Hidroxizii de metale alcaline - in conditii normale, sunt substante cristaline solide albe, higroscopice, sapunoase la atingere, foarte solubile in apa (dizolvarea lor este un proces exotermic), fuzibile. Hidroxizii de metale alcalino-pământoase Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) sunt substanțe pulverulente albe, mult mai puțin solubile în apă în comparație cu hidroxizii de metale alcaline. Bazele insolubile în apă se formează de obicei sub formă de precipitate asemănătoare gelului care se descompun în timpul depozitării. De exemplu, Cu(OH)2 este un precipitat gelatinos albastru.

3.1.4 Proprietăţile chimice ale bazelor.

Proprietățile bazelor sunt determinate de prezența ionilor OH –. Există diferențe în proprietățile alcalinelor și ale bazelor insolubile în apă, dar o proprietate comună este reacția de interacțiune cu acizii. Proprietățile chimice ale bazelor sunt prezentate în Tabelul 6.

Tabelul 6 – Proprietăți chimice motive

Alcaline	Baze insolubile
Toate bazele reacţionează cu acizii ( reacție de neutralizare)
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O	Cr(OH)2 + 2HC1 = CrC12 + 2H20
Bazele reacţionează cu oxizi acizi cu formarea de sare și apă: 6KON + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O
Reacţionează alcalinele cu solutii sarate, dacă unul dintre produșii de reacție precipită(adică dacă se formează un compus insolubil): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Baze insolubile în apă și hidroxizi amfoteri se descompun la încălzire la oxidul și apa corespunzătoare: Mn(OH)2  MnO + H2O Cu(OH)2  CuO + H2O
Alcaliile pot fi detectate cu un indicator. Într-un mediu alcalin: turnesol - albastru, fenolftaleină - purpuriu, metil portocaliu - galben

3.1.5 Motive esențiale.

NaOH– sodă caustică, sodă caustică. Cu punct de topire scăzut (t pl = 320 °C) cristale albe higroscopice, foarte solubile în apă. Soluția este săpunoasă la atingere și este un lichid periculos de caustic. NaOH este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice. Este necesar în cantități mari pentru purificarea produselor petroliere și este utilizat pe scară largă în săpun, hârtie, textile și alte industrii, precum și pentru producția de fibre artificiale.

CON- potasiu caustic. Cristale albe higroscopice, foarte solubile în apă. Soluția este săpunoasă la atingere și este un lichid periculos de caustic. Proprietățile KOH sunt similare cu cele ale NaOH, dar hidroxidul de potasiu este folosit mult mai rar datorită costului său mai mare.

Ca(OH) 2 - var stins. Cristale albe, ușor solubile în apă. Soluția se numește „apă de var”, suspensia se numește „lapte de var”. Apa de var este folosită pentru a detecta dioxidul de carbon; aceasta devine tulbure când trece CO2. Varul stins este utilizat pe scară largă în construcții ca bază pentru producția de lianți.

1. Bazele reacţionează cu acizii formând sare şi apă:

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

2. Cu oxizi acizi, formând sare și apă:

Ca(OH)2 + CO2 = CaC03 + H2O

3. Alcalii reacţionează cu oxizii şi hidroxizii amfoteri, formând sare şi apă:

2NaOH + Cr2O3 = 2NaCrO2 + H2O

KOH + Cr(OH)3 = KCrO2 + 2H2O

4. Alcalii reacţionează cu sărurile solubile, formând fie o bază slabă, un precipitat, fie un gaz:

2NaOH + NiCl2 = Ni(OH)2¯ + 2NaCl

baza

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH)2 + Na2CO3 = BaCO3¯ + 2NaOH

5. Alcalii reacţionează cu unele metale, care corespund oxizilor amfoteri:

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

6. Efectul alcalin asupra indicatorului:

OH - + fenolftaleină ® culoare purpurie

OH - + turnesol ® Culoarea albastră

7. Descompunerea unor baze la încălzire:

U(OH)2® CuO + H2O

Hidroxizi amfoteri– compuși chimici care prezintă proprietățile atât ale bazelor, cât și ale acizilor. Hidroxizii amfoteri corespund oxizilor amfoteri (a se vedea punctul 3.1).

Hidroxizii amfoteri sunt de obicei scrisi sub forma unei baze, dar pot fi reprezentati si sub forma unui acid:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

fundație

Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri

1. Hidroxizii amfoteri interacționează cu acizi și oxizi acizi:

Be(OH)2 + 2HCI = BeCI2 + 2H2O

Be(OH)2 + SO3 = BeSO4 + H2O

2. Interacționează cu alcalii și oxizii bazici ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase:

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

Metaaluminat de sodiu acid H3Al03

(H3AlO3® HAlO2 + H2O)

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Toți hidroxizii amfoteri sunt electroliți slabi

Săruri

Săruri- Sunt substanțe complexe formate din ioni metalici și un reziduu acid. Sărurile sunt produse ale înlocuirii totale sau parțiale a ionilor de hidrogen cu ioni de metal (sau amoniu) în acizi. Tipuri de săruri: medii (normale), acide și bazice.

Săruri medii- acestea sunt produsele înlocuirii complete a cationilor de hidrogen în acizi cu ioni de metal (sau de amoniu): Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl etc.

Proprietățile chimice ale sărurilor medii

1. Sărurile interacționează cu acizi, alcalii și alte săruri, formând fie un electrolit slab, fie un precipitat; sau gaz:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na2S04 + Ba(OH)2 = BaS04 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

baza

NH4NO3 + NaOH = NH3 + H2O + NaNO3

2. Sărurile interacționează cu metale mai active. Un metal mai activ înlocuiește un metal mai puțin activ din soluția de sare (Anexa 3).

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Săruri acide- sunt produse de înlocuire incompletă a cationilor de hidrogen în acizi cu ioni de metal (sau de amoniu): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 etc. Sărurile acide pot fi formate numai de acizi polibazici. Aproape toate sărurile acide sunt foarte solubile în apă.

Chitanță săruri acideși conversia lor în medie

1. Sărurile acide se obțin prin reacția unui exces de acid sau oxid acid cu o bază:

H2CO3 + NaOH = NaHC03 + H2O

CO2 + NaOH = NaHCO3

2. Când acidul în exces interacționează cu oxidul bazic:

2H2CO3 + CaO = Ca(HCO3)2 + H2O

3. Sărurile acide se obțin din săruri medii prin adăugare de acid:

· eponim

Na2S03 + H2S03 = 2NaHS03;

Na2S03 + HCI = NaHS03 + NaCI

4. Sărurile acide sunt transformate în săruri medii folosind alcali:

NaHC03 + NaOH = Na2CO3 + H2O

Săruri de bază– acestea sunt produse de substituție incompletă a grupărilor hidroxo (OH - ) baze cu un reziduu acid: MgOHCl, AlOHSO 4 etc. Sărurile de bază pot fi formate numai din baze slabe ale metalelor polivalente. Aceste săruri sunt în general puțin solubile.

Obținerea sărurilor bazice și transformarea lor în săruri medii

1. Sărurile bazice se obțin prin reacția unui exces de bază cu un acid sau oxid acid:

Mg(OH)2 + HCI = MgOHCl¯ + H2O

hidroxo-

Clorura de magneziu

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidroxo-

sulfat de fier (III).

2. Sărurile de bază se formează din sare medie prin adăugarea unei lipse de alcali:

Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Sărurile de bază sunt transformate în săruri medii prin adăugarea unui acid (de preferință cel care corespunde sării):

MgOHCI + HCI = MgCl2 + H2O

2MgOHCI + H2SO4 = MgCl2 + MgSO4 + 2H2O

ELECTROLIȚI

Electroliți- sunt substanțe care se dezintegrează în ioni în soluție sub influența moleculelor de solvent polar (H 2 O). Pe baza capacității lor de a se disocia (se descompune în ioni), electroliții sunt împărțiți în mod convențional în puternici și slabi. Electroliții puternici se disociază aproape complet (în soluții diluate), în timp ce electroliții slabi se disociază în ioni doar parțial.

Electroliții puternici includ:

· acizi tari(vezi p. 20);

· baze tari – alcaline (vezi p. 22);

· aproape toate sărurile solubile.

Electroliții slabi includ:

acizi slabi (vezi p. 20);

· bazele nu sunt alcaline;

Una dintre principalele caracteristici ale unui electrolit slab este constanta de disociere – LA . De exemplu, pentru un acid monobazic,

HA Û H + +A - ,

unde, este concentrația de echilibru a ionilor H +;

– concentrația de echilibru a anionilor acizi A - ;

– concentrația de echilibru a moleculelor de acid,

Sau pentru o fundație slabă,

MOH Û M + +OH - ,

,

unde, este concentrația de echilibru a cationilor M +;

– concentrația de echilibru a ionilor de hidroxid OH - ;

– concentrația de echilibru a moleculelor de bază slabă.

Constantele de disociere ale unor electroliți slabi (la t = 25°C)

Substanţă	LA	Substanţă	LA
HCOOH	K = 1,8×10 -4	H3PO4	K 1 = 7,5×10 -3
CH3COOH	K = 1,8×10 -5		K 2 = 6,3×10 -8
HCN	K = 7,9×10 -10		K 3 = 1,3×10 -12
H2CO3	K 1 = 4,4×10 -7	HCIO	K = 2,9×10 -8
	K2 = 4,8×10 -11	H3BO3	K 1 = 5,8×10 -10
HF	K = 6,6×10 -4		K2 = 1,8×10 -13
HNO2	K = 4,0×10 -4		K 3 = 1,6×10 -14
H2SO3	K 1 = 1,7×10 -2	H2O	K = 1,8×10 -16
	K 2 = 6,3×10 -8	NH3 × H2O	K = 1,8×10 -5
H2S	K 1 = 1,1×10 -7	Al(OH)3	K 3 = 1,4×10 -9
	K2 = 1,0×10 -14	Zn(OH)2	K 1 = 4,4×10 -5
H2SiO3	K 1 = 1,3×10 -10		K 2 = 1,5×10 -9
	K2 = 1,6×10 -12	Cd(OH)2	K 2 = 5,0×10 -3
Fe(OH)2	K 2 = 1,3×10 -4	Cr(OH)3	K 3 = 1,0×10 -10
Fe(OH) 3	K2 = 1,8×10 -11	Ag(OH)	K = 1,1×10 -4
	K 3 = 1,3×10 -12	Pb(OH)2	K 1 = 9,6×10 -4
Cu(OH)2	K 2 = 3,4×10 -7		K 2 = 3,0×10 -8
Ni(OH)2	K 2 = 2,5×10 -5

3. Hidroxizi

Dintre compușii cu mai multe elemente, o grupă importantă este hidroxizii. Unele dintre ele prezintă proprietățile bazelor (hidroxizi bazici) - NaOH, Ba(OH ) 2 etc.; altele prezintă proprietățile acizilor (hidroxizi acizi) - HNO3, H3PO4 si altii. Există și hidroxizi amfoteri care, în funcție de condiții, pot prezenta atât proprietățile bazelor, cât și proprietățile acizilor - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 etc.

3.1. Clasificarea, prepararea și proprietățile bazelor

Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice, bazele (hidroxizii bazici) sunt substanțe care se disociază în soluții pentru a forma ioni de hidroxid de OH - .

Conform nomenclaturii moderne, aceștia se numesc de obicei hidroxizi de elemente, indicând, dacă este necesar, valența elementului (cu cifre romane între paranteze): KOH - hidroxid de potasiu, hidroxid de sodiu NaOH , hidroxid de calciu Ca(OH ) 2, hidroxid de crom ( II)-Cr(OH ) 2, hidroxid de crom ( III) - Cr (OH) 3.

Hidroxizi metalici de obicei împărțit în două grupe: solubil în apă(format din metale alcaline și alcalino-pământoase - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba şi de aceea numite alcaline) şi insolubil în apă. Principala diferență dintre ele este că concentrația ionilor OH - în soluții alcaline este destul de mare, dar pentru bazele insolubile este determinată de solubilitatea substanței și este de obicei foarte mică. Cu toate acestea, concentrații mici de echilibru ale ionului OH - chiar și în soluții de baze insolubile, se determină proprietățile acestei clase de compuși.

După numărul de grupări hidroxil (aciditate) , capabile să fie înlocuite cu un reziduu acid, se disting:

baze monoacide - KOH, NaOH;

baze diacide - Fe (OH)2, Ba (OH)2;

baze triacide - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Obținerea de terenuri

1. Metoda generală de preparare a bazelor este o reacție de schimb, cu ajutorul căreia se pot obține atât baze insolubile, cât și solubile:

CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2SO4,

K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .

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

Atunci când se prepară baze insolubile în apă cu proprietăți amfotere, ar trebui evitată excesul de alcali, deoarece poate avea loc dizolvarea bazei amfotere, de exemplu,

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

Al(OH)3 + KOH = K.

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

AlCI3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4CI.

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:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O ↓ + H2O + 2KNO3.

2. Alcalii în tehnologie sunt obținute de obicei prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri:

2NaCI + 2H2O = 2NaOH + H2 + CI2.

(reacție totală de electroliză)

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

2 Li + 2 H2O = 2 LiOH + H2,

SrO + H20 = Sr (OH)2.

Proprietățile chimice ale bazelor

1. Toate bazele insolubile în apă se descompun atunci când sunt încălzite pentru a forma oxizi:

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

Ca (OH)2 = CaO + H2O.

2. Cea mai caracteristică reacție a bazelor este interacțiunea lor cu acizi - reacția de neutralizare. Atât bazele alcaline, cât și bazele insolubile intră în el:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,

Cu(OH)2 + H2S04 = CuS04 + 2H2O.

3. Alcalii interacționează cu oxizii acizi și amfoteri:

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

2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O.

4. Bazele pot reacționa cu sărurile acide:

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

Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + CaC03 + 2H2O.

Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuS04 + Na2SO4 + 2H2O.

5. Este necesar să se sublinieze în special capacitatea soluțiilor alcaline de a reacționa cu unele nemetale (halogeni, sulf, fosfor alb, siliciu):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2O (la rece),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (când este încălzit),

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

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

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

6. În plus, soluțiile concentrate de alcaline, atunci când sunt încălzite, sunt, de asemenea, capabile să dizolve unele metale (cele ai căror compuși au proprietăți amfotere):

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

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

Soluțiile alcaline au un pH> 7 (mediu alcalin), schimbați culoarea indicatorilor (tornesol - albastru, fenolftaleină - violet).

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

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
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 anumit număr de 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

Metal și grupare hidroxil (OH). De exemplu, hidroxidul de sodiu - NaOH, hidroxid de calciu - Ca(OH) 2 , hidroxid de bariu - Ba(OH) 2, etc.

Prepararea hidroxizilor.

1. Reacție de schimb:

CaSO4 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2SO4,

2. Electroliza soluțiilor apoase de sare:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2,

3. Interacțiunea metalelor alcaline și alcalino-pământoase sau a oxizilor acestora cu apa:

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

Proprietățile chimice ale hidroxizilor.

1. Hidroxizii sunt de natură alcalină.

2. Hidroxizi se dizolvă în apă (alcali) și este insolubilă. De exemplu, KOH- se dizolvă în apă, și Ca(OH) 2 - usor solubil, are solutie alb. Metale din grupa 1 a tabelului periodic D.I. Mendeleev dă baze solubile (hidroxizi).

3. Hidroxizii se descompun atunci când sunt încălziți:

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

4. Alcalii reacţionează cu oxizii acizi şi amfoteri:

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O.

5. Alcaliile pot reacționa cu unele nemetale în moduri diferite la diferite temperaturi:

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

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(căldură).

6. Interacționează cu acizii:

KOH + HNO3 = KNO 3 + H 2 O.