Gründe: Einstufung und chemische Eigenschaften. Basen: Klassifizierung und chemische Eigenschaften Chemische Eigenschaften der Säuresalze der Basentabelle

Nach der Lektüre des Artikels sind Sie in der Lage, Stoffe in Salze, Säuren und Basen zu trennen. Der Artikel beschreibt den pH-Wert einer Lösung und welche allgemeinen Eigenschaften Säuren und Basen haben.

Säuren und Basen sind wie Metalle und Nichtmetalle die Unterteilung von Stoffen, die auf ähnlichen Eigenschaften basieren. Die erste Theorie der Säuren und Basen stammte vom schwedischen Wissenschaftler Arrhenius. Eine Säure ist nach Arrhenius eine Stoffklasse, die bei Reaktion mit Wasser dissoziiert (zerfällt) und das Wasserstoffkation H+ bildet. Arrhenius-Basen bilden in wässriger Lösung OH-Anionen. Die nächste Theorie wurde 1923 von den Wissenschaftlern Bronsted und Lowry vorgeschlagen. Die Brønsted-Lowry-Theorie definiert Säuren als Substanzen, die in der Lage sind, bei einer Reaktion ein Proton abzugeben (ein Wasserstoffkation wird bei Reaktionen als Proton bezeichnet). Basen sind demnach Stoffe, die bei einer Reaktion ein Proton aufnehmen können. Die aktuell relevante Theorie ist die Lewis-Theorie. Die Lewis-Theorie definiert Säuren als Moleküle oder Ionen, die in der Lage sind, Elektronenpaare aufzunehmen und dadurch Lewis-Addukte zu bilden (ein Addukt ist eine Verbindung, die durch Kombination zweier Reaktanten ohne Bildung von Nebenprodukten entsteht).

In der anorganischen Chemie versteht man unter einer Säure in der Regel eine Bronsted-Lowry-Säure, also Stoffe, die ein Proton abgeben können. Wenn sie die Definition einer Lewis-Säure meinen, dann wird eine solche Säure im Text als Lewis-Säure bezeichnet. Diese Regeln gelten für Säuren und Basen.

Dissoziation

Dissoziation ist der Prozess der Zersetzung einer Substanz in Ionen in Lösungen oder Schmelzen. Beispielsweise ist die Dissoziation von Salzsäure die Zersetzung von HCl in H + und Cl –.

Eigenschaften von Säuren und Basen

Basen neigen dazu, sich bei Berührung seifig anzufühlen, während Säuren im Allgemeinen sauer schmecken.

Wenn eine Base mit vielen Kationen reagiert, entsteht ein Niederschlag. Wenn eine Säure mit Anionen reagiert, wird normalerweise ein Gas freigesetzt.

Häufig verwendete Säuren:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Häufig verwendete Basen:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Starke und schwache Säuren und Basen

Starke Säuren

Solche Säuren dissoziieren vollständig in Wasser und erzeugen Wasserstoffkationen H + und Anionen. Ein Beispiel für eine starke Säure ist Salzsäure HCl:

HCl (Lösung) + H 2 O (l) → H 3 O + (Lösung) + Cl - (Lösung)

Beispiele für starke Säuren: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste starker Säuren

• HCl - Salzsäure
• HBr – Bromwasserstoff
• HI – Jodwasserstoff
• HNO 3 - Salpetersäure
• HClO 4 - Perchlorsäure
• H 2 SO 4 - Schwefelsäure

Schwache Säuren

Nur teilweise in Wasser gelöst, zum Beispiel HF:

HF (Lösung) + H2O (l) → H3O + (Lösung) + F – (Lösung) – bei einer solchen Reaktion dissoziieren mehr als 90 % der Säure nicht:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Starke und schwache Säuren können durch Messung der Leitfähigkeit von Lösungen unterschieden werden: Die Leitfähigkeit hängt von der Anzahl der Ionen ab. Je stärker die Säure, desto stärker dissoziiert sie. Je stärker die Säure, desto höher die Leitfähigkeit.

Liste schwacher Säuren

• HF-Fluorid
• H 3 PO 4 Phosphorsäure
• H 2 SO 3 schwefelhaltig
• H 2 S Schwefelwasserstoff
• H 2 CO 3 Kohle
• H 2 SiO 3 Silizium

Starke Gründe

Starke Basen dissoziieren vollständig in Wasser:

NaOH (Lösung) + H 2 O ↔ NH 4

Zu den starken Basen zählen Metallhydroxide der ersten (Alkalimetalle) und zweiten (Alkalinotherrene, Erdalkalimetalle) Gruppe.

Liste der starken Basen

• NaOH Natriumhydroxid (Natronlauge)
• KOH Kaliumhydroxid (Kalilauge)
• LiOH Lithiumhydroxid
• Ba(OH) 2 Bariumhydroxid
• Ca(OH) 2 Calciumhydroxid (gelöschter Kalk)

Schwache Fundamente

In einer reversiblen Reaktion in Gegenwart von Wasser entstehen OH-Ionen:

NH 3 (Lösung) + H 2 O ↔ NH + 4 (Lösung) + OH - (Lösung)

Die schwächsten Basen sind Anionen:

F - (Lösung) + H 2 O ↔ HF (Lösung) + OH - (Lösung)

Liste der schwachen Basen

• Mg(OH) 2 Magnesiumhydroxid
• Fe(OH) 2 Eisen(II)-hydroxid
• Zn(OH) 2 Zinkhydroxid
• NH 4 OH Ammoniumhydroxid
• Fe(OH) 3 Eisen(III)-hydroxid

Reaktionen von Säuren und Basen

Starke Säure und starke Base

Diese Reaktion wird Neutralisation genannt: Wenn die Menge an Reagenzien ausreicht, um Säure und Base vollständig zu dissoziieren, ist die resultierende Lösung neutral.

Beispiel:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Schwache Base und schwache Säure

Allgemeine Art der Reaktion:
Schwache Base (Lösung) + H 2 O ↔ Schwache Säure (Lösung) + OH - (Lösung)

Starke Base und schwache Säure

Die Base dissoziiert vollständig, die Säure dissoziiert teilweise, die resultierende Lösung weist schwache Eigenschaften einer Base auf:

HX (Lösung) + OH - (Lösung) ↔ H 2 O + X - (Lösung)

Starke Säure und schwache Base

Die Säure dissoziiert vollständig, die Base dissoziiert nicht vollständig:

Dissoziation von Wasser

Unter Dissoziation versteht man die Zerlegung einer Substanz in ihre Molekülbestandteile. Die Eigenschaften einer Säure oder Base hängen vom Gleichgewicht ab, das im Wasser herrscht:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (Lösung) + OH - (Lösung)
K c = / 2
Die Gleichgewichtskonstante von Wasser bei t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, es gilt auch die folgende Gleichung: = 10 -14, die Dissoziationskonstante von Wasser genannt wird. Für reines Wasser = = 10 -7, also -lg = 7,0.

Dieser Wert (-lg) wird pH-Wert – Wasserstoffpotential genannt. Wenn pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, dann hat der Stoff grundlegende Eigenschaften.

Methoden zur Bestimmung des pH-Wertes

Instrumentelle Methode

Ein spezielles Gerät, ein pH-Meter, ist ein Gerät, das die Protonenkonzentration in einer Lösung in ein elektrisches Signal umwandelt.

Indikatoren

Eine Substanz, die in einem bestimmten pH-Bereich je nach Säuregehalt der Lösung ihre Farbe ändert; mit mehreren Indikatoren kann man ein ziemlich genaues Ergebnis erzielen.

Salz

Ein Salz ist eine ionische Verbindung, die aus einem anderen Kation als H+ und einem anderen Anion als O2- gebildet wird. In einer schwachen wässrigen Lösung dissoziieren die Salze vollständig.

Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer Salzlösung, ist es notwendig, zu bestimmen, welche Ionen in der Lösung vorhanden sind, und ihre Eigenschaften zu berücksichtigen: Neutrale Ionen, die aus starken Säuren und Basen gebildet werden, haben keinen Einfluss auf den pH-Wert: Sie setzen weder H + noch OH – Ionen in Wasser frei. Zum Beispiel Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Aus schwachen Säuren gebildete Anionen weisen alkalische Eigenschaften auf (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); Kationen mit alkalischen Eigenschaften gibt es nicht.

Alle Kationen außer Metallen der ersten und zweiten Gruppe haben saure Eigenschaften.

Pufferlösung

Lösungen, die den pH-Wert aufrechterhalten, wenn eine kleine Menge einer starken Säure oder einer starken Base hinzugefügt wird, bestehen hauptsächlich aus:

• Eine Mischung aus einer schwachen Säure, dem entsprechenden Salz und einer schwachen Base
• Schwache Base, entsprechendes Salz und starke Säure

Um eine Pufferlösung mit einem bestimmten Säuregehalt herzustellen, ist es notwendig, eine schwache Säure oder Base mit dem entsprechenden Salz zu mischen, wobei Folgendes zu berücksichtigen ist:

• pH-Bereich, in dem die Pufferlösung wirksam ist
• Lösungskapazität – die Menge an starker Säure oder starker Base, die hinzugefügt werden kann, ohne den pH-Wert der Lösung zu beeinflussen
• Es dürfen keine unerwünschten Reaktionen auftreten, die die Zusammensetzung der Lösung verändern könnten

Prüfen:

Die moderne chemische Wissenschaft repräsentiert viele verschiedene Zweige, und jeder von ihnen hat neben seiner theoretischen Grundlage eine große angewandte und praktische Bedeutung. Was auch immer Sie berühren, alles um Sie herum ist ein chemisches Produkt. Die Hauptbereiche sind Anorganische und Organische Chemie. Betrachten wir, welche Hauptstoffklassen als anorganisch gelten und welche Eigenschaften sie haben.

Hauptkategorien anorganischer Verbindungen

Dazu gehören Folgendes:

1. Oxide.
2. Salz.
3. Gründe.
4. Säuren.

Jede der Klassen wird durch eine Vielzahl an Verbindungen anorganischer Natur repräsentiert und ist in nahezu jeder Struktur der menschlichen Wirtschafts- und Industrietätigkeit wichtig. Alle wesentlichen Eigenschaften dieser Verbindungen, ihr Vorkommen in der Natur und ihre Herstellung werden unbedingt in einem Schulchemiekurs in den Klassen 8-11 untersucht.

Es gibt eine allgemeine Tabelle mit Oxiden, Salzen, Basen und Säuren, die Beispiele für jeden Stoff und seinen Aggregatzustand und sein Vorkommen in der Natur enthält. Es werden auch Wechselwirkungen gezeigt, die chemische Eigenschaften beschreiben. Wir werden uns jedoch jede der Klassen einzeln und detaillierter ansehen.

Gruppe von Verbindungen - Oxide

4. Reaktionen, bei denen Elemente CO verändern

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagenzwasser: Bildung von Säuren (Ausnahme SiO 2)

CO + Wasser = Säure

2. Reaktionen mit Basen:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaktionen mit basischen Oxiden: Salzbildung

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR-Reaktionen:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Sie weisen duale Eigenschaften auf und interagieren nach dem Prinzip des Säure-Base-Verfahrens (mit Säuren, Laugen, basischen Oxiden, Säureoxiden). Sie interagieren nicht mit Wasser.

1. Bei Säuren: Bildung von Salzen und Wasser

AO + Säure = Salz + H 2 O

2. Mit Basen (Laugen): Bildung von Hydroxokomplexen

Al 2 O 3 + LiOH + Wasser = Li

3. Reaktionen mit Säureoxiden: Gewinnung von Salzen

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaktionen mit OO: Salzbildung, Fusion

MnO + Rb 2 O = Doppelsalz Rb 2 MnO 2

5. Fusionsreaktionen mit Alkalien und Alkalicarbonaten: Bildung von Salzen

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Sie bilden weder Säuren noch Laugen. Sie weisen hochspezifische Eigenschaften auf.

Jedes höhere Oxid, das entweder aus einem Metall oder einem Nichtmetall besteht, ergibt beim Auflösen in Wasser eine starke Säure oder Base.

Organische und anorganische Säuren

Im klassischen Sinne (basierend auf den Positionen von ED – elektrolytische Dissoziation – sind Säuren Verbindungen, die in einer wässrigen Umgebung in Kationen H + und Anionen von Säureresten An – dissoziieren. Heutzutage wurden Säuren jedoch unter wasserfreien Bedingungen sorgfältig untersucht, daher gibt es solche viele verschiedene Theorien für Hydroxide.

Empirische Formeln für Oxide, Basen, Säuren und Salze bestehen lediglich aus Symbolen, Elementen und Indizes, die ihre Menge in der Substanz angeben. Anorganische Säuren werden beispielsweise durch die Formel H + Säurerest n- ausgedrückt. Organische Stoffe haben eine andere theoretische Darstellung. Zusätzlich zur empirischen Formel können Sie für sie eine vollständige und abgekürzte Strukturformel aufschreiben, die nicht nur die Zusammensetzung und Menge des Moleküls, sondern auch die Reihenfolge der Atome, ihre Verbindung untereinander und die Hauptfunktion widerspiegelt Gruppe für Carbonsäuren -COOH.

Bei den anorganischen Säuren werden alle Säuren in zwei Gruppen eingeteilt:

• sauerstofffrei – HBr, HCN, HCL und andere;
• sauerstoffhaltig (Oxosäuren) - HClO 3 und alles, wo Sauerstoff vorhanden ist.

Anorganische Säuren werden auch nach ihrer Stabilität klassifiziert (stabil oder stabil – alles außer Kohlensäure und Schwefelsäure, instabil oder instabil – Kohlensäure und Schwefelsäure). In Bezug auf die Stärke können Säuren stark sein: Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure, Perchlorsäure und andere, sowie schwach: Schwefelwasserstoff, Hypochlorsäure und andere.

Die organische Chemie bietet nicht die gleiche Vielfalt. Säuren organischer Natur werden als Carbonsäuren klassifiziert. Ihr gemeinsames Merkmal ist das Vorhandensein der funktionellen Gruppe -COOH. Zum Beispiel HCOOH (Ameisensäure), CH 3 COOH (Essigsäure), C 17 H 35 COOH (Stearinsäure) und andere.

Es gibt eine Reihe von Säuren, auf die bei der Betrachtung dieses Themas im Chemieunterricht an der Schule besonders viel Wert gelegt wird.

1. Soljanaja.
2. Stickstoff.
3. Orthophosphorsäure.
4. Bromwasserstoff.
5. Kohle.
6. Jodwasserstoff.
7. Schwefelhaltig.
8. Essigsäure oder Ethan.
9. Butan oder Öl.
10. Benzoin.

Diese 10 Säuren in der Chemie sind Grundstoffe der entsprechenden Klasse sowohl im Schulunterricht als auch allgemein in der Industrie und bei Synthesen.

Eigenschaften anorganischer Säuren

Zu den wesentlichen physikalischen Eigenschaften zählt zunächst einmal der unterschiedliche Aggregatzustand. Schließlich gibt es eine Reihe von Säuren, die unter normalen Bedingungen die Form von Kristallen oder Pulvern (Borsäure, Orthophosphorsäure) haben. Die überwiegende Mehrheit der bekannten anorganischen Säuren sind unterschiedliche Flüssigkeiten. Auch Siede- und Schmelzpunkte variieren.

Säuren können schwere Verbrennungen verursachen, da sie organisches Gewebe und Haut zerstören können. Zum Nachweis von Säuren werden Indikatoren verwendet:

• Methylorange (in normaler Umgebung orange, in Säuren rot),
• Lackmus (in Neutral - Violett, in Säuren - Rot) oder einige andere.

Zu den wichtigsten chemischen Eigenschaften gehört die Fähigkeit, sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen zu interagieren.

Chemische Eigenschaften anorganischer Säuren

Womit interagieren sie?	Beispielreaktion
1. Mit einfachen Stoffen - Metallen. Voraussetzung: Das Metall muss im EHRNM vor dem Wasserstoff vorliegen, da die Metalle nach dem Wasserstoff es nicht aus der Zusammensetzung der Säuren verdrängen können. Bei der Reaktion entstehen immer Wasserstoffgas und Salz.
2. Mit Gründen. Das Ergebnis der Reaktion sind Salz und Wasser. Solche Reaktionen starker Säuren mit Laugen werden Neutralisationsreaktionen genannt.	Jede Säure (stark) + lösliche Base = Salz und Wasser
3. Mit amphoteren Hydroxiden. Fazit: Salz und Wasser.	2HNO 2 + Berylliumhydroxid = Be(NO 2) 2 (mittleres Salz) + 2H 2 O
4. Mit basischen Oxiden. Ergebnis: Wasser, Salz.	2HCL + FeO = Eisen(II)-chlorid + H 2 O
5. Mit amphoteren Oxiden. Endeffekt: Salz und Wasser.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Mit Salzen, die durch schwächere Säuren gebildet werden. Endeffekt: Salz und schwache Säure.	2HBr + MgCO 3 = Magnesiumbromid + H 2 O + CO 2

Bei der Wechselwirkung mit Metallen reagieren nicht alle Säuren gleich. Die Chemie (9. Klasse) in der Schule beinhaltet ein sehr oberflächliches Studium solcher Reaktionen, jedoch werden auch auf dieser Ebene die spezifischen Eigenschaften von konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure bei der Wechselwirkung mit Metallen berücksichtigt.

Hydroxide: Alkalien, amphotere und unlösliche Basen

Oxide, Salze, Basen, Säuren – alle diese Stoffklassen haben eine gemeinsame chemische Natur, die durch die Struktur des Kristallgitters sowie die gegenseitige Beeinflussung der Atome in den Molekülen erklärt wird. Während es jedoch möglich war, für Oxide eine sehr spezifische Definition zu geben, ist dies für Säuren und Basen schwieriger.

Basen sind nach der ED-Theorie ebenso wie Säuren Stoffe, die in wässriger Lösung in Metallkationen Me n + und Anionen von Hydroxylgruppen OH - zerfallen können.

• Löslich oder alkalisch (starke Basen, die sich durch Metalle der Gruppen I und II bilden. Beispiel: KOH, NaOH, LiOH (d. h. es werden nur Elemente der Hauptuntergruppen berücksichtigt);
• Schwer löslich oder unlöslich (mittlere Stärke, verändert die Farbe der Indikatoren nicht). Beispiel: Magnesiumhydroxid, Eisen (II), (III) und andere.
• Molekular (schwache Basen, in wässriger Umgebung dissoziieren sie reversibel in Ionenmoleküle). Beispiel: N 2 H 4, Amine, Ammoniak.
• Amphotere Hydroxide (zeigen duale basische Säureeigenschaften). Beispiel: Beryllium, Zink usw.

Jede vorgestellte Gruppe wird im Schulchemiekurs im Abschnitt „Grundlagen“ studiert. Chemie in den Klassen 8-9 beinhaltet eine detaillierte Untersuchung von Alkalien und schwerlöslichen Verbindungen.

Hauptcharakteristische Eigenschaften von Basen

Alle Alkalien und schwerlöslichen Verbindungen kommen in der Natur in festem kristallinem Zustand vor. Gleichzeitig sind ihre Schmelztemperaturen meist niedrig und schwerlösliche Hydroxide zersetzen sich beim Erhitzen. Die Farbe der Basen ist unterschiedlich. Wenn Alkalien weiß sind, können Kristalle schwerlöslicher und molekularer Basen sehr unterschiedliche Farben haben. Die Löslichkeit der meisten Verbindungen dieser Klasse kann der Tabelle entnommen werden, die die Formeln von Oxiden, Basen, Säuren und Salzen darstellt und deren Löslichkeit zeigt.

Alkalien können die Farbe von Indikatoren wie folgt verändern: Phenolphthalein – purpurrot, Methylorange – gelb. Dies wird durch die freie Anwesenheit von Hydroxogruppen in der Lösung gewährleistet. Deshalb führen schlecht lösliche Basen nicht zu einer solchen Reaktion.

Die chemischen Eigenschaften jeder Basengruppe sind unterschiedlich.

Chemische Eigenschaften
Alkalien	Schwerlösliche Basen	Amphotere Hydroxide
I. Wechselwirkung mit CO (Ergebnis – Salz und Wasser): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + Wasser II. Wechselwirkung mit Säuren (Salz und Wasser): gewöhnliche Neutralisationsreaktionen (siehe Säuren) III. Sie interagieren mit AO und bilden einen Hydroxokomplex aus Salz und Wasser: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, oder Na 2 IV. Sie interagieren mit amphoteren Hydroxiden und bilden Hydroxokomplexsalze: Das gleiche wie bei AO, nur ohne Wasser V. Reagieren Sie mit löslichen Salzen unter Bildung unlöslicher Hydroxide und Salze: 3CsOH + Eisen(III)-chlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reagieren Sie mit Zink und Aluminium in einer wässrigen Lösung unter Bildung von Salzen und Wasserstoff: 2RbOH + 2Al + Wasser = Komplex mit Hydroxidion 2Rb + 3H 2	I. Beim Erhitzen können sie sich zersetzen: unlösliches Hydroxid = Oxid + Wasser II. Reaktionen mit Säuren (Ergebnis: Salz und Wasser): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + Wasser III. Mit KO interagieren: Me +n (OH) n + KO = Salz + H 2 O	I. Reagieren Sie mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser: (II) + 2HBr = CuBr 2 + Wasser II. Reaktion mit Alkalien: Ergebnis - Salz und Wasser (Bedingung: Fusion) Zn(OH) 2 + 2CsOH = Salz + 2H 2 O III. Reagieren Sie mit starken Hydroxiden: Es entstehen Salze, wenn die Reaktion in einer wässrigen Lösung stattfindet: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Dies sind die meisten chemischen Eigenschaften, die Basen aufweisen. Die Chemie der Basen ist recht einfach und folgt den allgemeinen Gesetzen aller anorganischen Verbindungen.

Klasse anorganischer Salze. Klassifizierung, physikalische Eigenschaften

Basierend auf den Bestimmungen der ED können Salze als anorganische Verbindungen bezeichnet werden, die in wässriger Lösung in Metallkationen Me +n und Anionen saurer Reste An n- dissoziieren. So kann man sich Salze vorstellen. Die Chemie gibt mehr als eine Definition, aber diese ist die genaueste.

Darüber hinaus werden alle Salze entsprechend ihrer chemischen Natur unterteilt in:

• Sauer (enthält ein Wasserstoffkation). Beispiel: NaHSO 4.
• Basisch (enthält eine Hydroxogruppe). Beispiel: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (besteht nur aus einem Metallkation und einem Säurerest). Beispiel: NaCL, CaSO 4.
• Doppelt (beinhaltet zwei verschiedene Metallkationen). Beispiel: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (Hydroxo-Komplexe, Aqua-Komplexe und andere). Beispiel: K 2.

Die Formeln von Salzen spiegeln ihre chemische Natur wider und geben auch die qualitative und quantitative Zusammensetzung des Moleküls an.

Oxide, Salze, Basen, Säuren haben unterschiedliche Löslichkeitseigenschaften, die in der entsprechenden Tabelle ersichtlich sind.

Wenn wir über den Aggregatzustand von Salzen sprechen, müssen wir ihre Gleichmäßigkeit beachten. Sie kommen nur in festem, kristallinem oder pulverförmigem Zustand vor. Die Farbpalette ist recht vielfältig. Lösungen komplexer Salze haben in der Regel helle, gesättigte Farben.

Chemische Wechselwirkungen für die Klasse der mittleren Salze

Sie haben ähnliche chemische Eigenschaften wie Basen, Säuren und Salze. Oxide unterscheiden sich, wie wir bereits untersucht haben, in diesem Faktor etwas von ihnen.

Insgesamt lassen sich für mittlere Salze 4 Haupttypen von Wechselwirkungen unterscheiden.

I. Wechselwirkung mit Säuren (aus ED-Sicht nur stark) unter Bildung eines weiteren Salzes und einer schwachen Säure:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktionen mit löslichen Hydroxiden unter Bildung von Salzen und unlöslichen Basen:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lösliches Salz + Cu(OH) 2 unlösliche Base

III. Reaktion mit einem anderen löslichen Salz unter Bildung eines unlöslichen und eines löslichen Salzes:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktionen mit Metallen, die sich im EHRNM links von dem Metall befinden, das das Salz bildet. In diesem Fall sollte das reagierende Metall unter normalen Bedingungen nicht mit Wasser interagieren:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Dies sind die wichtigsten Arten von Wechselwirkungen, die für mittlere Salze charakteristisch sind. Die Formeln komplexer, basischer, doppelter und saurer Salze sprechen für sich selbst über die Spezifität der gezeigten chemischen Eigenschaften.

Die Formeln von Oxiden, Basen, Säuren und Salzen spiegeln die chemische Essenz aller Vertreter dieser Klassen anorganischer Verbindungen wider und geben darüber hinaus eine Vorstellung vom Namen des Stoffes und seinen physikalischen Eigenschaften. Daher sollte dem Schreiben besondere Aufmerksamkeit gewidmet werden. Die allgemein erstaunliche Wissenschaft der Chemie bietet uns eine riesige Vielfalt an Verbindungen. Oxide, Basen, Säuren, Salze – das ist nur ein Teil der immensen Vielfalt.

Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden besprechen, wollen wir klar definieren, was sie sind.

1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder Me(OH) 2 geschrieben sind. Es gibt jedoch Ausnahmen. Somit sind die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 keine Basen.

2) Zu den amphoteren Hydroxiden zählen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, +4 sowie als Ausnahmen die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +4 kommen in den Prüfungsaufgaben nicht vor und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Gründe sind unterteilt in:

Denken wir daran, dass Beryllium und Magnesium keine Erdalkalimetalle sind.

Alkalien sind nicht nur wasserlöslich, sondern dissoziieren auch sehr gut in wässrigen Lösungen, während unlösliche Basen einen geringen Dissoziationsgrad aufweisen.

Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu deutlichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemisch aktivere Verbindungen und können häufig Reaktionen eingehen, zu denen unlösliche Basen nicht in der Lage sind.

Wechselwirkung von Basen mit Säuren

Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:

Unlösliche Basen reagieren mit fast allen löslichen Säuren, nicht jedoch mit unlöslicher Kieselsäure:

Es ist zu beachten, dass sowohl starke als auch schwache Basen mit der allgemeinen Formel der Form Me(OH) 2 bei Säuremangel basische Salze bilden können, zum Beispiel:

Wechselwirkung mit Säureoxiden

Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden unter Bildung von Salzen und oft auch Wasser:

Unlösliche Basen können mit allen höheren Säureoxiden, die stabilen Säuren entsprechen, beispielsweise P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, zu mittleren Salzen reagieren:

Unlösliche Basen vom Typ Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich zu basischen Salzen. Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Inertheit reagieren nur die stärksten Basen, Alkalien, mit Siliziumdioxid. Dabei entstehen normale Salze. Bei unlöslichen Basen findet die Reaktion nicht statt. Zum Beispiel:

Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden

Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Erfolgt die Reaktion durch Verschmelzen eines amphoteren Oxids oder Hydroxids mit einem festen Alkali, führt diese Reaktion zur Bildung wasserstofffreier Salze:

Werden wässrige Lösungen von Alkalien verwendet, so entstehen Hydroxokomplexsalze:

Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle von Na-Salz Na 3 -Salz:

Wechselwirkung von Basen mit Salzen

Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:

1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;

2) das Vorhandensein von Niederschlag oder Gas unter den Reaktionsprodukten

Zum Beispiel:

Thermische Stabilität von Substraten

Alle Alkalien außer Ca(OH) 2 sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.

Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca(OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Die höchste Zersetzungstemperatur von Calciumhydroxid liegt bei etwa 1000 °C:

Unlösliche Hydroxide haben viel niedrigere Zersetzungstemperaturen. Beispielsweise zersetzt sich Kupfer(II)-hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säuren

Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3, da die Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen entstehen könnten, einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen das ursprüngliche amphotere Hydroxid und die entsprechende Säure:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säureoxiden

Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) entsprechen:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit sauren Oxiden SO 2 und CO 2.

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Basen

Von den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. In diesem Fall werden bei Verwendung einer wässrigen Alkalilösung Hydroxokomplexsalze gebildet:

Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, erhält man ihre wasserfreien Analoga:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Thermische Zersetzung amphoterer Hydroxide

Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zerfallen wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.

Basen (Hydroxide)– komplexe Stoffe, deren Moleküle eine oder mehrere Hydroxy-OH-Gruppen enthalten. Am häufigsten bestehen Basen aus einem Metallatom und einer OH-Gruppe. NaOH ist beispielsweise Natriumhydroxid, Ca(OH) 2 ist Calciumhydroxid usw.

Es gibt eine Base – Ammoniumhydroxid, bei dem die Hydroxygruppe nicht an das Metall, sondern an das NH 4 + -Ion (Ammoniumkation) gebunden ist. Ammoniumhydroxid entsteht, wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird (die Reaktion der Zugabe von Wasser zu Ammoniak):

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

Die Wertigkeit der Hydroxygruppe beträgt 1. Die Anzahl der Hydroxylgruppen im Grundmolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und ist dieser gleich. Zum Beispiel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 usw.

Alle Gründe - Feststoffe, die unterschiedliche Farben haben. Einige Basen sind in Wasser gut löslich (NaOH, KOH usw.). Die meisten von ihnen sind jedoch nicht wasserlöslich.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Alkalilösungen sind „seifig“, fühlen sich rutschig an und sind ziemlich ätzend. Zu den Alkalien gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 usw.). Der Rest ist unlöslich.

Unlösliche Basen- Dies sind amphotere Hydroxide, die bei Wechselwirkung mit Säuren als Basen wirken und sich mit Alkali wie Säuren verhalten.

Verschiedene Basen haben unterschiedliche Fähigkeiten, Hydroxygruppen zu entfernen, daher werden sie in starke und schwache Basen unterteilt.

Starke Basen geben in wässrigen Lösungen leicht ihre Hydroxygruppen ab, schwache Basen jedoch nicht.

Chemische Eigenschaften von Basen

Die chemischen Eigenschaften von Basen werden durch ihre Beziehung zu Säuren, Säureanhydriden und Salzen charakterisiert.

1. Handeln Sie anhand von Indikatoren. Indikatoren ändern ihre Farbe je nach Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in sauren Lösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit Basen ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird gelb, der Lackmus-Indikator wird blau und Phenolphthalein wird fuchsia.

2. Wechselwirken mit Säureoxiden mit Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Mit Säuren reagieren, Bildung von Salz und Wasser. Die Reaktion einer Base mit einer Säure wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da das Medium nach ihrer Beendigung neutral wird:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagiert mit Salzen Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Beim Erhitzen können sie sich in Wasser und das Grundoxid zersetzen:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

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Basen, amphotere Hydroxide

Basen sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxylgruppen (-OH) bestehen. Die allgemeine Formel lautet Me +y (OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxogruppen gleich der Oxidationsstufe des Metalls Me ist. Die Tabelle zeigt die Klassifizierung der Basen.

Eigenschaften von Alkalien, Hydroxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen

1. Wässrige Alkalilösungen fühlen sich seifig an und verändern die Farbe der Indikatoren: Lackmus – blau, Phenolphthalein – purpurrot.

2. Wässrige Lösungen dissoziieren:

3. Mit Säuren interagieren und eine Austauschreaktion eingehen:

Polysäurebasen können mittlere und basische Salze ergeben:

4. Reagieren Sie mit sauren Oxiden und bilden Sie je nach Basizität der diesem Oxid entsprechenden Säure mittlere und saure Salze:

5. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:

a) Fusion:

b) in Lösungen:

6. Wechselwirkung mit wasserlöslichen Salzen, wenn sich ein Niederschlag oder Gas bildet:

Unlösliche Basen (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 usw.) interagieren mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen:

Amphotere Hydroxide

Amphotere Verbindungen sind Verbindungen, die je nach Bedingungen sowohl Donatoren von Wasserstoffkationen sein können und saure Eigenschaften aufweisen, als auch deren Akzeptoren, d. h. basische Eigenschaften aufweisen.

Chemische Eigenschaften amphoterer Verbindungen

1. Durch die Wechselwirkung mit starken Säuren weisen sie basische Eigenschaften auf:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Durch die Wechselwirkung mit Alkalien – starken Basen – weisen sie saure Eigenschaften auf:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( komplexes Salz)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( komplexes Salz)

Komplexe Verbindungen sind solche, bei denen mindestens eine kovalente Bindung durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet wird.

Die allgemeine Methode zur Herstellung von Basen basiert auf Austauschreaktionen, durch die sowohl unlösliche als auch lösliche Basen erhalten werden können.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

Wenn auf diese Weise lösliche Basen gewonnen werden, fällt ein unlösliches Salz aus.

Bei der Herstellung wasserunlöslicher Basen mit amphoteren Eigenschaften sollte überschüssiges Alkali vermieden werden, da es zum Auflösen der amphoteren Base kommen kann, zum Beispiel:

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

In solchen Fällen wird Ammoniumhydroxid verwendet, um Hydroxide zu erhalten, in denen sich amphotere Hydroxide nicht lösen:

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Silber- und Quecksilberhydroxide zersetzen sich so leicht, dass beim Versuch, sie durch Austauschreaktion zu gewinnen, anstelle von Hydroxiden Oxide ausfallen:

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

In der Industrie werden Alkalien üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Chloridlösungen gewonnen.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Alkalien können auch durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser gewonnen werden.

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

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Säuren

Säuren sind komplexe Stoffe, deren Moleküle aus Wasserstoffatomen bestehen, die durch Metallatome und saure Reste ersetzt werden können. Unter normalen Bedingungen können Säuren fest (Phosphorsäure H 3 PO 4; Silizium H 2 SiO 3) und flüssig sein (in reiner Form ist Schwefelsäure H 2 SO 4 eine Flüssigkeit).

Gase wie Chlorwasserstoff HCl, Bromwasserstoff HBr, Schwefelwasserstoff H 2 S bilden in wässrigen Lösungen die entsprechenden Säuren. Die Anzahl der Wasserstoffionen, die jedes Säuremolekül während der Dissoziation bildet, bestimmt die Ladung des Säurerests (Anion) und die Basizität der Säure.

Entsprechend protolytische Theorie der Säuren und Basen, Gleichzeitig vom dänischen Chemiker Brønsted und dem englischen Chemiker Lowry vorgeschlagen, ist eine Säure eine Substanz abspalten mit dieser Reaktion Protonen, A Basis- eine Substanz, die es kann Protonen annehmen.

Säure → Base + H +

Basierend auf solchen Ideen ist es klar grundlegende Eigenschaften von Ammoniak, das aufgrund des Vorhandenseins eines einzelnen Elektronenpaars am Stickstoffatom bei Wechselwirkung mit Säuren effektiv ein Proton aufnimmt und über eine Donor-Akzeptor-Bindung ein Ammoniumion bildet.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

Säure-Base-Säure-Base

Allgemeinere Definition von Säuren und Basen vorgeschlagen vom amerikanischen Chemiker G. Lewis. Er schlug vor, dass Säure-Base-Wechselwirkungen vollständig sind treten bei der Übertragung von Protonen nicht zwangsläufig auf. Bei der Lewis-Bestimmung von Säuren und Basen spielen chemische Reaktionen die Hauptrolle Elektronenpaare

Als Kationen werden Anionen oder neutrale Moleküle bezeichnet, die ein oder mehrere Elektronenpaare aufnehmen können Lewis-Säuren.

Beispielsweise ist Aluminiumfluorid AlF 3 eine Säure, da es bei Wechselwirkung mit Ammoniak ein Elektronenpaar aufnehmen kann.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationen, Anionen oder neutrale Moleküle, die Elektronenpaare abgeben können, werden Lewis-Basen genannt (Ammoniak ist eine Base).

Lewis‘ Definition deckt alle Säure-Base-Prozesse ab, die in zuvor vorgeschlagenen Theorien berücksichtigt wurden. Die Tabelle vergleicht die derzeit verwendeten Definitionen von Säuren und Basen.

Nomenklatur der Säuren

Da es unterschiedliche Definitionen von Säuren gibt, sind deren Klassifizierung und Nomenklatur eher willkürlich.

Entsprechend der Anzahl der in einer wässrigen Lösung eliminierbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt einbasisch(z. B. HF, HNO 2), dibasisch(H 2 CO 3, H 2 SO 4) und tribasisch(H 3 PO 4).

Je nach Zusammensetzung der Säure werden sie unterteilt in Sauerstofffrei(HCl, H 2 S) und sauerstoffhaltig(HClO 4, HNO 3).

Gewöhnlich Namen sauerstoffhaltiger Säuren sind abgeleitet vom Namen des Nichtmetalls mit dem Zusatz der Endungen -kai, -vaya, wenn die Oxidationsstufe des Nichtmetalls gleich der Gruppennummer ist. Mit abnehmender Oxidationsstufe ändern sich die Suffixe (in der Reihenfolge der abnehmenden Oxidationsstufe des Metalls): -undurchsichtig, rostig, -undurchsichtig:

Wenn wir die Polarität der Wasserstoff-Nichtmetall-Bindung innerhalb einer Periode betrachten, können wir die Polarität dieser Bindung leicht mit der Position des Elements im Periodensystem in Beziehung setzen. Von Metallatomen, die leicht Valenzelektronen verlieren, nehmen Wasserstoffatome diese Elektronen auf, bilden eine stabile Zwei-Elektronen-Hülle wie die Hülle eines Heliumatoms und ergeben ionische Metallhydride.

In Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppen III–IV des Periodensystems bilden Bor, Aluminium, Kohlenstoff und Silizium kovalente, schwach polare Bindungen mit Wasserstoffatomen, die nicht zur Dissoziation neigen. Bei Elementen der Gruppen V-VII des Periodensystems nimmt innerhalb einer Periode die Polarität der Nichtmetall-Wasserstoff-Bindung mit der Ladung des Atoms zu, aber die Ladungsverteilung im resultierenden Dipol ist anders als in Wasserstoffverbindungen von Elementen, die neigen dazu, Elektronen abzugeben. Nichtmetallische Atome, die zur Vervollständigung der Elektronenhülle mehrere Elektronen benötigen, ziehen ein Bindungselektronenpaar umso stärker an (polarisieren), je größer die Kernladung ist. Daher werden in der Reihe CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF oder SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl Bindungen mit Wasserstoffatomen, obwohl sie kovalent bleiben, polarerer Natur und das Wasserstoffatom in der Der Dipol zwischen Element und Wasserstoffbindung wird elektropositiver. Befinden sich polare Moleküle in einem polaren Lösungsmittel, kann es zu einem Prozess der elektrolytischen Dissoziation kommen.

Lassen Sie uns das Verhalten sauerstoffhaltiger Säuren in wässrigen Lösungen diskutieren. Diese Säuren haben eine H-O-E-Bindung und natürlich wird die Polarität der H-O-Bindung durch die O-E-Bindung beeinflusst. Daher dissoziieren diese Säuren normalerweise leichter als Wasser.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Schauen wir uns ein paar Beispiele an Eigenschaften sauerstoffhaltiger Säuren, gebildet aus Elementen, die unterschiedliche Oxidationsgrade aufweisen können. Es ist bekannt, dass hypochlorige Säure HClO sehr schwach auch chlorige Säure HClO 2 schwach, aber stärker als hypochlorige, hypochlorige Säure HClO 3 stark. Perchlorsäure HClO 4 ist eine davon das stärkste anorganische Säuren.

Für die saure Dissoziation (unter Abspaltung des H-Ions) ist die Spaltung der O-H-Bindung notwendig. Wie lässt sich die Abnahme der Stärke dieser Bindung in der Reihe HClO – HClO 2 – HClO 3 – HClO 4 erklären? In dieser Reihe nimmt die Anzahl der Sauerstoffatome zu, die mit dem zentralen Chloratom verbunden sind. Jedes Mal, wenn eine neue Sauerstoff-Chlor-Bindung gebildet wird, wird die Elektronendichte vom Chloratom und damit von der O-Cl-Einfachbindung abgezogen. Dadurch verlässt die Elektronendichte teilweise die O-H-Bindung, die dadurch geschwächt wird.

Dieses Muster - Verstärkung der sauren Eigenschaften mit zunehmendem Oxidationsgrad des Zentralatoms - charakteristisch nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente. Beispielsweise ist Salpetersäure HNO 3, in der die Oxidationsstufe von Stickstoff +5 beträgt, stärker als salpetrige Säure HNO 2 (die Oxidationsstufe von Stickstoff beträgt +3); Schwefelsäure H 2 SO 4 (S +6) ist stärker als Schwefelsäure H 2 SO 3 (S +4).

Gewinnung von Säuren

1. Es können sauerstofffreie Säuren gewonnen werden durch direkte Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Es können einige sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden Wechselwirkung von Säureoxiden mit Wasser.

3. Es können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden durch Stoffwechselreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Einige Säuren können mit gewonnen werden Redoxreaktionen.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZH 3 PO 4 + 5NO 2

Saurer Geschmack, Einfluss auf Indikatoren, elektrische Leitfähigkeit, Wechselwirkung mit Metallen, basischen und amphoteren Oxiden, Basen und Salzen, Bildung von Estern mit Alkoholen – diese Eigenschaften sind anorganischen und organischen Säuren gemeinsam.

kann in zwei Arten von Reaktionen unterteilt werden:

1) sind üblich Für Säuren Reaktionen sind mit der Bildung von Hydroniumionen H 3 O + in wässrigen Lösungen verbunden;

2) Spezifisch(d. h. charakteristische) Reaktionen bestimmte Säuren.

Das Wasserstoffion kann eindringen Redox Reaktion, Reduktion zu Wasserstoff, sowie in einer zusammengesetzten Reaktion mit negativ geladenen oder neutralen Teilchen mit freien Elektronenpaaren, also in Säure-Base-Reaktionen.

Zu den allgemeinen Eigenschaften von Säuren gehören Reaktionen von Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff, zum Beispiel:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Säure-Base-Reaktionen umfassen Reaktionen mit basischen Oxiden und Basen sowie mit intermediären, basischen und manchmal sauren Salzen.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Beachten Sie, dass mehrbasige Säuren schrittweise dissoziieren und die Dissoziation bei jedem weiteren Schritt schwieriger ist. Daher werden bei einem Säureüberschuss am häufigsten saure Salze gebildet, nicht durchschnittliche.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

Auf den ersten Blick mag die Bildung saurer Salze überraschend erscheinen einbasisch Fluorwasserstoffsäure. Diese Tatsache lässt sich jedoch erklären. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenwasserstoffsäuren ist Flusssäure in Lösungen teilweise polymerisiert (aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen) und es können verschiedene Partikel (HF) X darin vorhanden sein, nämlich H 2 F 2, H 3 F 3 usw.

Ein Sonderfall des Säure-Basen-Gleichgewichts - Reaktionen von Säuren und Basen mit Indikatoren, die je nach Säuregehalt der Lösung ihre Farbe ändern. Indikatoren werden in der qualitativen Analyse zum Nachweis von Säuren und Basen eingesetzt in Lösungen.

Die am häufigsten verwendeten Indikatoren sind Lackmus(V neutral Umfeld lila, V sauer - Rot, V alkalisch - blau), Methylorange(V sauer Umfeld Rot, V neutral - orange, V alkalisch - gelb), Phenolphthalein(V stark alkalisch Umfeld himbeerrot, V neutral und sauer - farblos).

Spezifische Eigenschaften Es gibt zwei Arten verschiedener Säuren: erstens Reaktionen, die zur Bildung führen unlösliche Salze, und zweitens, Redoxtransformationen. Wenn die mit der Anwesenheit des H + -Ions verbundenen Reaktionen allen Säuren gemeinsam sind (qualitative Reaktionen zum Nachweis von Säuren), werden spezifische Reaktionen als qualitative Reaktionen für einzelne Säuren verwendet:

Ag + + Cl - = AgCl (weißer Niederschlag)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (weißer Niederschlag)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (gelber Niederschlag)

Einige spezifische Reaktionen von Säuren sind auf ihre Redoxeigenschaften zurückzuführen.

Anoxische Säuren in wässriger Lösung können nur oxidiert werden.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Sauerstoffhaltige Säuren können nur oxidiert werden, wenn sich das Zentralatom in ihnen in einer niedrigeren oder mittleren Oxidationsstufe befindet, wie zum Beispiel in schwefliger Säure:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

Viele sauerstoffhaltige Säuren, bei denen das Zentralatom die maximale Oxidationsstufe aufweist (S +6, N +5, Cr +6), weisen die Eigenschaften starker Oxidationsmittel auf. Konzentriertes H 2 SO 4 ist ein starkes Oxidationsmittel.

Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (konz.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Es sollte daran erinnert werden:

• Saure Lösungen reagieren mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden, unter einer Reihe von Bedingungen, von denen die wichtigste die Bildung eines löslichen Salzes als Ergebnis der Reaktion ist. Die Wechselwirkung von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) mit Metallen verläuft unterschiedlich.

Konzentrierte Schwefelsäure passiviert in der Kälte Aluminium, Eisen und Chrom.

• In Wasser zerfallen Säuren in Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten, zum Beispiel:

• Anorganische und organische Säuren reagieren mit basischen und amphoteren Oxiden, sofern ein lösliches Salz entsteht:

• Beide Säuren reagieren mit Basen. Mehrbasige Säuren können sowohl Zwischen- als auch Säuresalze bilden (das sind Neutralisationsreaktionen):

• Die Reaktion zwischen Säuren und Salzen findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder ein Gas entsteht:

Die Wechselwirkung von H 3 PO 4 mit Kalkstein wird aufgrund der Bildung des letzten unlöslichen Niederschlags von Ca 3 (PO 4) 2 auf der Oberfläche beendet.

Die Besonderheiten der Eigenschaften von Salpetersäure HNO 3 und konzentrierter Schwefelsäure H 2 SO 4 (konz.) beruhen auf der Tatsache, dass bei der Wechselwirkung mit einfachen Substanzen (Metallen und Nichtmetallen) die Oxidationsmittel keine H + -Kationen sind , sondern Nitrat- und Sulfationen. Es ist logisch zu erwarten, dass bei solchen Reaktionen kein Wasserstoff H2 entsteht, sondern andere Stoffe: notwendigerweise Salz und Wasser sowie je nach Konzentration eines der Produkte der Reduktion von Nitrat- oder Sulfationen von Säuren, die Position des Metalls in der Spannungsreihe und Reaktionsbedingungen (Temperatur, Grad der Metallmahlung usw.).

Diese Merkmale des chemischen Verhaltens von HNO 3 und H 2 SO 4 (konz.) veranschaulichen deutlich die These der chemischen Strukturtheorie über die gegenseitige Beeinflussung von Atomen in Stoffmolekülen.

Die Begriffe Volatilität und Stabilität (Stabilität) werden oft verwechselt. Flüchtige Säuren sind Säuren, deren Moleküle leicht in einen gasförmigen Zustand übergehen, also verdampfen. Salzsäure ist beispielsweise eine flüchtige, aber stabile Säure. Es ist unmöglich, die Flüchtigkeit instabiler Säuren zu beurteilen. Beispielsweise zerfällt nichtflüchtige, unlösliche Kieselsäure in Wasser und SiO 2. Wässrige Lösungen von Salz-, Salpeter-, Schwefel-, Phosphorsäure und einer Reihe anderer Säuren sind farblos. Eine wässrige Lösung von Chromsäure H 2 CrO 4 hat eine gelbe Farbe und Mangansäure HMnO 4 ist purpurrot.

Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:

Mendelejew-Tisch

Löslichkeitstabelle