Химические свойства оснований
1. Все основания вступают в реакцию с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + Н2О
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2Н2О
2. Щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:
2KOH + SiO2 = K2SiO3 + Н2О
t0
ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + Н2О
расплав
3. Щелочи при сплавлении взаимодействуют с амфотерными гидроксидами: t0
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2Н2О
расплав
4. Растворы щелочей взаимодействуют с некоторыми неметаллами (галогены, сера, кремний, белый фосфор):
2KOH + Cl2 = KCl + KClO + Н2О (на холоду)
2NaOH + Si + Н2О = Na2SiO3 + 2H2↑
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3Н2О
5. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании до оксида и воды:
t0
Са(ОН)2 → CaO + H2O
t0
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
Щелочи при нагревании не разлагаются.
6. Основания могут взаимодействовать с кислыми солями:
Ba(OH)2 + Са(НСО3)2 = BaСО3↓ + СаСО3 ↓ + 2H2O
7. Щелочи вытесняют слабые основания (аммиак и амины) из их солей:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O
8. Следует отметить, что растворы щелочей меняют цвета индикаторов (переход от нейтральной среды к щелочной):
Лакмуса – с фиолетового на синий;
Фенолфталеина – с бесцветного на малиновый;
Метилового оранжевого – с оранжевого на желтый.
СОЛИ
Соли - это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.
-
Mе+nmX-mn – общая формула соли
Ме – металл,
Х – кислотный остаток
n – степень окисления металла
m – заряд кислотного остатка
В зависимости от соотношения количеств кислоты и основания в реакциях нейтрализации могут образоваться различные по составу соли.
В средних (нормальных) солях все атомы водорода в молекулах кислот замещены на атомы металла (Na2СО3, К3РО4 и т.д.).
Например:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Уравнение диссоциации средней соли Na2SO4 можно записать так:
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42-
В кислых солях атомы водорода в молекулах кислоты замещены атомами металла частично (NaНСО3, К2НРО4 — они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты). Например, если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации серной кислоты, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли:
NaOH + H2SO4 = NaНSO4 + H2O
Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:
NaНSO4 ↔ Na+ + НSO4-
Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации как слабый электролит:
НSO4- ↔ Н+ + SO42-
Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.
В основных солях группы ОН- основания лишь частично заменены кислотными остатками (Мg(ОН)Сl — получаются при избытке основания). Основные соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Например:
Мg(ОН)2 + НСl = Мg(ОН)Сl + H2O
Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением:
Мg(ОН)Сl ↔ Мg(ОН)+ + Сl-
Катион основной соли в незначительной степени подвергаются дальнейшей диссоциации:
Мg(ОН)+ ↔ Мg2+ + ОН-
Итак, основные соли образуются многокислотными (двух и более) основаниями. Однокислотные основания основных солей не образуют.
Известны также соли, которые образуются при замещении атомов водорода в кислоте атомами двух разных металлов (СаСО3 ∙ МgСО3 – доломит, Na2КРО4) — такие соли называют двойными. Встречаются также смешанные соли — в их составе один катион и два аниона (Са(ОСl)Сl).
В состав кристаллогидратов (гидратные соли) входят молекулы кристаллизационной воды (CuSO4 безводный – бесцветная соль, CuSO4 ∙ 5Н2О – медный купорос – голубой, CаSO4 ∙ 2Н2О – гипс).
Совершенно особый класс солей представляют комплексные соли), в состав которых входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки). Например: K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль, K4[Fe(CN)6] – желтая кровяная соль, K[Al(OH)4].
- Федеральное агентство по рыболовству
- Содержание
- Лабораторная работа №1 Изучение классов неорганических соединений Введение
- Номенклатура оксидов
- Получение оксидов
- Химические свойства оксидов
- Кислоты
- Номенклатура кислот
- Кислородсодержащие кислоты хлора
- Получение кислот
- Химические свойства кислот
- Специфические свойства кислот
- Основания (гидроксиды металлов)
- Номенклатура оснований
- Получение оснований
- Химические свойства оснований
- Номенклатура солей
- Получение солей
- Химические свойства солей
- Степень окисления элементов.
- Графические формулы оксидов, кислот, оснований, солей
- Экспериментальная часть Приборы и материалы
- Варианты экспериментальных задач
- Оформление лабораторной работы
- Пример оформления лабораторного опыта
- Тестовые задания для самоконтроля Вариант № 1
- Вариант № 2
- Вариант № 3
- Вариант № 4
- Вариант № 5
- Укажите формулы оксидов, не реагирующих со щелочами
- Вариант № 6
- Вариант № 7
- Вариант № 8
- Вариант № 9
- Вариант № 10
- Вариант № 11
- Вариант № 12
- Вариант № 13
- Вариант № 14
- Вариант № 15
- Задачи для самостоятельной работы
- Вариант 5
- Вариант 6
- Вариант 12
- Вариант 13
- Вариант 14
- Вариант 15
- Лабораторная работа № 2 Приготовление раствора кислоты заданной концентрации Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- Классификация растворов
- Примеры расчета концентрации растворов
- 3. Экспериментальная часть
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Плотность растворов некоторых неорганических кислот и щелочей в воде при 20ºС
- Лабораторная работа № 3 Скорость химических реакций и химическое равновесие Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от концентрации
- 3.2. Исследование зависимости скорости гомогенной реакции от температуры
- 3.3. Исследование влияния изменения концентрации на смещение равновесия
- 3.4. Исследование влияния изменения температуры на смещение равновесия
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 4 Ионно-обменные реакции Введение
- 1. Цели и задачи
- 1.1. Приобрести системные знания о теории электролитической диссоциации, изучить условия протекания реакций обмена в водных растворах электролитов.
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Электролитическая диссоциация. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в водных растворах
- 2.2.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- 2.3 Константа диссоциации
- 2.4. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения
- 2.5. Изменение энергии Гиббса и направленность химических процессов
- Примеры решения задач
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Получение малорастворимых оснований
- 3.2. Получение малорастворимых кислот
- 3.3. Реакции со слабыми электролитами
- 3.4. Получение малорастворимых солей
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 5 Водородный показатель и гидролиз солей Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Ионное произведение воды, рН - растворов
- 2.2. Гидролиз солей
- Примеры решения задач
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Определение реакции среды при помощи индикаторов
- Определение рН при помощи универсального
- Индикатора
- 3.3. Реакция среды растворов различных средних солей
- 3.4. Факторы, влияющие на степень гидролиза
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 6 Окислительно-восстановительные реакции Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Степень окисления.
- 2.2.Окислители и восстановители
- 2.3. Методика составления овр
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Окислительные свойства галогенов
- 3.2. Окислительные и восстановительные свойства пероксида водорода н2о2
- 3.3. Окислительные свойства перманганат - иона MnO4-
- 3.4. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов
- 3.5. Внутримолекулярная окислительно-восстановительная реакция
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 7
- Электрохимическая активность металлов и гальванический
- Элемент
- Введение
- 1. Цель и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Электродный потенциал. Химическая активность металлов
- 2.2. Устройство и работа гальванического элемента
- 3. Экспериментальная часть
- 3. 1. Качественное определение различной электрохимической активности металлов
- 3.2. Изготовление медно-цинкового гальванического элемента
- 3.3. Изготовление медно-никелевого гальванического элемента
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 8 Электролиз водных растворов солей Введение
- 1. Цель и задачи
- 2. Теоретическая часть
- 2.1. Сущность электролиза. Электролиз расплава электролита
- 2.2. Законы Фарадея
- 2.3. Электролиз растворов электролитов
- 3. Экспериментальная часть
- Лабораторная работа № 9 Коррозия металлов и методы защиты от коррозии Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Теоретическая часть
- Химическая коррозия
- Электрохимическая коррозия
- Примеры решения эталонных задач
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Образование микрогальванопар
- 3.2. Электрохимическая коррозия железа
- 3.3. Действие ионов, активирующих процесс коррозии
- 3.4. Ингибиторы раствора
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 10 Химический контроль качества воды Введение
- 1. Цели и задачи
- 2. Краткий теоретический материал
- 3. Экспериментальная часть
- 3.1. Определение жесткости воды
- 3.2. Определение щелочности воды
- 3.3. Определение водородного показателя
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Лабораторная работа № 11 Полимеры Введение
- 1. Цели и задачи лабораторной работы
- 2.Теоретическая часть
- 2.1. История развития науки о полимерных материалов
- 2.2. Классификация полимерных соединений
- 2.3.Получение полимеров
- 2.4.Особенности строения полимеров
- 2.5. Свойства полимеров
- 2.5.1. Растворы полимеров
- 2.5.2 Набухание
- 2.6. Использование полимеров.
- 3. Экспериментальная часть
- 1.Определение примерной плотности полимеров1
- 2.Термопластичность полимеров
- 3. Горение
- 4.Отношение полимеров к растворам кислот и щелочей
- 5.Отношение полимеров к окислителям.
- 4. Задачи для самостоятельной работы
- Литература