Baze (hidroxizi)– substanţe complexe ale căror molecule conţin una sau mai multe grupări hidroxi OH. Cel mai adesea, bazele constau dintr-un atom de metal și o grupare OH. De exemplu, NaOH este hidroxid de sodiu, Ca(OH)2 este hidroxid de calciu etc.

Există o bază - hidroxid de amoniu, în care gruparea hidroxi este atașată nu de metal, ci de ionul NH 4 + (cation de amoniu). Hidroxidul de amoniu se formează atunci când amoniacul este dizolvat în apă (reacția de adăugare a apei la amoniac):

NH3 + H2O = NH4OH (hidroxid de amoniu).

Valența grupării hidroxi este 1. Numărul grupelor hidroxil din molecula de bază depinde de valența metalului și este egal cu aceasta. De exemplu, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 etc.

Toate motivele - solide care au culori diferite. Unele baze sunt foarte solubile în apă (NaOH, KOH etc.). Cu toate acestea, majoritatea nu sunt solubile în apă.

Bazele solubile în apă se numesc alcaline. Soluțiile alcaline sunt „săpunoase”, alunecoase la atingere și destul de caustice. Alcaliile includ hidroxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 etc.). Restul sunt insolubile.

Baze insolubile- sunt hidroxizi amfoteri, care acționează ca baze atunci când interacționează cu acizii și se comportă ca acizii cu alcalii.

Baze diferite au abilități diferite de a elimina grupările hidroxi, deci sunt împărțite în baze puternice și slabe.

Bazele tari din soluții apoase renunță cu ușurință la grupările lor hidroxi, dar bazele slabe nu.

Proprietăți chimice motive

Proprietățile chimice ale bazelor se caracterizează prin relația lor cu acizi, anhidride acide și săruri.

1. Acționați asupra indicatorilor. Indicatorii își schimbă culoarea în funcție de interacțiunea cu diferite chimicale. În soluțiile neutre au o culoare, în soluțiile acide au altă culoare. Când interacționează cu bazele, acestea își schimbă culoarea: indicatorul metil portocaliu se întoarce galben, indicator de turnesol - in Culoarea albastră, iar fenolftaleina devine fucsia.

2. Interacționează cu oxizii acizi cu formarea de sare si apa:

2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

3. Reacționează cu acizii, formând sare și apă. Reacția unei baze cu un acid se numește reacție de neutralizare, deoarece după terminarea ei mediul devine neutru:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reactioneaza cu sarurile formând o sare și o bază nouă:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Când sunt încălzite, se pot descompune în apă și oxidul principal:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Mai ai întrebări? Vrei să afli mai multe despre fundații?
Pentru a obține ajutor de la un tutor, înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!

site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.

Baze, hidroxizi amfoteri

Bazele sunt substanțe complexe formate din atomi de metal și una sau mai multe grupări hidroxil (-OH). Formula generala Me +y (OH) y, unde y este numărul de grupări hidroxo egal cu starea de oxidare a metalului Me. Tabelul arată clasificarea bazelor.

Proprietățile alcaline, hidroxizilor metalelor alcaline și alcalino-pământoase

1. Soluțiile apoase de alcalii sunt săpunoase la atingere și schimbă culoarea indicatorilor: turnesol - albastru, fenolftaleină - purpuriu.

2. Soluțiile apoase disociază:

3. Interacționează cu acizii, intrând într-o reacție de schimb:

Bazele poliacide pot da săruri medii și bazice:

4. Reacționează cu oxizii acizi, formând săruri medii și acide în funcție de bazicitatea acidului corespunzător acestui oxid:

5. Interacționează cu oxizii și hidroxizii amfoteri:

a) fuziune:

b) în soluții:

6. Interacționează cu sărurile solubile în apă dacă se formează un precipitat sau un gaz:

Bazele insolubile (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 etc.) interacționează cu acizii și se descompun atunci când sunt încălzite:

Hidroxizi amfoteri

Compușii amfoteri sunt compuși care, în funcție de condiții, pot fi atât donatori de cationi de hidrogen și prezintă proprietăți acide, cât și acceptorii lor, adică prezintă proprietăți bazice.

Proprietățile chimice ale compușilor amfoteri

1. Interacționând cu acizii puternici, aceștia prezintă proprietăți de bază:

Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCI2 + 2H2O

2. Interacționând cu alcalii - baze puternice, ele prezintă proprietăți acide:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( sare complexă)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sare complexă)

Compușii complecși sunt cei în care cel puțin o legătură covalentă este formată printr-un mecanism donor-acceptor.

Metoda generală de preparare a bazelor se bazează pe reacții de schimb, cu ajutorul cărora se pot obține atât baze insolubile, cât și solubile.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K2C03 + Ba(OH)2 = 2 KOH + BaC03↓

Când se obțin baze solubile prin această metodă, precipită o sare insolubilă.

Când se prepară baze insolubile în apă cu proprietăți amfotere, trebuie evitat excesul de alcali, deoarece poate apărea dizolvarea bazei amfotere, de exemplu:

AlCI3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCI

În astfel de cazuri, hidroxidul de amoniu este utilizat pentru a obține hidroxizi, în care hidroxizii amfoteri nu se dizolvă:

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

Hidroxizii de argint și mercur se descompun atât de ușor încât atunci când se încearcă obținerea lor prin reacție de schimb, în ​​loc de hidroxizi, oxizii precipită:

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

În industrie, alcaliile sunt obținute de obicei prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri.

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

Alcaliile pot fi obținute și prin reacția metalelor alcaline și alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apă.

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

SrO + H20 = Sr(OH)2

Acizi

Acizii sunt substanțe complexe ale căror molecule constau din atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți cu atomi de metal și reziduuri acide. În condiții normale, acizii pot fi solizi (H 3 PO 4 fosforic; siliciu H 2 SiO 3) și lichizi (în forma sa pură, acidul sulfuric H 2 SO 4 va fi lichid).

Gaze precum clorura de hidrogen HCl, bromura de hidrogen HBr, hidrogenul sulfurat H2S formează acizii corespunzători în soluții apoase. Numărul de ioni de hidrogen formați de fiecare moleculă de acid în timpul disocierii determină sarcina reziduului acid (anion) și bazicitatea acidului.

Conform teoria protolitică a acizilor și bazelor, propus simultan de chimistul danez Brønsted și chimistul englez Lowry, un acid este o substanță despicandu-se cu aceasta reactie protoni, A bază- o substanta care poate acceptă protoni.

acid → bază + H +

Pe baza unor astfel de idei, este clar proprietățile de bază ale amoniacului, care, datorită prezenței unei perechi de electroni singuri la atomul de azot, acceptă efectiv un proton atunci când interacționează cu acizii, formând un ion de amoniu printr-o legătură donor-acceptor.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

acid bază acid bază

Mai mult definiție generală acizi si baze propus de chimistul american G. Lewis. El a sugerat că interacțiunile acido-bazice sunt complet nu apar neapărat cu transferul de protone.În determinarea Lewis a acizilor și bazelor, rolul principal în reacțiile chimice îl joacă perechi de electroni

Se numesc cationi, anioni sau molecule neutre care pot accepta una sau mai multe perechi de electroni acizi Lewis.

De exemplu, fluorura de aluminiu AlF 3 este un acid, deoarece este capabil să accepte o pereche de electroni atunci când interacționează cu amoniacul.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Cationii, anionii sau moleculele neutre capabile să doneze perechi de electroni se numesc baze Lewis (amoniacul este o bază).

Definiția lui Lewis acoperă toate procesele acido-bazice care au fost luate în considerare de teoriile propuse anterior. Tabelul compară definițiile acizilor și bazelor utilizate în prezent.

Nomenclatura acizilor

Deoarece există diferite definiții ale acizilor, clasificarea și nomenclatura lor sunt destul de arbitrare.

În funcție de numărul de atomi de hidrogen capabili de eliminare într-o soluție apoasă, acizii sunt împărțiți în monobază(de exemplu, HF, HNO 2), dibazic(H2C03, H2S04) şi tribazic(H3PO4).

În funcție de compoziția acidului, acestea sunt împărțite în fără oxigen(HCI, H2S) şi conţinând oxigen(HCI04, HNO3).

De obicei denumirile acizilor care conțin oxigen sunt derivate din numele non-metalului cu adăugarea terminațiilor -kai, -vaya, dacă starea de oxidare a nemetalului este egală cu numărul grupului. Pe măsură ce starea de oxidare scade, sufixele se schimbă (în ordinea descrescătoare a stării de oxidare a metalului): -opac, ruginit, -ovin:

Dacă luăm în considerare polaritatea legăturii hidrogen-nemetal într-o perioadă, putem lega cu ușurință polaritatea acestei legături de poziția elementului în tabelul periodic. Din atomii de metal, care pierd cu ușurință electroni de valență, atomii de hidrogen acceptă acești electroni, formând o înveliș stabilă de doi electroni, ca învelișul unui atom de heliu, și dau hidruri metalice ionice.

În compușii cu hidrogen ai elementelor grupelor III-IV ale Tabelului Periodic, borul, aluminiul, carbonul și siliciul formează legături covalente, slab polare, cu atomii de hidrogen care nu sunt predispuși la disociere. Pentru elementele grupelor V-VII din Tabelul periodic, într-o perioadă, polaritatea legăturii nemetal-hidrogen crește odată cu sarcina atomului, dar distribuția sarcinilor în dipolul rezultat este diferită față de compușii cu hidrogen ai elementelor care tind să doneze electroni. Atomii nemetalici, care necesită mai mulți electroni pentru a completa învelișul de electroni, atrag (polariză) o pereche de electroni de legătură cu cât mai puternic, cu atât sarcina nucleară este mai mare. Prin urmare, în seria CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF sau SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, legăturile cu atomii de hidrogen, rămânând covalente, devin mai polare în natură, iar atomul de hidrogen din dipolul legătură element-hidrogen devine mai electropozitiv. Dacă moleculele polare se găsesc într-un solvent polar, poate avea loc un proces de disociere electrolitică.

Să discutăm despre comportamentul acizilor care conțin oxigen în soluții apoase. Acești acizi au o legătură H-O-E și, în mod natural, polaritatea legăturii H-O este afectată de Conexiune O-E. Prin urmare, acești acizi, de regulă, se disociază mai ușor decât apa.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Să ne uităm la câteva exemple proprietățile acizilor care conțin oxigen, format din elemente care sunt capabile să prezinte diferite grade de oxidare. Se știe că acid hipocloros HCIO foarte slab acid cloros HClO 2 de asemenea slab, dar mai puternic decât acidul hipocloros, HClO 3 puternic. Acidul percloric HClO4 este unul dintre cel mai puternic acizi anorganici.

Pentru disocierea de tip acid (cu eliminarea ionului H), este necesară o ruptură Conexiuni O-N. Cum putem explica scăderea rezistenței acestei legături în seria HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? În această serie, numărul de atomi de oxigen asociați cu atomul central de clor crește. De fiecare dată când se formează o nouă legătură oxigen-clor, densitatea electronică este extrasă din atomul de clor și, prin urmare, din legătura simplă O-Cl. Ca urmare, densitatea electronică părăsește parțial legătura O-H, care este slăbită ca urmare.

Acest model - întărirea proprietăților acide cu creșterea gradului de oxidare a atomului central - caracteristic nu numai clorului, ci și altor elemente. De exemplu, acidul azotic HNO 3, în care starea de oxidare a azotului este +5, este mai puternic decât acidul azot HNO 2 (starea de oxidare a azotului este +3); acidul sulfuric H 2 SO 4 (S +6) este mai puternic decât acidul sulfuros H 2 SO 3 (S +4).

Obținerea acizilor

1. Se pot obține acizi fără oxigen prin combinarea directă a nemetalelor cu hidrogenul.

H2 + CI2 → 2HCI,

H2 + S ⇆ H2S

2. Se pot obține unii acizi care conțin oxigen interacțiunea oxizilor acizi cu apa.

3. Se pot obține atât acizi fără oxigen, cât și care conțin oxigen prin reactii metaboliceîntre săruri şi alţi acizi.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuS04 + H2S = H2S04 + CuS↓

FeS + H2S04 (pazb) = H2S + FeS04

NaCI (T) + H2S04 (conc) = HCI + NaHS04

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O

4. Unii acizi pot fi obținuți folosind reacții redox.

H2O2 + SO2 = H2SO4

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

Gust acru, efect asupra indicatorilor, conductivitate electrică, interacțiune cu metale, oxizi bazici și amfoteri, baze și săruri, formare de esteri cu alcooli - aceste proprietăți sunt comune acizilor anorganici și organici.

pot fi împărțite în două tipuri de reacții:

1) sunt comune Pentru acizi reacțiile sunt asociate cu formarea ionului de hidroniu H 3 O + în soluții apoase;

2) specific reacții (adică caracteristice). acizi specifici.

Ionul de hidrogen poate intra în redox reacție, reducând la hidrogen, precum și într-o reacție compusă cu particule încărcate negativ sau neutre care au perechi singure de electroni, adică reacții acido-bazice.

Proprietățile generale ale acizilor includ reacțiile acizilor cu metalele din seria de tensiune până la hidrogen, de exemplu:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Reacțiile acido-bazice includ reacții cu oxizi și baze bazice, precum și cu săruri intermediare, bazice și uneori acide.

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

Mg(HCO3)2 + 2HCI = MgCl2 + 2CO2 + 2H2O

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

Rețineți că acizii polibazici se disociază treptat, iar la fiecare etapă ulterioară disocierea este mai dificilă, prin urmare, cu un exces de acid, cel mai adesea se formează săruri acide, mai degrabă decât cele medii.

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

Na2S + H3PO4 = Na2HP04 + H2S

NaOH + H3P04 = NaH2P04 + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O

La prima vedere, educația poate părea surprinzătoare săruri acide monobază acid hidrofloric. Cu toate acestea, acest fapt poate fi explicat. Spre deosebire de toți ceilalți acizi halogenați, acidul fluorhidric din soluții este parțial polimerizat (datorită formării legăturilor de hidrogen) și pot fi prezente diferite particule (HF) X în el, și anume H 2 F 2, H 3 F 3 etc.

Un caz special de echilibru acido-bazic - reactii ale acizilor si bazelor cu indicatori care isi schimba culoarea in functie de aciditatea solutiei. Indicatorii sunt utilizați în analiza calitativă pentru a detecta acizi și baze in solutii.

Cei mai des utilizați indicatori sunt turnesol(V neutru mediu inconjurator Violet, V acru - roșu, V alcalin - albastru), metil portocaliu(V acru mediu inconjurator roșu, V neutru - portocale, V alcalin - galben), fenolftaleină(V foarte alcalin mediu inconjurator rosu zmeura, V neutru si acid - incolor).

Proprietăți specifice diferiți acizi pot fi de două tipuri: în primul rând, reacții care duc la formare săruri insolubile, si in al doilea rand, transformări redox. Dacă reacțiile asociate cu prezența ionului H + sunt comune tuturor acizilor (reacții calitative pentru detectarea acizilor), reacțiile specifice sunt utilizate ca reacții calitative pentru acizii individuali:

Ag + + Cl - = AgCl (precipitat alb)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (precipitat alb)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (precipitat galben)

Unele reacții specifice ale acizilor se datorează proprietăților lor redox.

Acizii anoxici într-o soluție apoasă pot fi doar oxidați.

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

H2S + Br2 = S + 2НВг

Acizii care conțin oxigen pot fi oxidați numai dacă atomul central din ei se află într-o stare de oxidare inferioară sau intermediară, ca, de exemplu, în acidul sulfuros:

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

Mulți acizi care conțin oxigen, în care atomul central are starea de oxidare maximă (S +6, N +5, Cr +6), prezintă proprietățile agenților oxidanți puternici. H2SO4 concentrat este un agent oxidant puternic.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Trebuie amintit că:

• Soluțiile acide reacționează cu metalele care se află în stânga hidrogenului în seria tensiunii electrochimice, supuse unui număr de condiții, dintre care cea mai importantă este formarea unei săruri solubile ca urmare a reacției. Interacțiunea HNO 3 și H 2 SO 4 (conc.) cu metalele se desfășoară diferit.

Acidul sulfuric concentrat la rece pasivează aluminiul, fierul și cromul.

• În apă, acizii se disociază în cationi de hidrogen și anioni ai reziduurilor acide, de exemplu:

• Acizii anorganici și organici reacționează cu oxizii bazici și amfoteri, cu condiția să se formeze o sare solubilă:

• Ambii acizi reacţionează cu bazele. Acizii polibazici pot forma atât săruri intermediare, cât și săruri acide (acestea sunt reacții de neutralizare):

• Reacția dintre acizi și săruri are loc numai dacă se formează un precipitat sau un gaz:

Interacțiunea H 3 PO 4 cu calcarul se va opri din cauza formării ultimului precipitat insolubil de Ca 3 (PO 4) 2 la suprafață.

Particularitățile proprietăților acizilor HNO 3 nitric și H 2 SO 4 concentrat sulfuric (conc.) se datorează faptului că atunci când interacționează cu substanțe simple (metale și nemetale), agenții de oxidare nu vor fi cationi H + , dar ioni de azotat și sulfat. Este logic să ne așteptăm ca în urma unor astfel de reacții să nu se formeze hidrogen H2, ci să se obțină alte substanțe: neapărat sare și apă, precum și unul dintre produsele reducerii ionilor de nitrat sau sulfat, în funcție de concentrație. a acizilor, poziția metalului în seria de tensiuni și condițiile de reacție (temperatura, gradul de șlefuire a metalului etc.).

Aceste caracteristici ale comportării chimice a HNO 3 și H 2 SO 4 (conc.) ilustrează clar teza teoriei structurii chimice despre influența reciprocă a atomilor în moleculele substanțelor.

Conceptele de volatilitate și stabilitate (stabilitate) sunt adesea confundate. Acizii volatili sunt acizi ale căror molecule trec cu ușurință în stare gazoasă, adică se evaporă. De exemplu, acid clorhidric este un acid volatil, dar stabil, stabil. Este imposibil să se judece volatilitatea acizilor instabili. De exemplu, acidul silicic nevolatil, insolubil se descompune în apă și SiO2. Soluțiile apoase de acizi clorhidric, nitric, sulfuric, fosforic și o serie de alți acizi sunt incolore. O soluție apoasă de acid cromic H2CrO4 are culoarea galbenă, iar acidul mangan HMnO4 este purpuriu.

Material de referință pentru susținerea testului:

Masa lui Mendeleev

Tabelul de solubilitate

Motive – substanțe complexe care constau dintr-un cation metalic Me + (sau un cation asemănător metalului, de exemplu, ion de amoniu NH 4 +) și un anion hidroxid OH -.

Pe baza solubilității lor în apă, bazele se împart în solubil (alcali) Și baze insolubile . De asemenea este si fundații instabile, care se descompun spontan.

Obținerea de terenuri

1. Interacțiunea oxizilor bazici cu apa. În acest caz, numai acei oxizi care corespund unei baze solubile (alcali). Acestea. în acest fel nu poţi decât să obţii alcaline:

oxid bazic + apă = bază

De exemplu , oxid de sodiu se formează în apă hidroxid de sodiu(hidroxid de sodiu):

Na2O + H2O → 2NaOH

În același timp despre oxid de cupru (II). Cu apă nu reactioneaza:

CuO + H20≠

2. Interacțiunea metalelor cu apa. în care reactioneaza cu apain conditii normalenumai metale alcaline(litiu, sodiu, potasiu, rubidiu, cesiu), calciu, stronțiu și bariu.În acest caz, are loc o reacție redox, hidrogenul este agentul de oxidare, iar metalul este agentul reducător.

metal + apă = alcali + hidrogen

De exemplu, potasiu reactioneaza cu apă foarte furtunoasa:

2K0 + 2H2 + O → 2K + OH + H20

3. Electroliza soluţiilor unor săruri de metale alcaline. De regulă, pentru a obține alcalii, se efectuează electroliza soluții de săruri formate din metale alcaline sau alcalino-pământoase și acizi fără oxigen (cu excepția acidului fluorhidric) - cloruri, bromuri, sulfuri etc. Această problemă este discutată mai detaliat în articol .

De exemplu , electroliza clorurii de sodiu:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + CI2

4. Bazele se formează prin interacțiunea altor alcaline cu sărurile. În acest caz, ele interacționează numai substante solubile, iar în produse ar trebui să se formeze o sare insolubilă sau o bază insolubilă:

sau

alcali + sare 1 = sare 2 ↓ + alcali

De exemplu: Carbonatul de potasiu reacţionează în soluţie cu hidroxidul de calciu:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

De exemplu: Clorura de cupru (II) reacţionează în soluţie cu hidroxidul de sodiu. În acest caz, cade precipitat de hidroxid de cupru(II) albastru:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Proprietățile chimice ale bazelor insolubile

1. Bazele insolubile reacţionează cu acizii tari şi cu oxizii acestora (și niște acizi medii). În acest caz, sare si apa.

bază insolubilă + acid = sare + apă

bază insolubilă + oxid acid = sare + apă

De exemplu ,Hidroxidul de cupru (II) reacţionează cu acidul clorhidric puternic:

Cu(OH)2 + 2HCI = CuCl2 + 2H2O

În acest caz, hidroxidul de cupru (II) nu interacționează cu oxidul acid slab acid carbonic - dioxid de carbon:

Cu(OH)2 + CO2≠

2. Bazele insolubile se descompun atunci când sunt încălzite în oxid și apă.

De exemplu, Hidroxidul de fier (III) se descompune în oxid de fier (III) și apă când este încălzit:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Bazele insolubile nu reacţioneazăcu oxizi şi hidroxizi amfoteri.

bază insolubilă + oxid amfoter ≠

bază insolubilă + hidroxid amfoter ≠

4. Unele baze insolubile pot acționa caagenţi reducători. Agenții reducători sunt baze formate din metale cu minim sau stare intermediară de oxidare, care le pot crește starea de oxidare (hidroxid de fier (II), hidroxid de crom (II) etc.).

De exemplu , Hidroxidul de fier (II) poate fi oxidat cu oxigenul atmosferic în prezența apei la hidroxid de fier (III):

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

Proprietățile chimice ale alcalinelor

1. Alcalii reacţionează cu oricare acizi - atât puternici, cât și slabi . În acest caz, se formează sare medie și apă. Aceste reacții se numesc reacții de neutralizare. Educația este de asemenea posibilă sare acra, dacă acidul este polibazic, la un anumit raport de reactivi, sau în exces de acid. ÎN exces de alcali se formează sare medie și apă:

alcali (exces) + acid = sare medie + apă

alcali + acid polibazic (exces) = sare acidă + apă

De exemplu , Hidroxidul de sodiu, atunci când interacționează cu acidul fosforic tribazic, poate forma 3 tipuri de săruri: dihidrogen fosfați, fosfati sau hidrofosfați.

În acest caz, fosfatii dihidrogenați se formează într-un exces de acid sau când raportul molar (raportul cantităților de substanțe) al reactivilor este de 1:1.

NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O

Când raportul molar dintre alcalii și acid este de 2:1, se formează hidrofosfați:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

Într-un exces de alcali sau cu un raport molar alcalin la acid de 3:1, se formează fosfatul de metal alcalin.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alcalii reacţionează cuoxizi și hidroxizi amfoteri. în care în topitură se formează săruri obișnuite , A în soluție - săruri complexe .

alcali (topiti) + oxid amfoter = sare medie + apa

alcalii (topiti) + hidroxid amfoter = sare medie + apa

alcali (soluție) + oxid amfoter = sare complexă

alcali (soluție) + hidroxid amfoter = sare complexă

De exemplu , când hidroxidul de aluminiu reacţionează cu hidroxidul de sodiu în topire se formează aluminat de sodiu. Un hidroxid mai acid formează un reziduu acid:

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

A in solutie se formează o sare complexă:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Vă rugăm să rețineți cum este compusă formula complexă de sare:mai întâi selectăm atomul central (laDe regulă, este un metal hidroxid amfoter).Apoi adăugăm la el liganzi- în cazul nostru aceștia sunt ioni de hidroxid. Numărul de liganzi este de obicei de 2 ori mai mare decât starea de oxidare a atomului central. Dar complexul de aluminiu este o excepție, numărul său de liganzi este cel mai adesea 4. Închidem fragmentul rezultat între paranteze drepte - acesta este un ion complex. Determinăm încărcătura acestuia și adăugăm numărul necesar de cationi sau anioni la exterior.

3. Alcalii interacționează cu oxizii acizi. În același timp, educația este posibilă acru sau sare medie, în funcție de raportul molar dintre alcalii și oxidul acid. Într-un exces de alcali, se formează o sare medie, iar într-un exces de oxid acid, se formează o sare acidă:

alcali (exces) + oxid acid = sare medie + apă

sau:

alcali + oxid acid (exces) = sare acidă

De exemplu , când interacționează hidroxid de sodiu în exces Cu dioxid de carbon, se formează carbonat de sodiu și apă:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

Și când interacționezi exces de dioxid de carbon cu hidroxid de sodiu se formează numai bicarbonat de sodiu:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Alcalii interacționează cu sărurile. Reacţionează alcalinele numai cu săruri solubile in solutie, cu conditia ca În alimente se formează gaze sau sedimente . Astfel de reacții au loc în funcție de mecanism schimb de ioni.

alcali + sare solubilă = sare + hidroxid corespunzător

Alcaliile interacționează cu soluții de săruri metalice, care corespund hidroxizilor insolubili sau instabili.

De exemplu, hidroxidul de sodiu reacţionează cu sulfatul de cupru în soluţie:

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

De asemenea alcalii reacţionează cu soluţiile de săruri de amoniu.

De exemplu , Hidroxidul de potasiu reacţionează cu soluţia de azotat de amoniu:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Când sărurile metalelor amfotere interacționează cu excesul de alcali, se formează o sare complexă!

Să ne uităm la această problemă mai detaliat. Dacă sarea formată de metalul căruia îi corespunde hidroxid amfoter , interacționează cu o cantitate mică de alcali, apoi are loc reacția de schimb obișnuită și are loc un precipitathidroxidul acestui metal .

De exemplu , excesul de sulfat de zinc reacționează în soluție cu hidroxid de potasiu:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Cu toate acestea, în această reacție nu se formează o bază, ci hidroxid mfoter. Și, așa cum am indicat deja mai sus, hidroxizii amfoteri se dizolvă în alcalii în exces pentru a forma săruri complexe . T Astfel, atunci când sulfatul de zinc reacționează cu exces de soluție de alcali se formează o sare complexă, nu se formează precipitat:

ZnS04 + 4KOH = K2 + K2SO4

Astfel, obținem 2 scheme de interacțiune a sărurilor metalice, care corespund hidroxizilor amfoteri, cu alcalii:

sare de metal amfoter (exces) + alcali = hidroxid amfoter↓ + sare

amph.sare metalică + alcali (exces) = sare complexă + sare

5. Alcalii interacționează cu sărurile acide.În acest caz, se formează săruri medii sau săruri mai puțin acide.

sare acru + alcali = sare medie + apă

De exemplu , Hidrosulfitul de potasiu reacționează cu hidroxidul de potasiu pentru a forma sulfit de potasiu și apă:

KHS03 + KOH = K2SO3 + H2O

Este foarte convenabil să determinați proprietățile sărurilor acide prin spargerea mentală a sării acide în 2 substanțe - acid și sare. De exemplu, spargem bicarbonatul de sodiu NaHCO3 în acid uolic H2CO3 și carbonatul de sodiu Na2CO3. Proprietățile bicarbonatului sunt în mare măsură determinate de proprietățile acidului carbonic și de proprietățile carbonatului de sodiu.

6. Alcalii interacționează cu metalele în soluție și se topesc. În acest caz, are loc o reacție de oxidare-reducere, formându-se în soluție sare complexăȘi hidrogen, în topire - sare medieȘi hidrogen.

Notă! Doar acele metale al căror oxid cu starea de oxidare pozitivă minimă a metalului este amfoter reacţionează cu alcalii în soluţie!

De exemplu , fier nu reacționează cu soluția alcalină, oxidul de fier (II) este bazic. A aluminiu se dizolvă în soluție apoasă de alcali, oxidul de aluminiu este amfoter:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alcaliile interacționează cu nemetale. În acest caz, apar reacții redox. De obicei, nemetalele sunt disproporționate în alcalii. Ei nu răspund cu alcalii oxigen, hidrogen, azot, carbon și gaze inerte (heliu, neon, argon etc.):

NaOH +O2 ≠

NaOH +N2≠

NaOH +C ≠

Sulf, clor, brom, iod, fosforși alte nemetale disproporţionatîn alcaline (adică se autooxidează și se auto-recuperează).

De exemplu, clorulatunci când interacționați cu leșie rece intră în stările de oxidare -1 și +1:

2NaOH +Cl20 = NaCI - + NaOCl + + H2O

Clor atunci când interacționați cu leșie fierbinte intră în stările de oxidare -1 și +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl - + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Siliciu oxidat de alcaline la starea de oxidare +4.

De exemplu, in solutie:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O= NaCl - + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Fluorul oxidează alcalii:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Puteți citi mai multe despre aceste reacții în articol.

8. Alcaliile nu se descompun atunci când sunt încălzite.

Excepția este hidroxidul de litiu:

2LiOH = Li2O + H2O

1. Bază + sare acidă + apă

KOH + HCI
KCI + H2O.

2. Bază + oxid acid
sare + apa

2KOH + SO 2
K2S03 + H2O.

3. Alcali + oxid/hidroxid amfoter
sare + apa

2NaOH (tv) + Al2O3
2NaAl02 + H20;

NaOH (solid) + Al(OH) 3
NaAl02 + 2H20.

Reacția de schimb între o bază și o sare are loc numai în soluție (atât baza, cât și sarea trebuie să fie solubile) și numai dacă cel puțin unul dintre produse este un precipitat sau un electrolit slab (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH)2 + Na2S04
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4CI
BaCI2 + NH4OH.

Doar bazele de metale alcaline, cu excepția LiOH, sunt rezistente la căldură

Ca(OH)2
CaO + H20;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (s) + Zn
Na2ZnO2 + H2.

ACIZI

Acizi din poziția TED se numesc substanțe complexe care se disociază în soluții pentru a forma ionul de hidrogen H +.

Clasificarea acizilor

1. După numărul de atomi de hidrogen capabili de eliminare într-o soluție apoasă, acizii se împart în monobază(HF, HNO2), dibazic(H2CO3, H2SO4), tribazic(H3PO4).

2. După compoziția acidului se împart în fără oxigen(HCI, H2S) şi conţinând oxigen(HCI04, HNO3).

3. După capacitatea acizilor de a se disocia în soluții apoase, aceștia se împart în slabȘi puternic. Molecule acizi tariîn soluţii apoase se dezintegrează complet în ioni iar disocierea lor este ireversibilă.

De exemplu, HCI
H + + CI-;

H2SO4
H++HSO .

Acizii slabi se disociază reversibil, adică moleculele lor în soluții apoase se dezintegrează în ioni parțial, iar cele polibazice - treptat.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

1) H2S
HS - + H + , 2) HS -
H++ S2-.

Se numește porțiunea unei molecule de acid fără unul sau mai mulți ioni de hidrogen H+ reziduu acid. Sarcina unui reziduu de acid este întotdeauna negativă și este determinată de numărul de ioni H + îndepărtați din molecula de acid. De exemplu, acidul ortofosforic H3PO4 poate forma trei resturi acide: H2PO - ion fosfat dihidrogen, HPO - ion fosfat hidrogen, PO - ion fosfat.

Denumirile acizilor fără oxigen sunt compuse prin adăugarea terminației - hidrogen la rădăcina numelui rusesc al elementului care formează acid (sau la numele unui grup de atomi, de exemplu, CN - - cyan): HCl - acid clorhidric (acid clorhidric), H 2 S - acid hidrosulfurat, HCN - acid cianhidric (acid cianhidric).

Numele acizilor care conțin oxigen sunt, de asemenea, formate din numele rusesc al elementului care formează acid, cu adăugarea cuvântului „acid”. În acest caz, numele acidului în care elementul se află în cel mai înalt grad de oxidare se termină în „... ovule” sau „... ovule”, de exemplu, H 2 SO 4 este acid sulfuric, H 3 AsO 4 este acidul arsenic. Odată cu scăderea stării de oxidare a elementului care formează acid, terminațiile se schimbă în următoarea secvență: "... naya"(HClO 4 – acid percloric), "...eh"(HClO 3 – acid percloric), "...obosit"(HClO 2 – acid cloros), "...ovous"(HClO este acid hipocloros). Dacă un element formează acizi în timp ce se află în doar două stări de oxidare, atunci numele acidului care corespunde celei mai scăzute stări de oxidare a elementului primește terminația „... pur” (HNO 3 - acid azotic, HNO 2 - acid azot) .

Același oxid acid (de exemplu, P2O5) poate corespunde mai multor acizi care conțin un atom dintr-un element dat în moleculă (de exemplu, HPO3 și H3PO4). În astfel de cazuri, numele acidului care conține cel mai mic număr atomi de oxigen din moleculă, se adaugă prefixul „meta...”, iar la numele acidului care conține cel mai mare număr de atomi de oxigen din moleculă este prefixul „orto...” (HPO 3 - acid metafosforic, H3PO4 - acid ortofosforic).

Dacă o moleculă de acid conține mai mulți atomi ai unui element care formează acid, atunci la numele său se adaugă un prefix numeric, de exemplu, H 4 P 2 O 7 - Două acid fosforic, H 2 B 4 O 7 – patru acid boric.

H2S05H2S2O8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H-O-O O O O

Acid peroxosulfuric Acid peroxosulfuric

Proprietățile chimice ale acizilor

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuS04 + H20.

2HCI + BeO
BeCI2 + H20.

Acizii interacționează cu soluțiile de sare dacă acest lucru are ca rezultat formarea unei sări insolubile în acizi sau a unui acid mai slab (volatil) în comparație cu acidul original.

H2S04 + BaCl2
BaSO4 +2HCI;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H2CO3
H2O + CO2.

H2S04 (diluat) + Fe
FeS04 + H2;

HCI + Cu .

Figura 2 prezintă interacțiunea acizilor cu metalele.

ACID - OXIDANT

Metalul în seria de tensiuni după H 2

+
nicio reactie

Metal în domeniul de tensiune până la N 2

+
sare metalică + H2

la gradul min

H2S04 concentrat

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oxidare (s.o.)

+
nicio reactie

/Mq/Zn

in functie de conditii

Sulfat metalic în max s.o.

+
+ +

Metal (altele)

+
+ +

HNO3 concentrat

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
nicio reactie

Metal alcalin/alcalino-pământos

Nitrat de metal în max d.o.

Metal (altele; Al, Cr, Fe, Co, Ni atunci când este încălzit)

TN+

+

HNO 3 diluat

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
nicio reactie

Metal alcalin/alcalino-pământos

NH3 (NH4NO3)

Nitratmetal

la in max s.o.

+
+

Metal (restul în curtea tensiunilor până la N 2)

NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)

in functie de conditii

+

Metal (restul din seria tensiunilor după H 2)

Fig.2. INTERACȚIA ACIZILOR CU METALELE

SARE

Săruri - Acestea sunt substanțe complexe care se disociază în soluții pentru a forma ioni încărcați pozitiv (cationi - reziduuri bazice), cu excepția ionilor de hidrogen, și ionii încărcați negativ (anioni - reziduuri acide), alții decât ionii de hidroxid.

Proprietăți generale bazele se datorează prezenței ionului OH - în soluțiile lor, care creează un mediu alcalin în soluție (fenolftaleina devine purpurie, metil portocaliu devine galben, turnesolul devine albastru).

1. Proprietățile chimice ale alcalinelor:

1) interacțiunea cu oxizii acizi:

2KOH+C02®K2C03 +H20;

2) reacție cu acizi (reacție de neutralizare):

2NaOH+ H2S04®Na2S04 +2H20;

3) interacțiune cu sărurile solubile (doar dacă, atunci când un alcali acționează asupra unei săruri solubile, se formează un precipitat sau se eliberează un gaz):

2NaOH+ CuSO4 ®Cu(OH)2 ¯+Na2SO4,

Ba(OH)2+Na2SO4®BaS04 ¯+2NaOH, KOH(conc.)+NH4CI(cristalin)®NH3+KCI+H2O.

2. Proprietățile chimice ale bazelor insolubile:

1) interacțiunea bazelor cu acizii:

Fe(OH)2 +H2S04®FeS04 +2H20;

2) descompunerea la încălzire. Când sunt încălzite, bazele insolubile se descompun în oxid de bază și apă:

Cu(OH)2®CuO+H20

Sfârșitul lucrării -

Acest subiect aparține secțiunii:

Studii moleculare atomice în chimie. Atom. Moleculă. Element chimic. Mol. Substanțe simple complexe. Exemple

Învățături moleculare atomice în chimie atom moleculă element chimic mole exemple simple de substanțe complexe.. baza teoretica chimia modernă este atomo-moleculară.. atomii sunt cele mai mici particule chimice care sunt limita chimiei..

Dacă aveți nevoie de material suplimentar pe această temă, sau nu ați găsit ceea ce căutați, vă recomandăm să utilizați căutarea în baza noastră de date de lucrări:

Ce vom face cu materialul primit:

Dacă acest material ți-a fost util, îl poți salva pe pagina ta de pe rețelele sociale:

Tweet

Toate subiectele din această secțiune:

Obținerea de terenuri
1. Prepararea alcalinelor: 1) interacțiunea metalelor alcaline sau alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apa: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Nomenclatura acizilor
Denumirile acizilor sunt derivate din elementul din care se formează acidul. În același timp, denumirile acizilor fără oxigen au de obicei terminația -hidrogen: HCl - clorhidric, HBr - bromhidric

Proprietățile chimice ale acizilor
Proprietățile generale ale acizilor în soluții apoase sunt determinate de prezența ionilor de H+ formați în timpul disocierii moleculelor de acid, astfel, acizii sunt donatori de protoni: HxAn«xH+

Obținerea acizilor
1) interacțiunea oxizilor acizi cu apa: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Proprietățile chimice ale sărurilor acide
1) sărurile acide conțin atomi de hidrogen care pot lua parte la reacția de neutralizare, astfel încât pot reacționa cu alcalii, transformându-se în săruri medii sau alte acide - cu un număr mai mic

Obținerea sărurilor acide
Sarea acidă se poate obține: 1) prin reacția de neutralizare incompletă a unui acid polibazic cu o bază: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Săruri de bază.
Bazice (sărurile hidroxo) sunt săruri care se formează ca urmare a înlocuirii incomplete a ionilor de hidroxid ai bazei cu anioni acizi. Baze unice acide, de exemplu NaOH, KOH,

Proprietățile chimice ale sărurilor bazice
1) sărurile bazice conțin grupări hidroxo care pot lua parte la reacția de neutralizare, deci pot reacționa cu acizii, transformându-se în săruri intermediare sau săruri bazice cu mai puține

Prepararea sărurilor bazice
Sarea principală poate fi obținută: 1) prin reacția de neutralizare incompletă a bazei cu un acid: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Săruri medii.
Sărurile medii sunt produsele înlocuirii complete a ionilor H+ ai unui acid cu ioni metalici; ele pot fi considerate şi ca produse de înlocuire completă a ionilor OH ai anionului de bază

Nomenclatura sărurilor medii
În nomenclatura rusă (utilizată în practica tehnologică) există următoarea ordine de denumire a sărurilor medii: cuvântul este adăugat la rădăcina numelui unui acid care conține oxigen.

Proprietățile chimice ale sărurilor medii
1) Aproape toate sărurile sunt compuși ionici, prin urmare, într-o topitură și într-o soluție apoasă, ele se disociază în ioni (când trece curentul prin soluții sau săruri topite, are loc procesul de electroliză).

Prepararea sărurilor medii
Majoritatea metodelor de obținere a sărurilor se bazează pe interacțiunea unor substanțe de natură opusă - metale cu nemetale, oxizi acizi cu cei bazici, baze cu acizi (vezi Tabelul 2).

Structura atomului.
Un atom este o particulă neutră din punct de vedere electric, constând dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ. Numărul atomic al unui element din Tabelul Periodic al Elementelor este egal cu sarcina nucleului

Compoziția nucleelor ​​atomice
Nucleul este format din protoni și neutroni. Numărul de protoni este egal cu numărul atomic al elementului. Numărul de neutroni din nucleu este egal cu diferența dintre numărul de masă al izotopului și

Electron
Electronii se rotesc în jurul nucleului pe anumite orbite staționare. Mișcându-se de-a lungul orbitei sale, un electron nu emite și nu absoarbe energie electromagnetică. Are loc emisia sau absorbția de energie

Regula pentru umplerea nivelurilor electronice și a subnivelurilor elementelor
Numărul de electroni care pot fi la un nivel de energie este determinat de formula 2n2, unde n este numărul nivelului. Umplerea maximă a primelor patru niveluri de energie: pentru primul

Energia de ionizare, afinitatea electronică, electronegativitatea.
Energia de ionizare a unui atom. Energia necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom neexcitat se numește prima energie de ionizare (potențial) I: E + I = E+ + e- Energia de ionizare

Legătură covalentă
În cele mai multe cazuri, atunci când se formează o legătură, electronii atomilor legați sunt împărțiți. Acest tip de legătură chimică se numește legătură covalentă (prefixul „co-” în latină

Conexiuni Sigma și pi.
Legături Sigma (σ)-, pi (π) - o descriere aproximativă a tipurilor de legături covalente în moleculele diferiților compuși, legătura σ este caracterizată prin faptul că densitatea norului de electroni este maximă

Formarea unei legături covalente printr-un mecanism donor-acceptor.
Pe lângă mecanismul omogen de formare a legăturilor covalente prezentat în secțiunea anterioară, există un mecanism eterogen - interacțiunea ionilor încărcați opus - protonul H+ și

Legături chimice și geometrie moleculară. BI3, PI3
Figura 3.1 Adăugarea elementelor dipol în moleculele NH3 și NF3

Legături polare și nepolare
O legătură covalentă se formează ca urmare a partajării electronilor (pentru a forma perechi de electroni comune), care are loc în timpul suprapunerii norilor de electroni. In educatie

Legătură ionică
O legătură ionică este o legătură chimică care are loc prin interacțiunea electrostatică a ionilor încărcați opus. Astfel, procesul de educaţie şi

Stare de oxidare
Valenta 1. Valenta este capacitatea atomilor elemente chimice formează un număr determinat legături chimice. 2. Valorile valenței variază de la I la VII (rar VIII). Valens

Legătură de hidrogen
Pe lângă diferitele legături heteropolare și homeopolare, există un alt tip special de legătură care a atras atenția din ce în ce mai mult din partea chimiștilor în ultimele două decenii. Acesta este așa-numitul hidrogen

Grile de cristal
Deci, structura cristalină este caracterizată de aranjarea corectă (regulată) a particulelor în locuri strict definite din cristal. Când conectați mental aceste puncte cu linii, obțineți spații.

Soluții
Dacă într-un vas cu apă se pun cristale de sare de masă, zahăr sau permanganat de potasiu (permanganat de potasiu), atunci putem observa cum scade treptat cantitatea de substanță solidă. În același timp, apă

Disocierea electrolitică
Soluțiile tuturor substanțelor pot fi împărțite în două grupe: electroliții conduc curentul electric, neelectroliții nu conduc electricitatea. Această împărțire este condiționată, pentru că totul

Mecanismul de disociere.
Moleculele de apă sunt dipol, adică. un capăt al moleculei este încărcat negativ, celălalt este încărcat pozitiv. Molecula are un pol negativ care se apropie de ionul de sodiu, iar un pol pozitiv se apropie de ionul de clor; surround io

Produs ionic al apei
Indicele de hidrogen (pH) este o valoare care caracterizează activitatea sau concentrația ionilor de hidrogen în soluții. Indicatorul de hidrogen este desemnat pH. Indicele de hidrogen este numeric

Reactie chimica
O reacție chimică este transformarea unei substanțe în alta. Cu toate acestea, o astfel de definiție necesită o adăugare semnificativă. Într-un reactor nuclear sau un accelerator, unele substanțe sunt, de asemenea, convertite

Metode de aranjare a coeficienților în OVR
Metoda echilibrului electronic 1). Scriem ecuația reacției chimice KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Găsirea atomilor

Hidroliză
Hidroliza este un proces de interacțiune de schimb între ioni de sare și apă, care duce la formarea unor substanțe ușor disociate și însoțite de o modificare a reacției (pH) a mediului. Esenta

Viteza reacțiilor chimice
Viteza de reacție este determinată de o modificare a concentrației molare a unuia dintre reactanți: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t

Factori care afectează viteza reacțiilor chimice
1. Natura substanţelor care reacţionează. Natura legăturilor chimice și structura moleculelor de reactiv joacă un rol important. Reacțiile se desfășoară în direcția distrugerii legăturilor mai puțin puternice și a formării de substanțe cu

Energie activatoare
Ciocnirea particulelor chimice duce la o interacțiune chimică numai dacă particulele care se ciocnesc au o energie care depășește o anumită valoare. Să ne luăm în considerare

Catalizator de cataliză
Multe reactii pot fi accelerate sau incetinite prin introducerea anumitor substante. Substanțele adăugate nu participă la reacție și nu sunt consumate în cursul acesteia, dar au un influenta semnificativa pe

Echilibru chimic
Reacțiile chimice care se desfășoară la viteze comparabile în ambele direcții se numesc reversibile. În astfel de reacții, se formează amestecuri de echilibru de reactivi și produse, a căror compoziție

Principiul lui Le Chatelier
Principiul lui Le Chatelier spune că, pentru a deplasa echilibrul la dreapta, trebuie mai întâi să crești presiunea. Într-adevăr, pe măsură ce presiunea crește, sistemul va „rezista” creșterii con

Factorii care influențează viteza unei reacții chimice
Factori care influențează viteza unei reacții chimice Creșterea vitezei Reducerea vitezei Prezența reactivilor activi chimic

legea lui Hess
Utilizarea valorilor din tabel

Efect termic
În timpul reacției, legăturile din substanțele inițiale sunt rupte și se formează noi legături în produșii de reacție. Deoarece formarea unei legături are loc odată cu eliberarea, iar ruperea acesteia are loc odată cu absorbția energiei, atunci x