Beispiele für unlösliche Basen. Gründe: Einstufung und chemische Eigenschaften

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 im Oxidationszustand +4, in Aufgaben zum Einheitlichen Staatsexamen treten nicht auf und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Gründe sind unterteilt in:

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

Neben der Tatsache, dass Alkalien in Wasser löslich sind, dissoziieren sie auch sehr gut in wässrigen Lösungen unlösliche Basen haben einen geringen Dissoziationsgrad.

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 amphotere Oxide und Hydroxide. 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. Am meisten hohe Temperatur Zersetzung von Calciumhydroxid – etwa 1000 °C:

Unlösliche Hydroxide haben viel mehr niedrige Temperaturen Zersetzung. 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

Vom Gelände amphotere Hydroxide reagieren nur mit Alkalien. In diesem Fall entstehen bei Verwendung einer wässrigen Alkalilösung Hydroxokomplexsalze:

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 Interaktion mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in sauren Lösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit Basen verändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator verfärbt sich Gelb, Lackmusindikator - in blaue Farbe und Phenolphthalein wird zu 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 Hauptoxid zersetzen:

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

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1. Base + saures Salz + Wasser

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Base + Säureoxid
Salz + Wasser

2KOH + SO 2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Alkali + amphoteres Oxid/Hydroxid
Salz + Wasser

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

NaOH (fest) + Al(OH) 3
NaAlO 2 + 2H 2 O.

Die Austauschreaktion zwischen einer Base und einem Salz findet nur in Lösung statt (sowohl die Base als auch das Salz müssen löslich sein) und nur, wenn mindestens eines der Produkte ein Niederschlag oder ein schwacher Elektrolyt (NH 4 OH, H 2 O) ist.

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Nur Alkalimetallbasen mit Ausnahme von LiOH sind hitzebeständig

Ca(OH)2
CaO + H 2 O;

NaOH ;

NH4OH
NH 3 + H 2 O.

2NaOH (s) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2 .

SÄUREN

Säuren Aus Sicht der TED werden komplexe Stoffe bezeichnet, die in Lösungen unter Bildung des Wasserstoffions H + dissoziieren.

Klassifizierung von Säuren

1. Entsprechend der Anzahl der in einer wässrigen Lösung eliminierbaren Wasserstoffatome werden Säuren eingeteilt einbasisch(HF, HNO2), dibasisch(H 2 CO 3, H 2 SO 4), tribasisch(H3PO4).

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

3. Entsprechend der Fähigkeit von Säuren, in wässrigen Lösungen zu dissoziieren, werden sie unterteilt in schwach Und stark. Moleküle starker Säuren in wässrigen Lösungen zerfallen vollständig in Ionen und ihre Dissoziation ist irreversibel.

Zum Beispiel HCl
H + + Cl - ;

H2SO4
H++HSO .

Schwache Säuren dissoziieren reversibel, d.h. Ihre Moleküle zerfallen in wässrigen Lösungen teilweise in Ionen und in mehrbasige Ionen – schrittweise.

CH 3 COOH
CH 3 COO - + H + ;

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

Der Teil eines Säuremoleküls ohne ein oder mehrere Wasserstoffionen wird H+ genannt Säurerückstände. Die Ladung eines sauren Rests ist immer negativ und wird durch die Anzahl der aus dem Säuremolekül entfernten H + -Ionen bestimmt. Beispielsweise kann Orthophosphorsäure H 3 PO 4 drei saure Reste bilden: H 2 PO - Dihydrogenphosphation, HPO - Hydrogenphosphation, PO - Phosphation.

Die Namen sauerstofffreier Säuren werden durch Anhängen der Endung - Wasserstoff an die Wurzel des russischen Namens des säurebildenden Elements (oder an den Namen einer Atomgruppe, zum Beispiel CN - - Cyan) zusammengesetzt: HCl - Salzsäure ( Salzsäure), H 2 S – Schwefelwasserstoffsäure, HCN – Blausäure (Blausäure).

Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren werden ebenfalls aus dem russischen Namen des säurebildenden Elements mit dem Zusatz „Säure“ gebildet. In diesem Fall endet der Name der Säure, in der sich das Element in der höchsten Oxidationsstufe befindet, auf „... ova“ oder „... ova“, zum Beispiel H 2 SO 4 ist Schwefelsäure, H 3 AsO 4 ist Arsensäure. Mit abnehmender Oxidationsstufe des säurebildenden Elements ändern sich die Endungen in der folgenden Reihenfolge: „...naja“(HClO 4 – Perchlorsäure), „...ish“(HClO 3 – Perchlorsäure), "...müde"(HClO 2 – chlorige Säure), „...ovous“(HClO ist hypochlorige Säure). Wenn ein Element Säuren bildet, während es nur in zwei Oxidationsstufen vorliegt, erhält der Name der Säure, die der niedrigsten Oxidationsstufe des Elements entspricht, die Endung „… rein“ (HNO 3 – Salpetersäure, HNO 2 – salpetrige Säure). .

Das gleiche saure Oxid (zum Beispiel P 2 O 5) kann mehreren Säuren entsprechen, die ein Atom eines bestimmten Elements im Molekül enthalten (zum Beispiel HPO 3 und H 3 PO 4). In solchen Fällen wird das Präfix „meta...“ an den Namen der Säure angehängt, die die geringste Anzahl an Sauerstoffatomen im Molekül enthält, und das Präfix „ortho...“ an den Namen der Säure, die die enthält größte Anzahl von Sauerstoffatomen im Molekül (HPO 3 – Metaphosphorsäure, H 3 PO 4 – Orthophosphorsäure).

Enthält ein Säuremolekül mehrere Atome eines säurebildenden Elements, wird seinem Namen ein Zahlenpräfix hinzugefügt, zum Beispiel H 4 P 2 O 7 - zwei Phosphorsäure, H 2 B 4 O 7 – vier Borsäure.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H-O-O O O O

Peroxoschwefelsäure Peroxoschwefelsäure

Chemische Eigenschaften von Säuren

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.

Säuren interagieren mit Salzlösungen, wenn dabei ein in Säuren unlösliches Salz oder eine im Vergleich zur ursprünglichen Säure schwächere (flüchtige) Säure entsteht.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H 2 CO 3
H 2 O + CO 2.

H 2 SO 4 (verdünnt) + Fe
FeSO 4 + H 2;

HCl + Cu .

Abbildung 2 zeigt die Wechselwirkung von Säuren mit Metallen.

SÄURE - OXIDIERMITTEL

Metall in der Spannungsreihe nach H 2

keine Reaktion

Metall im Spannungsbereich bis N 2

+
Metallsalz + H 2

bis zum Min-Grad

H 2 SO 4 konzentriert

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

Oxidation (s.o.)

+
keine Reaktion

/Mq/Zn

abhängig von den Bedingungen

Metallsulfat in max. s.o.

+
+ +

Metall (andere)

+
+ +

HNO 3 konzentriert

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
keine Reaktion

Alkali-/Erdalkalimetall

Metallnitrat in max. d.o.

Metall (andere; Al, Cr, Fe, Co, Ni beim Erhitzen)

TN+

HNO 3 verdünnt

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
keine Reaktion

Alkali-/Erdalkalimetall

NH 3 (NH 4 NO 3)

Nitratmetall

la in max s.o.

+
+

Metall (der Rest im Hof der Spannungen bis N 2)

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

abhängig von den Bedingungen

Metall (der Rest in der Spannungsreihe nach H 2)

Abb.2. WECHSELWIRKUNG VON SÄUREN MIT METALLEN

SALZ

Salze – Hierbei handelt es sich um komplexe Substanzen, die in Lösungen dissoziieren und dabei positiv geladene Ionen (Kationen – basische Reste) mit Ausnahme von Wasserstoffionen und negativ geladene Ionen (Anionen – saure Reste) mit Ausnahme von Hydroxidionen bilden.

Eine der Klassen komplexer anorganischer Substanzen sind Basen. Dabei handelt es sich um Verbindungen, die Metallatome und eine Hydroxylgruppe enthalten, die bei Wechselwirkung mit anderen Stoffen abgespalten werden können.

Struktur

Basen können eine oder mehrere Hydroxogruppen enthalten. Die allgemeine Formel der Basen lautet Me(OH) x. Es gibt immer ein Metallatom und die Anzahl der Hydroxylgruppen hängt von der Wertigkeit des Metalls ab. In diesem Fall ist die Wertigkeit der OH-Gruppe immer I. Beispielsweise ist in der NaOH-Verbindung die Wertigkeit von Natrium I, daher gibt es eine Hydroxylgruppe. Bei der Basis Mg(OH) 2 ist die Wertigkeit von Magnesium II, bei Al(OH) 3 ist die Wertigkeit von Aluminium III.

Die Anzahl der Hydroxylgruppen kann in Verbindungen mit Metallen variabler Wertigkeit variieren. Zum Beispiel Fe(OH) 2 und Fe(OH) 3. In solchen Fällen wird die Wertigkeit in Klammern nach dem Namen angegeben – Eisen(II)-hydroxid, Eisen(III)-hydroxid.

Physikalische Eigenschaften

Die Eigenschaften und Aktivität der Base hängen vom Metall ab. Die meisten Basen sind Feststoffe Weiß ohne Geruch. Einige Metalle verleihen dem Stoff jedoch eine charakteristische Farbe. Beispielsweise ist CuOH gelb, Ni(OH) 2 hellgrün, Fe(OH) 3 rotbraun.

Reis. 1. Alkalien in festem Zustand.

Arten

Die Stützpunkte werden nach zwei Kriterien klassifiziert:

nach Anzahl der OH-Gruppen- Einzelsäure und Mehrfachsäure;
durch Löslichkeit in Wasser- Alkalien (löslich) und unlöslich.

Alkalien werden durch Alkalimetalle gebildet – Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb) und Cäsium (Cs). Zu den aktiven Metallen, die Alkalien bilden, gehören außerdem die Erdalkalimetalle Calcium (Ca), Strontium (Sr) und Barium (Ba).

Diese Elemente bilden die folgenden Grundlagen:

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

Alle anderen Basen, zum Beispiel Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, werden als unlöslich eingestuft.

Anders ausgedrückt werden Alkalien als starke Basen und unlösliche Alkalien als schwache Basen bezeichnet. Bei der elektrolytischen Dissoziation geben Alkalien schnell eine Hydroxylgruppe ab und reagieren schneller mit anderen Stoffen. Unlösliche oder schwache Basen sind deshalb weniger aktiv keine Hydroxylgruppe abgeben.

Reis. 2. Klassifizierung der Basen.

Amphotere Hydroxide nehmen in der Systematisierung anorganischer Stoffe eine Sonderstellung ein. Sie interagieren sowohl mit Säuren als auch mit Basen, d.h. Je nach Bedingungen verhalten sie sich wie eine Lauge oder eine Säure. Dazu gehören Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 und andere Basen.

Quittung

Gründe bekommen verschiedene Wege. Am einfachsten ist die Wechselwirkung von Metall mit Wasser:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2.

Alkalien werden durch Reaktion des Oxids mit Wasser gewonnen:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Durch die Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen entstehen unlösliche Basen:

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

Chemische Eigenschaften

Die wichtigsten chemischen Eigenschaften der Basen sind in der Tabelle beschrieben.

*Reaktionen*	*Was entsteht*	*Beispiele*
Mit Säuren	Salz und Wasser. Unlösliche Basen reagieren nur mit löslichen Säuren	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O
Zersetzung bei hoher Temperatur	Metalloxid und Wasser	2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
Mit sauren Oxiden (Laugen reagieren)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
Mit Nichtmetallen (Laugen treten ein)	Salz und Wasserstoff	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2
Mit Salzen austauschen	Hydroxid und Salz	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Alkalien mit einigen Metallen	Komplexes Salz und Wasserstoff	2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

Anhand des Indikators wird ein Test zur Bestimmung der Klasse der Basis durchgeführt. Bei der Wechselwirkung mit einer Base wird Lackmus blau, Phenolphthalein purpurrot und Methylorange gelb.

Reis. 3. Reaktion von Indikatoren auf Basen.

Was haben wir gelernt?

Im Chemieunterricht der 8. Klasse haben wir etwas über die Eigenschaften, die Klassifizierung und die Wechselwirkung von Basen mit anderen Stoffen gelernt. Basen sind komplexe Substanzen, die aus einem Metall und einer Hydroxylgruppe OH bestehen. Sie werden in lösliche oder alkalische und unlösliche unterteilt. Alkalien sind aggressivere Basen, die schnell mit anderen Substanzen reagieren. Basen werden durch die Reaktion eines Metalls oder Metalloxids mit Wasser sowie durch die Reaktion eines Salzes und eines Alkalis gewonnen. Basen reagieren mit Säuren, Oxiden, Salzen, Metallen und Nichtmetallen und zersetzen sich auch bei hohen Temperaturen.

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2. BASEN

Gründe dafür – Dabei handelt es sich um komplexe Stoffe bestehend aus Metallatomen und einer oder mehreren Hydroxylgruppen (OH-).

Aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation handelt es sich dabei um Elektrolyte (Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen elektrischen Strom leiten), die in wässrigen Lösungen in Metallkationen und Anionen nur von Hydroxidionen OH - dissoziieren.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Hierzu zählen Basen, die von Metallen der 1. Gruppe der Hauptnebengruppe gebildet werden (LiOH, NaOHund andere) und Erdalkalimetalle (C A(OH) 2,Sr(OH) 2, Ba (OH) 2). Basen, die von Metallen anderer Gruppen gebildet werden Periodensystem praktisch unlöslich in Wasser. Alkalien im Wasser dissoziieren vollständig:

NaOH® Na + + OH - .

PolysäureBasen in Wasser dissoziieren schrittweise:

Ba( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,

Ba( OH) + Ba 2+ + OH - .

C unverblümtDie Dissoziation von Basen erklärt die Bildung basischer Salze.

Nomenklatur der Gründe.

Basen werden wie folgt benannt: Sprechen Sie zuerst das Wort „Hydroxid“ aus und dann das Metall, aus dem es besteht. Wenn ein Metall eine variable Wertigkeit hat, wird dies im Namen angegeben.

KOH – Kaliumhydroxid;

Ca( OH ) 2 – Calciumhydroxid;

Fe( OH ) 2 – Eisenhydroxid ( II);

Fe( OH ) 3 – Eisenhydroxid ( III);

Bei der Erstellung von Basenformeln Nehmen Sie an, dass das Molekül elektrisch neutral. Hydroxidionen haben immer eine Ladung (–1). In einem Grundmolekül wird ihre Anzahl durch die positive Ladung des Metallkations bestimmt. Die Hydrogruppe ist in Klammern eingeschlossen und der Ladungsausgleichsindex steht unten rechts außerhalb der Klammern:

Ca +2 (OH) – 2, Fe 3 +( OH) 3 - .

nach folgenden Merkmalen:

1. Nach Säuregehalt (nach Anzahl der OH-Gruppen im Grundmolekül): Monosäure –NaOH, KOH , Polysäure – Ca (OH) 2, Al (OH) 3.

2. Durch Löslichkeit: löslich (Laugen) –LiOH, KOH , unlöslich – Cu (OH) 2, Al (OH) 3.

3. Nach Stärke (nach Grad der Dissoziation):

ein starker ( α = 100%) – alle löslichen BasenNaOH, LiOH, Ba(OH ) 2 , schwach löslich Ca(OH)2.

b) schwach ( α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH) 2, Fe (OH) 3 und lösliches NH 4 OH.

4. Nach chemischen Eigenschaften: Haupt – C A(OH) 2, N / A ER; amphoter – Zn (OH) 2, Al (OH) 3.

Gründe dafür

Dies sind Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (und Magnesium) sowie Metallen in Mindestabschluss Oxidation (wenn sie einen variablen Wert hat).

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

Quittung

1. Wechselwirkung von Aktivmetall mit Wasser:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2 H 2 O Mg ( OH) 2 + H 2

2. Interaktion basische Oxide mit Wasser (nur für Alkali- und Erdalkalimetalle):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO+ H 2 O → Ca(OH)2.

3. Eine industrielle Methode zur Herstellung von Alkalien ist die Elektrolyse von Salzlösungen:

2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2

4. Die Wechselwirkung löslicher Salze mit Alkalien und bei unlöslichen Basen ist dies die einzige Möglichkeit, Folgendes zu erhalten:

Na2SO4+ Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Physikalische Eigenschaften

Alle Basen sind Feststoffe. Unlöslich in Wasser, außer in Alkalien. Alkalien sind weiß kristalline Substanzen Fühlt sich seifig an und verursacht bei Hautkontakt schwere Verbrennungen. Deshalb werden sie „ätzend“ genannt. Beim Arbeiten mit Laugen müssen bestimmte Regeln beachtet und persönliche Schutzausrüstung (Brille, Gummihandschuhe, Pinzette usw.) verwendet werden.

Wenn Alkali auf Ihre Haut gelangt, waschen Sie den Bereich. Große anzahl Wasser, bis die Seifenigkeit verschwindet, und dann mit einer Borsäurelösung neutralisieren.

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften von Basen aus Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation werden durch das Vorhandensein eines Überschusses an freien Hydroxiden in ihren Lösungen bestimmt -

OH-Ionen - .

1. Ändern der Farbe der Indikatoren:

Phenolphthalein – Himbeere

Lackmus - blau

Methylorange – Gelb

2. Reaktion mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser (Neutralisationsreaktion):

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

Löslich

Cu(OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Unlöslich

3. Wechselwirkung mit Säureoxiden:

2 NaOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden:

a) beim Schmelzen:

2 NaOH+ AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O,

NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.

b) in Lösung:

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Wechselwirkung mit einigen einfachen Substanzen (amphotere Metalle, Silizium und andere):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2

2NaOH+ Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Wechselwirkung mit löslichen Salzen unter Bildung von Niederschlägen:

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

Ba( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Schwerlösliche und unlösliche Basen zersetzen sich beim Erhitzen:

Ca( OH) 2 CaO + H2O,

Cu( OH) 2 CuO + H2O.

blaue Farbe schwarze Farbe

Amphotere Hydroxide

Dies sind Metallhydroxide ( Be(OH)2, AI(OH)3, Zn(OH). ) 2) und Metalle in einer mittleren Oxidationsstufe (CR(OH) 3, Mn(OH) 4).

Quittung

Amphotere Hydroxide werden durch Reaktion löslicher Salze mit im Unterschuss oder in äquivalenten Mengen eingenommenen Alkalien erhalten, weil im Überschuss lösen sie sich auf:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.

Physikalische Eigenschaften

Dabei handelt es sich um feste Stoffe, die in Wasser praktisch unlöslich sind.Zn( OH) 2 – weiß, Fe (OH) 3 – braune Farbe.

Chemische Eigenschaften

Amphoter Hydroxide weisen die Eigenschaften von Basen und Säuren auf und interagieren daher sowohl mit Säuren als auch mit Basen.

1. Reaktion mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2. Wechselwirkung mit Lösungen und Schmelzen von Alkalien unter Bildung von Salz und Wasser:

KI( OH) 3 + NaOH Na,

Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,

2Fe(OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.

Laborarbeit Nr. 2

Herstellung und chemische Eigenschaften von Basen

Ziel der Arbeit: Machen Sie sich mit den chemischen Eigenschaften von Basen und Methoden zu ihrer Herstellung vertraut.

Glaswaren und Reagenzien: Reagenzgläser, Alkohollampe. Eine Reihe von Indikatoren, Magnesiumband, Lösungen von Aluminium-, Eisen-, Kupfer- und Magnesiumsalzen; Alkali( NaOH, KOH), destilliertes Wasser.

Erleben Sie Nr. 1. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser.

Gießen Sie 3–5 cm 3 Wasser in ein Reagenzglas und lassen Sie mehrere Stücke fein gehacktes Magnesiumband hineintropfen. 3–5 Minuten lang auf einer Alkohollampe erhitzen, abkühlen lassen und 1–2 Tropfen Phenolphthaleinlösung hinzufügen. Wie hat sich die Farbe des Indikators verändert? Vergleichen Sie mit Punkt 1 auf S. 27. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung. Welche Metalle reagieren mit Wasser?

Erlebnis Nr. 2. Zubereitung und Eigenschaften von unlöslichem

Gründe dafür

In Reagenzgläsern mit verdünnten Salzlösungen MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 Tropfen) 6–8 Tropfen verdünnte Alkalilösung hinzufügen NaOH bevor sich Niederschlag bildet. Beachten Sie ihre Farbe. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf.

Teilen Sie den resultierenden blauen Cu(OH)2-Niederschlag in zwei Reagenzgläser auf. Geben Sie zu einer davon 2-3 Tropfen einer verdünnten Säurelösung und zur anderen die gleiche Menge Alkali. In welchem Reagenzglas wurde der Niederschlag gelöst? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung.

Wiederholen Sie dieses Experiment mit zwei weiteren Hydroxiden, die durch Austauschreaktionen erhalten wurden. Notieren Sie die beobachteten Phänomene und schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Ziehen Sie eine allgemeine Schlussfolgerung über die Fähigkeit von Basen, mit Säuren und Laugen zu interagieren.

Erlebnis Nr. 3. Herstellung und Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wiederholen Sie das vorherige Experiment mit einer Lösung von Aluminiumsalz ( AICI 3 oder AI 2 (SO 4 ) 3). Beobachten Sie die Bildung eines weißen, käsigen Niederschlags von Aluminiumhydroxid und dessen Auflösung bei Zugabe von Säure und Alkali. Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Warum hat Aluminiumhydroxid sowohl die Eigenschaften einer Säure als auch einer Base? Welche anderen amphoteren Hydroxide kennen Sie?