojsýtnou kyselinou fosforečnou môže tvoriť 3 typy solí: dihydrogénfosforečnany, fosfáty alebo hydrofosforečnany.

V tomto prípade sa dihydrogénfosforečnany tvoria v nadbytku kyseliny, alebo keď je molárny pomer (pomer množstiev látok) činidiel 1:1.

NaOH + H3P04 -> NaH2P04 + H20

Keď je molárny pomer zásady a kyseliny 2:1, tvoria sa hydrofosforečnany:

2NaOH + H3PO4 -> Na2HP04 + 2H2O

V nadbytku zásady alebo pri molárnom pomere zásady ku kyseline 3:1 sa tvorí fosforečnan alkalického kovu.

3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20

2. Alkálie reagujú samfotérne oxidy a hydroxidy. V čom v tavenine vznikajú obyčajné soli , A v roztoku - komplexné soli .

alkálie (tavenina) + amfotérny oxid = stredná soľ + voda

alkálie (tavenina) + amfotérny hydroxid = stredná soľ + voda

alkálie (roztok) + amfotérny oxid = komplexná soľ

alkálie (roztok) + amfotérny hydroxid = komplexná soľ

Napríklad , keď hydroxid hlinitý reaguje s hydroxidom sodným v tavenine vzniká hlinitan sodný. Kyslejší hydroxid vytvára kyslý zvyšok:

NaOH + Al(OH)3 = NaAl02 + 2H20

A v roztoku vzniká komplexná soľ:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Všimnite si prosím, ako sa skladá komplexný vzorec soli:najprv vyberieme centrálny atóm (doSpravidla ide o amfotérny hydroxidový kov).Potom k tomu pridáme ligandy- v našom prípade ide o hydroxidové ióny. Počet ligandov je zvyčajne 2-krát väčší ako oxidačný stav centrálneho atómu. Výnimkou je ale komplex hliníka, ktorého počet ligandov je najčastejšie 4. Výsledný fragment uzatvárame do hranatých zátvoriek – ide o komplexný ión. Určíme jej náboj a na vonkajšej strane pridáme požadovaný počet katiónov alebo aniónov.

3. Alkálie interagujú s kyslými oxidmi. Zároveň je možné vzdelávanie kyslý alebo stredná soľ v závislosti od molárneho pomeru alkalického a kyslého oxidu. V nadbytku alkálií sa vytvorí stredná soľ a v nadbytku kyslého oxidu sa vytvorí kyslá soľ:

zásada (nadbytok) + kyslý oxid = stredná soľ + voda

alebo:

alkálie + kyslý oxid (nadbytok) = soľ kys

Napríklad , pri interakcii nadbytok hydroxidu sodného S oxidom uhličitým sa tvorí uhličitan sodný a voda:

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

A pri interakcii prebytok oxidu uhličitého s hydroxidom sodným vzniká iba hydrogénuhličitan sodný:

2NaOH + C02 = NaHC03

4. Alkálie interagujú so soľami. Alkálie reagujú len s rozpustnými soľami v roztoku, za predpokladu, že V jedle sa tvorí plyn alebo sediment . Takéto reakcie prebiehajú podľa mechanizmu iónová výmena.

alkálie + rozpustná soľ = soľ + zodpovedajúci hydroxid

Alkálie interagujú s roztokmi kovových solí, ktoré zodpovedajú nerozpustným alebo nestabilným hydroxidom.

Napríklad hydroxid sodný reaguje so síranom meďnatým v roztoku:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na2 + SO 4 2-

Tiež alkálie reagujú s roztokmi amónnych solí.

Napríklad , Hydroxid draselný reaguje s roztokom dusičnanu amónneho:

NH4 + N03 - + K + OH - = K + N03 - + NH3 + H20

! Keď soli amfotérnych kovov interagujú s nadbytkom alkálií, vytvorí sa komplexná soľ!

Pozrime sa na túto problematiku podrobnejšie. Ak soľ tvorená kovom, ktorému zodpovedá amfotérny hydroxid , interaguje s malým množstvom alkálie, potom nastáva obvyklá výmenná reakcia a vzniká zrazeninahydroxidu tohto kovu .

Napríklad , prebytok síranu zinočnatého reaguje v roztoku s hydroxidom draselným:

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2S04

Pri tejto reakcii však nevzniká zásada, ale mfotérny hydroxid. A ako sme už naznačili vyššie, amfotérne hydroxidy sa rozpúšťajú v nadbytku alkálií za vzniku komplexných solí . T Keď teda síran zinočnatý reaguje s prebytok alkalického roztoku vzniká komplexná soľ, nevytvárajú sa žiadne zrazeniny:

ZnS04 + 4KOH = K2 + K2S04

Takto získame 2 schémy interakcie kovových solí, ktoré zodpovedajú amfotérnym hydroxidom, s alkáliami:

amfotérna kovová soľ (nadbytok) + alkálie = amfotérny hydroxid↓ + soľ

soľ amph.kov + alkálie (nadbytok) = komplexná soľ + soľ

5. Alkálie interagujú s kyslými soľami.V tomto prípade sa tvoria stredné soli alebo menej kyslé soli.

kyslá soľ + zásada = stredná soľ + voda

Napríklad , Hydrosulfit draselný reaguje s hydroxidom draselným za vzniku siričitanu draselného a vody:

KHS03 + KOH = K2S03 + H20

Je veľmi vhodné určiť vlastnosti kyslých solí mentálnym rozbitím kyslej soli na 2 látky - kyselinu a soľ. Napríklad hydrogénuhličitan sodný NaHC03 rozložíme na kyselinu uolovú H2CO3 a uhličitan sodný Na2CO3. Vlastnosti hydrogénuhličitanu sú do značnej miery určené vlastnosťami kyseliny uhličitej a vlastnosťami uhličitanu sodného.

6. Alkálie interagujú s kovmi v roztoku a tavenine. V tomto prípade dochádza k oxidačno-redukčnej reakcii, ktorá sa tvorí v roztoku komplexná soľ A vodík, v tavenine - stredná soľ A vodík.

Poznámka! S alkáliami v roztoku reagujú len tie kovy, ktorých oxid s minimálnym kladným oxidačným stavom kovu je amfotérny!

Napríklad , železo nereaguje s alkalickým roztokom, oxid železitý je zásaditý. A hliník rozpúšťa sa vo vodnom alkalickom roztoku, oxid hlinitý je amfotérny:

2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20

7. Alkálie interagujú s nekovmi. V tomto prípade dochádza k redoxným reakciám. zvyčajne nekovy sú v alkáliách neúmerné. Nereagujú s alkáliami kyslík, vodík, dusík, uhlík a inertné plyny (hélium, neón, argón atď.):

NaOH + 02 ≠

NaOH + N2 ≠

NaOH + C ≠

Síra, chlór, bróm, jód, fosfor a iné nekovy neprimerané v alkáliách (t.j. samy sa oxidujú a obnovujú).

Napríklad chlórpri interakcii s studený lúh prechádza do oxidačných stavov -1 a +1:

2NaOH + Cl20 = NaCl - + NaOCl + + H20

Chlór pri interakcii s horúcim lúhom prechádza do oxidačných stavov -1 a +5:

6NaOH + Cl20 = 5NaCl - + NaCl +503 + 3H20

Silikón oxidovaný alkáliami do oxidačného stupňa +4.

Napríklad, v riešení:

2NaOH + Si0 + H2 + O = NaCl - + Na2Si +403 + 2H20

Fluór oxiduje alkálie:

2F20 + 4NaO-2H = 020 + 4NaF - + 2H20

Viac o týchto reakciách si môžete prečítať v článku.

8. Zásady sa pri zahrievaní nerozkladajú.

Výnimkou je hydroxid lítny:

2LiOH = Li20 + H20