8 класс. Химия. Основания — Основания

Комментарии преподавателя

При взаимодействии некоторых основных оксидов с водой образуются гидроксиды металлов. Эти гидроксиды относятся к классу оснований.

Например: оксид кальция взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция Са(ОН)2, оксид бария взаимодействует с водой с образованием гидроксида бария Ва(ОН)2:

СаО + Н2О = Са(ОН)2

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2

Гидроксиды кальция и бария относятся к классу оснований.

Основания – сложные вещества, образованные атомами металла и гидроксильными группами ОН. Валентность гидроксильной группы равна I.

NaOH – гидроксид натрия

KOH – гидроксид калия

Cu(OH)2 — гидроксид меди (II)

Все основания делят на две группы – растворимые в воде (они называются щелочами) и нерастворимые в воде.

Чтобы привести примеры щелочей и нерастворимых оснований, нужно воспользоваться таблицей растворимости некоторых веществ воде. К щелочам относятся, например, гидроксиды натрия, калия, кальция. Оксид меди (II) и гидроксид железа (III) являются нерастворимыми основаниями.

Свойства щелочей отличаются от свойств оснований, нерастворимых в воде. Рассмотрим в сравнении свойства щелочей и нерастворимых оснований (Таблица 1).

Щелочи изменяют окраску индикаторов. Например, лакмус в щелочной среде становится синим, а метилоранж – желтым. Нерастворимые в воде основания окраски индикаторов практически не меняют.

Все щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами, при этом образуются соль и вода. При взаимодействии гидроксида бария с оксидом серы (VI) образуется сульфат бария ВаSO4 и вода.

Нерастворимые в воде основания с кислотными оксидами не взаимодействуют.

Нерастворимые в воде основания легко разлагаются при нагревании. В результате этих реакций образуются оксиды металлов и вода. Щелочи разлагаются с трудом, только при высокой температуре. Исключение составляет гидроксид кальция, он разлагается при нагревании на оксид кальция и воду.

Таблица 1. Химические свойства оснований

Почему же кислородсодержащие кислоты и основания, являясь гидроксидами, существенно отличаются по своим свойствам? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо написать структурные формулы этих веществ.

Рис. 1. Структурные формулы серной кислоты и гидроксида натрия

И в кислородсодержащих кислотах, и в основаниях содержатся гидроксильные группы. Но в молекулах кислот подвижный фрагмент не гидроксильная группа, а атомы водорода. Именно они в химических реакциях замещаются на атомы металла. В основаниях атомы водорода от гидроксильной группы не отделяются.

источник видео — http://www.youtube.com/watch?v=—FqfRAyqEk

источник видео — http://www.youtube.com/watch?v=IVLJfK116xI

источник видео — http://www.youtube.com/watch?v=41_Db_8QfVA

источник видео — http://www.youtube.com/watch?v=nWCsTVOP7k8

источник конспекта — http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/8-klass/bklassy-neorganicheskih-vewestv-b/osnovaniya

источник презентации — http://ppt4web.ru/khimija/osnovanija2.html

Разложение щелочей. Гидроксиды

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:

Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

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

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН — , создающего в растворе щелочную среду (фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий).

1. Химические свойства щелочей:

1) взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;

2) реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;

3) взаимодействие с растворимыми солями (только в том случае, если при действии щелочи на растворимую соль выпадает осадок или выделяется газ):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(крист.)®NH 3 ­+KCl+H 2 O.

2. Химические свойства нерастворимых оснований:

1) взаимодействие оснований с кислотами:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) разложение при нагревании. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Конец работы —

Эта тема принадлежит разделу:

Атомно молекулярные учения в химии. Атом. Молекула. Химический элемент. Моль. Простые сложные вещества. Примеры

Атомно молекулярные учения в химии атом молекула химический элемент моль простые сложные вещества примеры.. теоретическую основу современной химии составляет атомно молекулярное.. атомы мельчайшие химические частицы являющиеся пределом химического..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Получение оснований

1. Получение щелочей:
1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Сa+2h3O®Ca(OH)2+H

Номенклатура кислот

Названия кислот производятся от того элемента, от которого образована кислота. При этом в названии бескислородных кислот обычно имеется окончание –водородная: HCl – хлороводородная, HBr – бромоводо

Химические свойства кислот

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н+, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты – это доноры протонов: HxAn«xH+

Получение кислот

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:
SO3+h3O®h3SO4,
P2O5+3h3O®2h4PO4;

Химические свойства кислых солей

1) кислые соли содержат атомы водорода, способные принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать со щелочами, превращаясь в средние или другие кислые соли – с меньшим числ

Получение кислых солей

Кислую соль можно получить:
1) реакцией неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием:
2h3SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Основные соли.

Основными (гидроксосолями) называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных ионов основания анионами кислот.
Однокислотные основания, например, NaOH, KOH,

Химические свойства основных солей

1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние соли или в основные соли с меньши

Получение основных солей

Основную соль можно получить:
1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой:
2Cu(OH)2+h3SO4®(CuOH)2SO4+2h3

Средние соли.

Средними солями называюся продукты полного замещения Н+-ионов кислоты ионами металлов; они также могут рассматриваться как продукты полного замещения ОН-ионов основания аниона

Номенклатура средних солей

В русской номенклатуре (используемой в технологической практике) существует следующий порядок наименования средних солей: к корню названия кислородсодержащей кислоты прибавляют слово

Химические свойства средних солей

1) Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и в водном растворе они диссоциируют на ионы (при пропускании тока через растворы или расплавы солей идет процесс электролиза).

Получение средних солей

Большая часть методов получения солей основана на взаимодействии веществ противоположной природы – металлов с неметаллами, кислотных оксидов с основными, оснований с кислотами (см. таблицу 2).

Строение атома.

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Порядковый номер элемента в Периодической таблице элементов равен заряду ядра

Состав атомных ядер

Ядро состоит из протонов и нейтронов.
Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в ядре
равно разности между массовым числом изотопа и по

Электрон

Вокруг ядра вращаются электроны по определенным стационарныморбитам. Двигаясь по своей орбите, электрон не излучает и не поглощает электромагнитную энергию. Излучение или поглощение энергии происхо

Правило заполнения электронных уровней, подуровней элементов

Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первог

Энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации атома. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I:
Э + I = Э+ + е-
Энергия ионизаци

Ковалентная связь

В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка «ко-» в латинском яз

Сигма и пи связи.

Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм — взаимодействие разноименно заряженных ионов — протона H+ и

Химическая связь и геометрия молекул. BI3, PI3

рисунок 3.1Сложение дипольных элементов в молекулах Nh4 и NF3

Полярная и неполярная связь

Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании

Ионная связь

Ионная связь– это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.
Таким образом, процесс образования и

Степень окисления

Валентность 1. Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей. 2. Значения валентности изменяются от I до VII (редко VIII). Валент

Водородная связь

Помимо различных гетерополярных и го-меополярных связей, существует еще один особый вид связи, который в последние два десятилетия привлекает все большее внимание химиков. Это так называемая водоро

Кристаллические решётки

Итак, кристаллическая структура характеризуется правильным (регулярным) расположением частиц в строго определенных местах в кристалле. При мысленном соединении этих точек линиями получаются простра

Растворы

Если в сосуд с водой поместить кристаллы поваренной соли, сахара или перманганата калия (марганцовки), то мы можем наблюдать, как количество твердого вещества постепенно уменьшается. При этом вода,

Электролитическая диссоциация

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все

Механизм диссоциации.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ио

Ионное произведение воды

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно ра

Химическая реакция

Химическая реакция — это превращение одних веществ в другие. Впрочем, такое определение нуждается в одном существенном дополнении. В ядерном реакторе или в ускорителе тоже одни вещества превращаютс

Методы расстановки коэффициентов в ОВР

Метод электронного баланса 1). Записываем уравнение химической реакции KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Находим атомы, изме

Гидролиз

Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции (pH) среды.
Суть

Скорость химических реакций

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:
V = ± ((С2 – С1) / (t2 — t

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с

Энергия активации

Столкновение химических частиц приводит к химическому взаимодействию лишь в том случае, если сталкивающиеся частицы обладают энергией, превышающей некоторую определенную величину. Рассмотрим взаимо

Катализ катализатор

Многие реакции можно ускорить или замедлить путем введения некоторых веществ. Добавляемые вещества не участвуют в реакции и не расходуются в ходе ее протекания, но оказывают существенное влияние на

Химическое равновесие

Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов, состав которы

Принцип Ле Шателье

Принцип Ле Шателье говорит о том, что для смещения равновесия вправо нужно, во-первых, повышать давление. Действительно, при повышении давления система будет «сопротивляться» возрастанию кон

Факторы влияющие на скорость химической реакции

Факторы, влияющие на скорость химической реакции
Увеличивают скорость
Уменьшают скорость
Наличие химически активных реагентов

Закон Гесса

Пользуясь табличными значениями

Тепловой эффект

В ходе реакции происходит разрыв связей в исходных веществах и образование новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связи идет с выделением, а ее разрыв — с поглощением энергии, то х

Основания
–
сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на
растворимые (щелочи)

и
нерастворимые основания

. Также есть неустойчивые основания
, которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой.

При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь).
Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например

, оксид натрия
в воде образует гидроксид натрия
(едкий натр):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

При этом оксид меди (II)
с водой
не реагирует
:

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой.

При этом
с водой реагируют
в обычных условиях
только щелочные металлы
(литий, натрий, калий. рубидий, цезий)
, кальций, стронций и барий.
При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например

, калий
реагирует с водой

очень бурно :

2K 0
+ 2H 2 +
O → 2K +
OH + H 2 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов
.
Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами

(кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье
.

Например

, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями.

При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

либо

щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь

Например:

карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Например:

хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II)
:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами

(и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода
.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например

, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой
угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например

, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

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

3.
Нерастворимые основания не взаимодействуют
с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4.

Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве
восстановителей
.
Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной
или промежуточной степенью окисления
, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например
,
гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

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

1.
Щёлочи взаимодействуют с любыми
кислотами – и сильными, и слабыми

. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются
реакциями нейтрализации
.
Возможно и образование кислой соли
, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты
. В избытке щёлочи
образуется средняя соль и вода:

щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода

Например

, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты
, фосфаты
или гидрофосфаты
.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2.
Щёлочи взаимодействуют с
амфотерными оксидами и гидроксидами.

При этом в расплаве образуются обычные соли

, а в растворе – комплексные соли

.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например

, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия
в расплаве

образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

А
в растворе

образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли:
сначала мы выбираем центральный атом (к
ак правило, это металл из амфотерного гидроксида).
Затем дописываем к нему лиганды
— в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами.

При этом возможно образование кислой
или средней соли
, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль

Например

, при взаимодействии избытка гидроксида натрия
с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

А при взаимодействии избытка углекислого газа
с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями.

Щёлочи реагируют
только с растворимыми солями
в растворе

, при условии, что
в продуктах образуется газ или осадок

. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена
.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например

, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :

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

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония
.

Например

, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

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

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует
амфотерный гидроксид

, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает
гидроксид этого металла

.

Например

, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид
. А, как мы уже указывали выше,
амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей

. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи
образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями.
При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например

, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

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

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль
и водород
, в расплаве — средняя соль
и водород
.

Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например

, железо
не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий
растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

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

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами.

При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах
. Не реагируют
с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор
и другие неметаллы диспропорционируют
в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например
, хлор

при взаимодействии с холодной щелочью
переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O

Хлор
при взаимодействии с горячей щелочью
переходит в степени окисления -1 и +5:

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

Кремний
окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например

, в растворе:

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

Фтор окисляет щёлочи:

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

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое
pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания — это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот
и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу — это класс веществ, которые
в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют
анионы OH — . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури
определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания,
соответственно, — это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория — теория Льюиса.
Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя
аддукты Льюиса (аддукт — это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать
протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила
справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты — это распад
HCl на H + и Cl — .

Свойства кислот и оснований

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется
газ.

Часто используемые кислоты:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 ,
HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3

Часто используемые основания:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − ,
HSO 4 − , SO 4 2− , Cl −

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H + и анионы.
Пример сильной кислоты — соляная кислота HCl:

HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl — (р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Список сильных кислот

• HCl — соляная кислота
• HBr — бромоводород
• HI — йодоводород
• HNO 3 — азотная кислота
• HClO 4 — хлорная кислота
• H 2 SO 4 — серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF (р-р) + h3O (ж) → h4O + (р-р) + F — (р-р) —
в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
=

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов,
чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

• HF фтороводородная
• H 3 PO 4 фосфорная
• H 2 SO 3 сернистая
• H 2 S сероводородная
• H 2 CO 3 угольная
• H 2 SiO 3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены,
щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

• NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
• KOH гидроксид калия (едкое кали)
• LiOH гидроксид лития
• Ba(OH) 2 гидроксид бария
• Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH — :

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

Большинство слабых оснований — это анионы:

F — (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH — (р-р)

Список слабых оснований

• Mg(OH) 2 гидроксид магния
• Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
• Zn(OH) 2 гидроксид цинка
• NH 4 OH гидроксид аммония
• Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и
основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H 3 O + + OH — ↔ 2H 2 O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции:
Слабое основание (р-р) + H 2 O ↔ Слабая кислота (р-р) + OH — (р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства
основания:

HX (р-р) + OH — (р-р) ↔ H 2 O + X — (р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

Диссоциация воды

Диссоциация — это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от
равновесия, которое присутствует в воде:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH — (р-р)

K c = / 2

Константа равновесия воды при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее
равенство: = 10 -14 , что называется константой
диссоциации воды. Для чистой воды = = 10 -7 ,
откуда -lg = 7.0.

Данная величина (-lg) называется pH — потенциал водорода. Если pH кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр — устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический
сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора,
используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль — это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- .
В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли
, необходимо определить, какие ионы присутствуют
в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH:
не отдают ионы ни H + , ни OH — в воде. Например, Cl — , NO — 3 ,
SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F — , CH 3 COO — ,
CO 2- 3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного
основания, в основном состоят из:

• Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
• Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание
с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

• Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
• Ёмкость раствора — количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв
  на pH раствора
• Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

Конспект урока по химии на тему «Нерастворимые основания» 8 класс

Тема. Нерастворимые основания

Цели урока. Закрепить знания учащихся о химических свойствах гидроксидов; развивать навыки составления химических реакций на примере химических свойств щелочей и нерастворимых оснований.

Тип урока. Формирование умений и навыков, урок-исследование.

Формы работы. Лабораторная работа, работа с опорной схемой.

Оборудование и реактивы. ПСХЭ Д.И.Менделеева, таблица растворимости, плакат «Правила техники безопасности в кабинете химии», NaOH, HCl, H₂SO₄, индикатор, CuSO₄, горелка с сухим горючим.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Актуализация

• Что такое гидроксиды?

• Как классифицируют гидроксиды?

• В чем основное отличие между щелочами и нерастворимыми гидроксидами?

Задание 1

Работа с опорной схемой

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Основной этап урока

Гидроксид + Кислота = Соль + Вода

Гидроксид + Соль (1) = Гидроксид + Соль (2)

Гидроксид + Кислотный оксид = Соль + Н₂О

Гидроксид = ^t Основный оксид + Вода

Нам известно 4 основных химических свойства гидроксидов.

Свойства нерастворимых оснований несколько отличаются от свойств щелочей.

К химическим свойствам нерастворимых оснований относятся:

Основание = ^t Основный оксид + Вода

Основание + Кислота = Соль + Вода

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Опыт 1. Получение нерастворимых оснований

При взаимодействии гидроксида натрия с сульфатом меди в осадок выпадает гидроксид меди (нерастворимое основание). Уравнения реакции и свои наблюдения занесите в таблицу.

Опыт 2. Термическое разложение нерастворимых оснований

Полученный гидроксид меди попробуем разложить при помощи нагревания. Уравнения реакции и свои наблюдения занесите в таблицу.

Опыт 3. Взаимодействие нерастворимого основания с кислотой

При взаимодействии нерастворимого основания и кислоты образуется соль и вода. Данная реакция является реакцией нейтрализации.

Вывод. С какими химическими свойствами мы сегодня познакомились?

4. Закрепление

Задание 2

Осуществить превращения:

Cu(OH)₂ → CuO → CuSO₄ → Cu(OH)₂

1. Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

2. CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

3. CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + 2H₂O

5. Домашнее задание

Проработать соответствующий параграф

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ

На основании наблюдений и знаний о химических свойствах гидроксидов заполнить опорную схему.

Реагенты

Наблюдения

Уравнение реакции

Вывод

NaOH

CuSO₄

Cu(OH)₂

ᵗ

Ca(OH)₂

HCl

Опыты по химии. Основания | Подготовка к ЦТ и ЕГЭ по химии

Чтобы поделиться, нажимайте

Действие щелочей на индикаторы

Как индикаторы реагируют на щелочную среду? Приготовим пробирки с раствором щелочи – гидроксидом натрия. Для определения кислотности используют лакмус, метилоранж, фенолфталеин. В щелочной среде лакмус окрашивается в синий цвет, метилоранж – в желтый, фенолфталеин становится малиновым.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Получение и химические свойства амфотерных гидроксидов

Для того чтобы исследовать амфотерный гидроксид — гидроксид цинка, получим его из сульфата цинка — действием сильной щелочи.

ZnSO₄ + 2NaOH = Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

В двух одинаковых пробирках происходит одно и то же — образуется белый студенистый осадок гидроксида цинка. Гидроксид цинка реагирует и с кислотой (в нашем опыте — с соляной)

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

и со щелочью –

H₂ZnO₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

осадок гидроксида растворяется в обеих пробирках. Значит гидроксид цинка ведет себя и как кислота, и как основание. Такая двойственность называется амфотерностью. Гидроксид цинка – амфотерен. Амфотерными свойствами обладают также гидрооксиды алюминия, олова(II), свинца(II).

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок, пипетка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила безопасной работы с растворами кислот и щелочей. Избегать попадания кислот и щелочей на кожу и слизистые оболочки.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Получение нерастворимых оснований

Нерастворимые основания образуют малоактивные металлы. Среди них – медь Cu.

Нерастворимый гидроксид меди Cu(OH)₂ образуется при действии щелочи на соли меди. В пробирке — раствор сульфата меди CuSO_4. Добавляем щелочь. Выпадает осадок голубого цвета – гидроксид меди (II).

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, пипетка.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей и с солями меди, избегать попадания этих веществ на кожу и слизистые оболочки.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Распознавание растворов щелочи, кислоты и воды с помощью индикаторов (практическая работа)

С помощью индикаторов, например лакмуса, можно установить, в какой из пробирок находится раствор щелочи, раствор кислоты и вода. В трех пробирках – неизвестные растворы. Добавляем несколько капель лакмуса. В первой пробирке лакмус остается фиолетовым, в этой пробирке – вода. Во второй пробирке лакмус становится синим, в этой пробирке – раствор щелочи. В третьей пробирке лакмус краснеет, в этой пробирке – раствор кислоты.

НС1 → Н⁺ + С1^—

NaOH →Na⁺ + OH^—

С помощью лакмуса мы распознали растворы щелочи, кислоты и воду.

Оборудование: пробирки, штатив для пробирок.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей и кислот.

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Химические свойства нерастворимых оснований

Чтобы исследовать гидроксид меди (II), получим его действием щелочи на растворимую соль меди (II).

СuSO₄ + 2NaOH = Сu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄

Гидроксид меди (II), – основание, практически нерастворимое в воде, поэтому фенолфталеин не меняет окраску. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается на два оксида: черный оксид меди (II) и воду.

Сu(OH)₂ = СuO + H₂O

На примере гидроксида меди мы убедились в том, что нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид металла и воду.

Оборудование: пробирка, штатив для пробирок, пипетка, спиртовка, держатель.

Техника безопасности. Следует соблюдать правила работы с растворами щелочей и с солями меди, избегать попадания этих веществ на кожу и слизистые оболочки. Следует также соблюдать правила работы с нагревательными приборами.

Постановка опыта – Елена Махиненко, текст – к.п.н. Павел Беспалов.

Химические свойства оснований — Институт развития образования Еврейской автономной области

Автор: Светлана Николаевна  Шевченко,  учитель химии МБОУ СОШ № 11 с.Волочаевка

Уровень изучения: базовый

Тип урока: изучения нового материала

Цель урока:

— образовательная: изучить свойства оснований. Сформировать представление о действии индикаторов в различных средах. Дать определение реакции нейтрализации. Научить подтверждать свойства оснований уравнениями химических реакций.

— развивающая: продолжить формировать умения составлять химические уравнения, развивать навыки проведения химического эксперимента, безопасной работы с веществами и оборудованием. Развивать умение анализировать, сопоставлять, делать выводы.

— воспитывающая: воспитывать уважительное отношение к товарищам, ответственность и дисциплинированность; интерес к предмету.

Приборы и оборудование: штативы с пробирками, растворы гидроксида натрия, соляной кислоты, сульфата меди. Индикаторы фенолфталеин, метилоранж, лакмусовая бумага, держатель, горелка. Мультимедийный комплекс.

УМК: Химия. 8 класс :учебн. для общеобразоват. организаций с прил. на электрон. носителе (DVD)/Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман.-М.:Просвещение, 2014.- 208с.:ил. Интерактивное учебное пособие «Окраска индикаторов в различных средах», «Техника проведения химического эксперимента».

Формы работы: индивидуальная, работа в парах, фронтальная.

Методы работы: частично- поисковый, иллюстративно- объяснительный, метод химического эксперимента.

Ход урока

• Организация класса. (1-2 минуты)
• Определение темы урока, постановка целей и задач урока. (1-2 минуты)
• Актуализация опорных знаний. (2-3минуты)
• Изучение новой темы (20-25 минут)
• Первичное закрепление и осмысление полученных знаний (7-10 минут)
• Подведение итогов урока. Рефлексия. Оценивание работы на уроке. (2-3 минуты)
• Домашнее задание. (1-2 минуты)

.- Здравствуйте ребята! Сегодня продолжим наше знакомство с основаниями .Что кроме названий и классификации, мы должны знать об этом классе веществ? (свойства веществ, применение). Правильно, и тема нашего урока: «Химические свойства оснований».

Актуализация.

2. Наша задача — опытным путем изучить химические свойства оснований и научиться подтверждать их уравнениями реакций.

3. — Давайте вспомним классы неорганических веществ.

Дайте определения( учащиеся дают определения -оксиды, кислоты, соли, основания. Давайте вспомним, как называются основания и общая формула? (ответы учащихся – гидроксиды, условная запись общей формулы — Ме(ОН)m).)

Назовите класс вещества, формулы которых написаны на доске/h3SO4 CuSO4 NaOH CuCl2 SO3 K2O HCl NiSO4/

Немного истории. Чем мыли волосы женщины в Древней Руси? Рецепт был такой: взять ковш золы (показать образец), да не простой, а еловой или подсолнечника, замочить в дубовом ведре ключевой водой, настоять сутки, процедить, фильтрат развести водой, подогреть и мыть волосы. Полученный чудо раствор мыльный на ощупь и носит название «щелок». Вот им и мыли волосы женщины. Полученное вещество относится к классу оснований.

Тема.

Сегодня мы с вами представим, что находимся в химической лаборатории и исследуем основания. Еще раз напоминаю правила техники безопасности при работе с хим веществами.У вас на столах лежат инструкции по проведению опытов

Задание 1. На ваших столах образцы оснований – NaOH KOH Ca(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2..Проверьте их на растворимость. Занесите наблюдения в таблицу.

Сделайте вывод 1./один из учащихся комментирует- Основания по растворимости делятся на растворимые-щелочи и нерасторимые/ Запишите в схему.Работа с табл растворимости

Учитель: щелочи образованы мет 1(А) и 2(А) группы , кроме Ве и Мg.(учащиеся записывают)Щелочи –мылкие на ощупь, едкие, разьедают кожу, ткани, бумагу, поэтому гидроксиды натрия и калия называют соответственно едкий натр и едкое кали. (учащиеся записывают названия).

Демонстрационный опыт учителя: шерстяная нить и конц щелочь(желтеет)

Изучим сначала свойства щелочей.

Задание 2. Изменяют и как цвет индикатора щелочи?(работа по инструкции)Запись наблюдений.

Вывод 2 /один из учащихся комментирует – щелочи изменяют цвет индикатора, метил оранжевый на желтый, фенлфталеин на малиновый, лакмус на синий, индикаторная бумага//

Вспомните и сравните как изменяет цвет индикатора кислоты(ответы учащихся)

Демонстрационный опыт учителя: изменения цвета индикатора в конц щелочи и разб;.

Вывод 3. Насыщеность цвета зависит от концентрации щелочи.Знакомство со шкалой рН среды (рН-показателем шкалы)-таблица на доске

Демонстрационный опыт проверка раствора золы и определение рН.-слабый раствор щелочи

Задание 3.С чем могут взаимодействовать основания. Вспомните схему.(ответы учащихся с кислотами , с кислотными оксидами, с солями)

Работа по инструкции. Проведите два опыта. NaOH + HCl; КOH + h3SO4. Что наблюдаете?(ответы учащихся –изменение цвета индикатора , небольшое вскипание)

Учитель: После реакции цвет индикатора восстановился, так как кислота и щелочь нейтрализовали друг друга. Эта реакция называется р. нейтрализации. Р нейтрализации- это …

Запись наблюдений. У доски учащиеся пишут уравнения реакций

NaOH + HCl;

КOH + h3SO4 с объяснением.(составление формул веществ, уравнивание, дают названия продуктам и определяют класс. )

Вывод -В обоих реакциях образуется соль и вода.Делаем общий вывод.

Вывод 4. Щелочи реагируют с кислотами.

Учитель. По схеме щелочи реагируют с кислотными оксидами. Давайте запишем уравнения реакцих данных щелочей с кислотными оксидами. У доски учащиеся пишут уравнения с помощью учителя. Вывод –образуется соль и вода

NaOH + СО2; (пример- образование белого налета на склянке с щелочью)

КOH + SO3

Вывод 5. Щелочи реагируют с кислотными оксидами

Задание 4 .Возвращаемся к схеме-с чем еще могут реагировать щелочи (ответы –с солями)

Работа по инструкции. Проведите три опыта.

NaOH + СuCl2 Что наблюдаете?(ответы учащихся –выпадение голубого осадка)Запись уравнения реакции

NaOH+ К2SO4. Что наблюдаете?(нет признаков реакции)

NaOH+ СuСО3 Что наблюдаете?(нет признаков реакции)

Сделайте выводы.(подсказка-какие соли должны быть(работа с таблицей растворимости)

Вывод:5 1)щелочи реагируют только с растворимыми солями; 2) реакция идет, только в случае выпадения осадка.

Учитель Обобщите с какими классами веществ взимодействуют растворимые основания

А теперь рассмотрим свойства нерастворимых оснований по аналогии с растворимыми

Задание 5 Опустите индикаторную бумагу в пробирку с гидроксидом меди с водой. Сделайте вывод(ответ не изменяет цвет индикатора)

Вывод. Нерастворимые основания не изменяют цвет индикатора

Задание 6. Работа по инструкции-добавьте серной кислоты к Си(ОН)2. Что наблюдаете? (ответы-растворение вещества и образование прозрачного раствора голубого цвета) Сделайте вывод.Учащийся у доски записывает уравнение реакции с объяснением.Тоже реакция нейтрализации

Вывод. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды.

Учитель. Нерастворимые основания не реагируют с кислотными оксидами и солями . но зато у них есть особое свойство — это реакция разложения при нагревании. Запишите уравнение реакции разложения гидроксида меди и гидроксида железа

Обобщите свойства нерастворимых оснований (ответы учащихся –нераств основания реагируют с кислотами и разлагаются при нагревании

Подведение итогов урока.

Что такое щелочи? С чем взаимодействуют?Как определить растворимое или не растворимое основание? С чем взаимодействует нераств основание?

Рефлексия.

Что нового узнали на этом уроке?

Какое настроение сложилось в ходе урока?

Понравился ли урок и ВАША работа на нем?

Оценивание

Домашнее задание. параграф 42; стр. 144 выучить таблицу

Реакция нейтрализации, свойства оснований | moiurokihimii.ru

Слово «нейтрализация» обычно означает «обезвреживание», «уничтожение», С точки зрения химика нейтрализация — это уничтожение одного вещества другим, обычно это взаимодействие основания и кислоты.

Попробуем проделать такой опыт. Длинную трубку с делениями и краником на нижнем конце — бюретку — укрепим вертикально в лапке штатива и нальем в нее раствор кислоты, например, соляной. Под кончик бюретки подставим стакан с раствором щелочи, подкрашенной фенолфталеином в яркий малиновый цвет.

Теперь будем по каплям добавлять раствор кислоты из бюретки в стакан со щелочью и размешивать раствор щелочи после каждой добавки. Сначала мы не заметим признаков реакции — раствор в стакане останется малиновым. Но настанет такой момент, когда всего от одной добавленной капли жидкость в стакане обесцветится. Это значит, что щелочи здесь больше нет.

Похожая реакция показана в этом видео:

Если в этот раствор добавить несколько капель фиолетового лакмуса, раствор не изменит окраски. Ни кислоты, ни щелочи в нем теперь нет, а получилось какое-то новое вещество, не окрашивающее индикаторы. Попробуем определить состав этого вещества, пользуясь уравнением реакции:

                           КОН   +  НСl   →  ?

Запомним: везде, где встречаются кислота и основание, из атомов Н и групп ОН  образуются молекулы воды H₂O. Оставшиеся части молекул — атомы металла из основания и кислотные остатки бывшей кислоты — образуют  соль:

                                KOH   +   HCl  →   KCl   +   H₂O

Совершенно неважно, сколько гидроксогрупп было в молекуле основания и сколько атомов водорода было в молекуле кислоты. Важно одно: обязательно получатся соль и вода:

                 2Al(OH)₃  +  3H₂SO₄   → Al₂(SO₄)₃  +  6H₂O

Составляя такие уравнения реакций нейтрализации, надо подбирать нужные коэффициенты, чтобы уравнять число гидроксогрупп и число атомов водорода. Тогда и формулу соли составить будет легче. Напоминаем: формула соли составляется по валентности металла и кислотного остатка.

Взаимодействие основания с кислотой, при котором образуются соль и   вода,  называется нейтрализацией.

Нейтрализовать кислотой можно не только щелочь, но и нерастворимое основание. Например, темно-синий осадок гидроксида меди (II) при добавлении раствора кислоты постепенно исчезает, как бы растворяясь в ней. Получается растворимая соль:

             Cu(OH)₂  +  2HNO₃  → Cu(NO₃)₂  +  2H₂O

В этом видео гидроксид меди нейтрализуется серной кислотой:

Нерастворимые основания, подобно щелочам, вступают в реакции нейтрализации с кислотами. Во всех этих реакциях получаются соли и вода:

                     Zn(OH)₂  +  2HCl  → ZnCl₂  +  2H₂O

Между прочим, обычная ржавчина — это смесь оксида и гидроксида трехвалентного железа. Оба эти вещества реагируют с кислотами, поэтому ржавчину с металлического изделия можно удалить раствором кислоты:

                     Fe₂O₃  +  6HCl →  2FeCl₃  +  3H₂O

                       Fe(OH)₃ + 3HCl →  FeCl₃  + 3H₂O

Не забудем после удаления ржавчины промыть изделие водой, чтобы кислота не повредила металл — она может реагировать и с ним тоже.

Еще одно свойство нерастворимых оснований — способность их разлагаться при нагревании

Нагреем синий порошок гидроксида меди (II) в пробирке, как показано на рисунке. Скоро порошок из синего станет черным, а на стенках пробирки появятся капельки воды:

                      Cu(OH)₂ →  CuO  +  H₂O

Металл в оксиде имеет ту же валентность, какую он имел в основании. Это мы учтем в составлении уравнений реакций разложения других нерастворимых оснований:

                 2Fe(OH)₃  →  Fe₂O₃  +  3H₂O

                   Mg(OH)₂ →    MgO  +  H₂O

Еще на эту тему:

Лабораторный опыт №26. Нерастворимые основания.

В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II).

Примечание. Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов.

Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции».

Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) мл соляной кислоты. Что наблюдаете?

Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их.

Составьте молекулярное и ионные уравнения проведанной реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции».

Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди (II) (рис. 143). Что наблюдаете?

Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции».

При добавлении гидроксида натрия к сульфату меди (II) наблюдается образование осадка синего цвета (гидроксида меди (II)):
CuSO₄ + 2NaOH ⟶ Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓
Cu²⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^— ⟶ 2Na⁺ + SO₄^2- + Cu(OH)₂↓
Cu²⁺ + 2OH^— ⟶ Cu(OH)₂↓
Эта реакция ионного обмена.

При добавлении соляной кислоты к гидроксиду меди (II) наблюдается растворение осадка:
2HCl + Cu(OH)₂ ⟶ CuCl₂ + 2H₂O
2H⁺ + 2Cl^— + Cu(OH)₂ ⟶ Cu²⁺ + 2Cl^— + 2H₂O
2H⁺ + Cu(OH)₂ ⟶ Cu²⁺ + 2H₂O
Эта реакция: ионного обмена, необратимая, некаталитическая. При выпаривании раствора образуются кристаллы зеленого цвета, это кристаллогидрат хлорида меди (II).

При нагревании гидроксида меди (II) наблюдается его почернение, т. к. образуется оксид меди (II):
Cu(OH)₂  ^t ⟶ CuO + H₂O
Эта реакция: разложения, эндотермическая, необратимая.

gomolog.ru1https://gomolog.ru/reshebniki/8-klass/gabrielyan-2013/lab/26.html

Приготовление растворимых солей — Приготовление солей — Редакция GCSE Chemistry (Single Science) — Другое

Растворимые соли могут быть получены путем взаимодействия кислот с растворимыми или нерастворимыми основаниями.

Получение соли из щелочи

Если вы используете щелочь, которая является растворимой основой, вам нужно добавить ровно столько кислоты, чтобы получился нейтральный раствор (проверьте небольшой образец с помощью универсальной индикаторной бумаги).

Нагрейте солевой раствор, чтобы вода испарилась. Вы получите более крупные кристаллы, если медленно испаряете воду.

Получение соли из щелочи

1. Раствор помещают в испарительный бассейн и нагревают горелкой Бунзена

2. Количество раствора уменьшилось за счет испарения

3. Раствор испарился, оставив кристаллизованное растворенное вещество

Получение соли из нерастворимого оксида или карбоната металла

Оксид меди и оксиды или гидроксиды других переходных металлов не растворяются в воде. Если основание нерастворимо, требуется дополнительная стадия для образования соли.

Вы добавляете основание в теплую кислоту до тех пор, пока не перестанет растворяться и у вас не останется немного основания — это называется «избытком». Вы фильтруете смесь, чтобы удалить излишки основания, а затем выпариваете воду в фильтрате, чтобы оставить соль.

Получение соли из нерастворимого оксида или карбоната металла

Твердая и жидкая смесь наливается в фильтрующую воронку

Жидкость может капать через фильтровальную бумагу в стакан ниже, оставляя твердые частицы позади

Химическая реакция | Определение, уравнения, примеры и типы

Химическая реакция , процесс, в котором одно или несколько веществ, реагентов, превращаются в одно или несколько различных веществ, продуктов.Вещества — это химические элементы или соединения. Химическая реакция перестраивает составляющие атомы реагентов с образованием различных веществ в виде продуктов.

горение

Полено горело в огне. Сжигание древесины является примером химической реакции, в которой древесина в присутствии тепла и кислорода превращается в углекислый газ, водяной пар и золу.

© chrispecoraro / iStock.com

Популярные вопросы

Каковы основы химических реакций?

• Химическая реакция — это процесс, в котором одно или несколько веществ, также называемых реагентами, превращаются в одно или несколько различных веществ, известных как продукты.Вещества — это химические элементы или соединения.
• Химическая реакция перестраивает составляющие атомы реагентов с образованием различных веществ в виде продуктов. Свойства продуктов отличаются от свойств реагентов.
• Химические реакции отличаются от физических изменений, которые включают изменения состояния, такие как таяние льда в воду и испарение воды в пар. Если происходит физическое изменение, физические свойства вещества изменятся, но его химическая идентичность останется прежней.

Что происходит с химическими связями, когда происходит химическая реакция?

Согласно современным представлениям о химических реакциях, связи между атомами в реагентах должны быть разорваны, а атомы или части молекул снова собираются в продукты, образуя новые связи. Энергия поглощается для разрыва связей, а энергия выделяется по мере образования связей. В некоторых реакциях энергия, необходимая для разрыва связей, больше, чем энергия, выделяемая при создании новых связей, и конечным результатом является поглощение энергии.Следовательно, в реакции могут образовываться разные типы связей. Кислотно-основная реакция Льюиса, например, включает образование ковалентной связи между основанием Льюиса, разновидностью, которая поставляет электронную пару, и кислотой Льюиса, разновидностью, которая может принимать электронную пару. Аммиак — пример базы Льюиса. Пара электронов, расположенных на атоме азота, может быть использована для образования химической связи с кислотой Льюиса.

Как классифицируются химические реакции?

Химики классифицируют химические реакции несколькими способами: по типу продукта, по типам реагентов, по результатам реакции и по механизму реакции.Часто данную реакцию можно разделить на две или даже три категории, включая реакции газообразования и осаждения. Многие реакции производят газ, такой как диоксид углерода, сероводород, аммиак или диоксид серы. Подъем теста для кексов вызван реакцией газообразования между кислотой и пищевой содой (гидрокарбонатом натрия). Классификация по типам реагентов включает кислотно-основные реакции и реакции окисления-восстановления, которые включают перенос одного или нескольких электронов от восстановителя к окислителю.Примеры классификации по результатам реакции включают реакции разложения, полимеризации, замещения, отщепления и присоединения. Цепные реакции и реакции фотолиза являются примерами классификации по механизму реакции, которая дает подробную информацию о том, как атомы перемешиваются и собираются заново при образовании продуктов.

Химические реакции являются неотъемлемой частью технологии, культуры и, по сути, самой жизни. Сжигание топлива, плавка чугуна, изготовление стекла и глиняной посуды, пивоварение, производство вина и сыра — вот многие примеры деятельности, включающей химические реакции, которые были известны и использовались на протяжении тысячелетий.Химические реакции изобилуют геологией Земли, атмосферы и океанов, а также огромным количеством сложных процессов, которые происходят во всех живых системах.

Следует отличать химические реакции от физических изменений. Физические изменения включают изменения состояния, такие как таяние льда в воду и испарение воды в пар. Если происходит физическое изменение, физические свойства вещества изменятся, но его химическая идентичность останется прежней. Вне зависимости от физического состояния вода (H ₂ O) представляет собой одно и то же соединение, каждая молекула которого состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.Однако, если вода в виде льда, жидкости или пара встречает металлический натрий (Na), атомы будут перераспределены, давая новым веществам молекулярный водород (H ₂ ) и гидроксид натрия (NaOH). Таким образом, мы знаем, что произошло химическое изменение или реакция.

тающий лед

Тающий лед, водопад Нижнее Чистилище, на притоке реки Соухеган между Мон-Верноном и Линдборо, Нью-Гэмпшир. Таяние льда — это физическое изменение, а не химическая реакция.

Уэйн Дионн / © Отдел развития туризма и путешествий Нью-Гэмпшира

Исторический обзор

Концепция химической реакции возникла около 250 лет назад.Он возник в ранних экспериментах, в которых вещества классифицировались как элементы и соединения, а также в теориях, объясняющих эти процессы. Разработка концепции химической реакции сыграла первостепенную роль в определении современной химии.

Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту.
Подпишитесь сейчас

Первые существенные исследования в этой области были посвящены газам. Особое значение имело определение кислорода в XVIII веке шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле и английским священником Джозефом Пристли.Особенно заметно влияние французского химика Антуана-Лорана Лавуазье, который подтвердил важность количественных измерений химических процессов. В своей книге Traité élémentaire de chimie (1789; Элементарный трактат по химии ) Лавуазье выделил 33 «элемента» — вещества, не разбитые на более простые сущности. Среди своих многочисленных открытий Лавуазье точно измерил вес, набранный при окислении элементов, и приписал результат объединению элемента с кислородом.Концепция химических реакций, включающих комбинацию элементов, ясно появилась из его работ, и его подход побудил других исследовать экспериментальную химию как количественную науку.

Другим исторически значимым событием в области химических реакций было развитие теории атома. В этом большая заслуга английского химика Джона Далтона, который в начале XIX века постулировал свою атомную теорию. Дальтон утверждал, что материя состоит из маленьких неделимых частиц, что частицы или атомы каждого элемента уникальны и что химические реакции участвуют в перегруппировке атомов с образованием новых веществ.Такой взгляд на химические реакции точно определяет текущую тему. Теория Дальтона послужила основой для понимания результатов ранних экспериментаторов, включая закон сохранения материи (материя не создается и не разрушается) и закон постоянного состава (все образцы вещества имеют одинаковый элементный состав).

Таким образом, эксперимент и теория, два краеугольных камня химической науки в современном мире, вместе определили понятие химических реакций.Сегодня экспериментальная химия дает бесчисленное количество примеров, а теоретическая химия позволяет понять их значение.

Основные понятия химических реакций

При создании нового вещества из других веществ химики говорят, что они либо проводят синтез, либо синтезируют новый материал. Реагенты превращаются в продукты, и этот процесс символизируется химическим уравнением. Например, железо (Fe) и сера (S) объединяются с образованием сульфида железа (FeS).Fe (s) + S (s) → FeS (s) Знак плюс указывает, что железо реагирует с серой. Стрелка означает, что реакция «образует» или «дает» сульфид железа, продукт. Состояние вещества реагентов и продуктов обозначается символами (s) для твердых веществ, (l) для жидкостей и (g) для газов.

Реакции осаждения | Безграничная химия

Реакция осаждения

Реакции осаждения превращают ионы в нерастворимую соль в водном растворе.

Цели обучения

Различайте способы записи реакций осаждения (полное ионное уравнение и чистое ионное уравнение) и используйте таблицу растворимости, чтобы определить, будет ли происходить реакция осаждения

Основные выводы

Ключевые моменты

• Реакция осаждения относится к образованию нерастворимой соли при объединении двух растворов, содержащих растворимые соли. Нерастворимая соль, выпадающая из раствора, известна как осадок, отсюда и название реакции.
• Реакции осаждения могут помочь определить присутствие различных ионов в растворе.
• Таблица растворимости может использоваться для прогнозирования реакций осаждения.

Ключевые термины

• осаждение : процесс образования нерастворимой соли из ее водных ионов и выпадения из раствора
• чистое ионное уравнение : метод записи реакции осаждения без ионов-наблюдателей

Осаждение относится к химической реакции, которая происходит в водном растворе, когда два иона связываются вместе с образованием нерастворимой соли, которая известна как осадок.

Реакция осаждения может происходить, когда два раствора, содержащие разные соли, смешиваются, и пара катион / анион в полученном комбинированном растворе образует нерастворимую соль; эта соль затем выпадает в осадок из раствора.

Ниже приводится общий лабораторный пример реакции осаждения. Водный раствор нитрата серебра (AgNO ₃ ) добавляют к раствору, содержащему хлорид калия (KCl), и наблюдается осаждение белого твердого вещества, хлорида серебра (AgCl):

AgNO ₃ ( водн. ) + KCl ( водн. ) → AgCl ( с ) + KNO ₃ ( водн. )

Обратите внимание, что полученный хлорид серебра представляет собой осадок и обозначается как твердое вещество.Эту реакцию также можно записать в терминах отдельных диссоциированных ионов в объединенном растворе. Это известно как полное ионное уравнение :

Ag ⁺ _(водн.) + NO ₃ ^— _(водн.) + K ⁺ _(водн.) + Cl ^— _(водн.) → AgCl _(s) + K ⁺ _(водн.) + NO ₃ ^— _(водн.)

Последний способ представления реакции осаждения известен как чистое ионное уравнение .В этом случае любые ионы-наблюдатели (те, которые не участвуют в реакции осаждения) полностью исключены из формулы. Без ионов-наблюдателей уравнение реакции упрощается до следующего:

Ag ⁺ _(водн.) + Cl ^— _(водн.) → AgCl _(s)

Наблюдение за реакциями осаждения может быть полезно в лаборатории для определения присутствия различных ионов в растворе. Например, если нитрат серебра добавляют к раствору неизвестной соли и наблюдается осадок, неизвестный раствор может содержать хлорид (Cl ^— ).

Наконец, чтобы делать прогнозы о реакциях осаждения, важно помнить правила растворимости. Следующая диаграмма растворимости дает полезную сводку:

График растворимости : Чтобы определить растворимость данной соли, найдите катионный компонент в левой части, сравните его с анионным компонентом в верхней части, затем проверьте, является ли он S — растворимым, I — нерастворимым , или sS — малорастворимый.

Растворимость

Растворимость — это относительная способность растворенного вещества (твердого, жидкого или газообразного) растворяться в растворителе и образовывать раствор.

Цели обучения

Распознавать различные ионы, которые заставляют соль обычно быть растворимой / нерастворимой в воде.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Растворимость — это относительная способность растворенного вещества растворяться в растворителе.
• Несколько факторов влияют на растворимость данного растворенного вещества в данном растворителе. Температура часто играет самую большую роль, хотя давление может иметь значительное влияние на газы.
• Чтобы предсказать, будет ли соединение растворимо в данном растворителе, запомните поговорку: «Подобное растворяется в подобном.«Высокополярные ионные соединения, такие как соль, легко растворяются в полярной воде, но не растворяются в неполярных растворах, таких как бензол или хлороформ.

Ключевые термины

• растворенное вещество : соединение, растворяющееся в растворе (может быть твердым, жидким или газообразным)
• растворимость : относительная способность растворенного вещества растворяться в растворителе
• растворитель : соединение (обычно жидкость), растворяющее растворенное вещество

Определение растворимости

Растворимость — это способность твердого, жидкого или газообразного химического вещества (называемого растворенным веществом ) растворяться в растворителе (обычно в жидкости) и образовывать раствор .Растворимость вещества в основном зависит от используемого растворителя, а также от температуры и давления. Растворимость вещества в конкретном растворителе измеряется концентрацией насыщенного раствора. Раствор считается насыщенным, если добавление дополнительного растворенного вещества больше не увеличивает концентрацию раствора.

Степень растворимости широко варьируется в зависимости от веществ, от бесконечно растворимых (полностью смешиваемых), таких как этанол в воде, до плохо растворимых, таких как хлорид серебра в воде.Термин «нерастворимый» часто применяется к плохо растворимым соединениям. При определенных условиях равновесная растворимость может быть превышена, давая перенасыщенный раствор.

Растворимость не зависит от размера частиц; по прошествии достаточного времени даже крупные частицы со временем растворятся.

Факторы, влияющие на растворимость

Температура

Растворимость данного растворенного вещества в данном растворителе обычно зависит от температуры. Для многих твердых веществ, растворенных в жидкой воде, растворимость имеет тенденцию соответствовать повышению температуры.По мере того, как молекулы воды нагреваются, они вибрируют быстрее и могут лучше взаимодействовать с растворенным веществом и разрушать его.

Зависимость растворимости различных веществ от изменения температуры : Растворимость большинства веществ увеличивается с повышением температуры; например, в горячей воде растворяется больше сахара, чем в холодной.

Растворимость газов показывает обратную зависимость от температуры; то есть при повышении температуры растворимость газа имеет тенденцию к снижению.На графике зависимости растворимости от температуры обратите внимание на то, как растворимость имеет тенденцию увеличиваться с повышением температуры для солей и уменьшаться с повышением температуры для газов.

Давление

Давление незначительно влияет на растворимость твердых и жидких растворенных веществ, но сильно влияет на растворы с газообразными растворенными веществами. Это становится очевидным каждый раз, когда вы открываете банку с газировкой; Шипение из банки происходит из-за того, что ее содержимое находится под давлением, что гарантирует, что сода остается газированной (то есть углекислый газ остается растворенным в растворе).Вывод из этого состоит в том, что растворимость газов имеет тенденцию коррелировать с увеличением давления.

Полярность

Популярная поговорка, используемая для предсказания растворимости: «Подобное растворяется в подобном». Это утверждение указывает на то, что растворенное вещество лучше всего растворяется в растворителе, имеющем аналогичную химическую структуру; способность растворителя растворять различные соединения зависит в первую очередь от его полярности. Например, полярное растворенное вещество, такое как сахар, хорошо растворяется в полярной воде, менее растворяется в умеренно полярном метаноле и практически не растворяется в неполярных растворителях, таких как бензол.Напротив, неполярное растворенное вещество, такое как нафталин, нерастворимо в воде, умеренно растворимо в метаноле и хорошо растворимо в бензоле.

График растворимости

График растворимости показывает растворимость многих солей. Соли щелочных металлов (и аммония), а также соли нитрата и ацетата всегда растворимы. Карбонаты, гидроксиды, сульфаты, фосфаты и соли тяжелых металлов часто нерастворимы.

График растворимости : Растворимость солей, образованных из катионов слева и анионов вверху, обозначается как: растворимые (S), нерастворимые (I) или малорастворимые (sS).

Растворимость : Растворимость растворенных солей и газов в жидком растворителе.

Молекулярные, ионные и полные ионные уравнения

Реакции осаждения могут быть записаны в виде молекулярных, ионных или полных ионных уравнений.

Цели обучения

Определите, записано ли химическое уравнение в молекулярной, ионной или полной ионной форме.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Химические реакции, протекающие через ионные формы, можно описать разными способами.
• Молекулярные уравнения показывают реагирующие вещества в виде их молекулярной формулы с добавленными нижними индексами, чтобы указать их твердую, жидкую, газообразную или водную природу.
• Ионные уравнения показывают реагирующие частицы как их ионные компоненты. Для описания состояния вещества индексы не нужны, потому что все ионы находятся в водном растворе. Чистое ионное уравнение — это уравнение, в котором ионы-наблюдатели удалены.
• Ионы Spectator присутствуют в растворе, но не участвуют в реальной реакции осаждения.

Ключевые термины

• электролит : вещество, которое при растворении в растворе позволяет раствору проводить электричество
• соль : ионное соединение, состоящее из катионов и анионов. Составляющие ионы удерживаются вместе ионными, а не ковалентными связями
• ион-наблюдатель : ион, который присутствует в растворе, но не участвует в реакции осаждения

Молекулярное уравнение

Существуют различные способы записи реакций осаждения.В молекулярном уравнении электролиты записываются как соли, за которыми следует ( водн. ), чтобы указать, что электролиты полностью диссоциированы на составляющие их ионы; обозначение ( водн. ) указывает, что ионы находятся в водном растворе . Например, реакция водного раствора хлорида кальция с водным раствором нитрата серебра может быть записана следующим образом:

[латекс] \ text {CaCl} _ {2} (aq) +2 \ text {AgNO} _ {3} (aq) \ rightleftharpoons \ text {Ca} (\ text {NO} _ {3}) _ { 2} (водн.) + 2 \ text {AgCl} (s) [/ latex]

В правой части уравнения осадитель (AgCl) записан в его полной формуле и обозначен как твердое вещество, поскольку это осадок, который образуется в результате реакции.{-} [/ latex] и ионы остаются в растворе и не участвуют в реакции. Их называют ионами-наблюдателями, потому что они не принимают непосредственного участия в реакции; скорее, они существуют с одинаковой степенью окисления как на стороне реагента, так и на стороне продукта химического уравнения. Они нужны только для баланса заряда исходных реагентов.

18,7: Растворимость и pH — Chemistry LibreTexts

Цели обучения

• Чтобы понять, почему растворимость многих соединений зависит от pH.

Растворимость многих соединений сильно зависит от pH раствора. {-}}] \]

Согласно принципу Ле Шателье, больше МА будет растворяться до тех пор, пока не будет \ (Q = K_ {sp} \).{2+} (водн.) + 2HF (водн.) \ Label {17.20} \]

Пример \ (\ PageIndex {1} \) показывает, как рассчитать эффект растворимости при добавлении сильной кислоты к раствору труднорастворимой соли.

Трудно растворимые соли, полученные из слабых кислот, обычно лучше растворяются в кислых растворах.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Оксалат свинца (PbC ₂ O ₄ ), иодид свинца (PbI ₂ ) и сульфат свинца (PbSO ₄ ) все довольно нерастворимы, со значениями K _sp , равными 4.8 × 10 ⁻¹⁰ , 9,8 × 10 ⁻⁹ и 2,53 × 10 ⁻⁸ соответственно. Как влияет добавление сильной кислоты, такой как хлорная кислота, на их относительную растворимость?

Дано: K _sp Значения для трех соединений

Запрошено: относительная растворимость в растворе кислоты

Стратегия:

Напишите сбалансированное химическое уравнение растворения каждой соли. Поскольку на самое сильное сопряженное основание больше всего повлияет добавление сильной кислоты, определите относительную растворимость по относительной основности анионов.{2 -} _ {4 (водн.)} \ Nonumber \]

Добавление сильной кислоты будет иметь наибольшее влияние на растворимость соли, которая содержит сопряженное основание слабой кислоты в качестве аниона. Поскольку HI является сильной кислотой, мы прогнозируем, что добавление сильной кислоты к насыщенному раствору PbI ₂ не сильно повлияет на его растворимость; кислота просто диссоциирует с образованием H ⁺ (водн.) и соответствующего аниона. Напротив, оксалат представляет собой полностью депротонированную форму щавелевой кислоты (HO ₂ CCO ₂ H), которая является слабой дипротонной кислотой (p K _a1 = 1.+ (водн.) \ rightarrow HO_2CCO_2H (водн.) \ nonumber \]

Эти реакции будут уменьшаться [C ₂ O ₄ ^2-], вызывая растворение большего количества оксалата свинца для снятия нагрузки на систему. -_ {4 (aq)} \ nonumber \]

Потому что HSO ₄ ^— имеет pKa, равное 1.99, эта реакция будет лежать в основном слева, как написано. Следовательно, мы прогнозируем, что влияние добавленной сильной кислоты на растворимость PbSO ₄ будет значительно меньше, чем для PbC ₂ O ₄ .

Упражнение \ (\ PageIndex {1} \)

Какая из следующих нерастворимых солей — AgCl, Ag ₂ CO ₃ , Ag ₃ PO ₄ и / или AgBr — будет значительно более растворимой в 1,0 M HNO ₃ , чем в чистой воде?

Ответ

Ag ₂ CO ₃ и Ag ₃ PO ₄

Пещеры и связанные с ними вершины и каменные шпили представляют собой один из самых впечатляющих примеров pH-зависимой растворимости Equilbria (часть (a) на рисунке \ (\ PageIndex {1} \) :).{2−} 3 (водн.) \ Rightleftharpoons CaCO3 (s)} \ label {17. −_ {3 (водный)} \ rightleftharpoons CaCO_ {3 (s)} + CO_ {2 (g)} + H_2O (l) \ label {17.24} \]

Прямое направление — это та же реакция, при которой образуется твердое вещество, называемое накипью, в чайниках, кофеварках, водонагревателях, бойлерах и других местах, где жесткая вода постоянно нагревается.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Химия образования пещер. (а) Эта пещера в Кампанете, Майорка, Испания, и связанные с ней образования являются примерами рН-зависимых равновесий растворимости. (b) Пещера образуется, когда грунтовые воды, содержащие атмосферный CO ₂ , образуя кислый раствор, растворяют известняк (CaCO ₃ ) в процессе, который может занять десятки тысяч лет.Когда грунтовые воды просачиваются в пещеру, вода испаряется из раствора CaCO ₃ в воде, обогащенной CO ₂ , образуя перенасыщенный раствор и сдвиг равновесия, вызывающий осаждение CaCO ₃ . Отложенный известняк в конечном итоге образует сталактиты и сталагмиты.

Когда содержащий подземные воды атмосферный CO ₂ (уравнения \ (\ ref {17.21} \) и \ (\ ref {17.22} \)) попадает в микроскопические трещины в отложениях известняка, CaCO ₃ растворяется в кислотный раствор в обратном направлении уравнения \ (\ ref {17.24} \). Трещины постепенно увеличиваются с 10–50 мкм до 5–10 мм, и этот процесс может длиться до 10 000 лет. В конце концов, примерно через 10 000 лет образуется пещера. Подземные воды с поверхности просачиваются в пещеру и цепляются за потолок, где вода испаряется и вызывает смещение равновесия в уравнении \ (\ ref {17.24} \) вправо. Осаждение круглого слоя твердого CaCO ₃ приводит к образованию длинного полого шпиля из известняка, называемого сталактитом, который растет с потолка.Ниже, где капли падают с потолка, аналогичный процесс вызывает рост другого шпиля, называемого сталагмитом. Те же процессы, которые вырезают под землей, работают и над землей, в некоторых случаях создавая фантастически запутанные ландшафты, такие как провинция Юньнань в Китае (рис. \ (\ PageIndex {2} \)).

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): Растворимость уравновешивает формирование карстовых ландшафтов. Такие пейзажи, как крутые известняковые вершины Каменного леса в провинции Юньнань, Китай, образованы в результате того же процесса, который создает пещеры и связанные с ними образования.

Кислые, основные и амфотерные оксиды и гидроксиды

Одна из самых ранних классификаций веществ была основана на их растворимости в кислых растворах по сравнению с основными, что привело к классификации оксидов и гидроксидов как основных или кислых. Основные оксиды и гидроксиды реагируют с водой с образованием основного раствора или легко растворяются в водной кислоте. Кислые оксиды или гидроксиды реагируют с водой с образованием кислого раствора или растворимы в водной основе.- (водн.) \ Label {17.25} \]

\ [SO_ {3 (g)} + H_2O (l) \ rightarrow H_2SO_ {4 (aq)} \ label {17.26} \]

Оксид цезия реагирует с водой с образованием щелочного раствора гидроксида цезия, тогда как триоксид серы реагирует с водой с образованием раствора серной кислоты — действительно, очень разные поведения.

Оксиды металлов обычно реагируют с водой с образованием основных растворов, тогда как оксиды неметаллов образуют кислые растворы.

Разница в реакционной способности происходит из-за разницы в связывании двух видов оксидов.Из-за низкой электроотрицательности металлов в крайней левой части периодической таблицы их оксиды лучше всего рассматривать как содержащие дискретные катионы M n ⁺ и анионы O ^2-. На другом конце спектра — оксиды неметаллов; из-за своей более высокой электроотрицательности неметаллы образуют оксиды с ковалентными связями с кислородом. Однако из-за высокой электроотрицательности кислорода ковалентная связь между кислородом и другим атомом, E, обычно поляризована: E ^{δ +} –O ^δ– .{2 -} _ {4 (водн.)} + H_2O (l) \ label {17.27} \]

Рисунок \ (\ PageIndex {3} \): Классификация оксидов элементов основной группы по их кислотному или основному характеру. В периодической таблице происходит постепенный переход от основных оксидов к кислым оксидам из нижнего левого угла в верхний правый. Оксиды металлических элементов обычно представляют собой основные оксиды, которые либо реагируют с водой с образованием основного раствора, либо растворяются в водной кислоте. Напротив, оксиды неметаллических элементов представляют собой кислые оксиды, которые либо реагируют с водой с образованием кислого раствора, либо растворимы в водном основании.Оксиды промежуточного характера, называемые амфотерными оксидами, расположены вдоль диагональной линии между двумя крайними значениями. Амфотерные оксиды растворяются в кислоте с образованием воды или растворяются в основании с образованием растворимого комплексного иона. (Радиоактивные элементы не классифицируются.)

Как показано на рисунке \ (\ PageIndex {3} \), происходит постепенный переход от основных оксидов металлов к кислотным оксидам неметаллов, когда мы идем от нижнего левого угла к верхнему правому в периодическом таблица, с широкой диагональной полосой оксидов промежуточного характера, разделяющей две крайние точки.Многие оксиды элементов в этой диагональной области периодической таблицы растворимы как в кислотных, так и в основных растворах; следовательно, они называются амфотерными оксидами (от греческого слова ampho, что означает «оба», как в амфипротическом). Амфотерные оксиды либо растворяются в кислоте с образованием воды, либо растворяются в основании с образованием растворимого комплекса. Как показано в Видео \ (\ PageIndex {1} \), например, смешивание амфотерного оксида Cr (OH) ₃ (также обозначаемого как Cr ₂ O ₃ • 3H ₂ O) с водой дает мутная, пурпурно-коричневая суспензия.-}} \ mathrm {(aq)} \ label {17.29} \]

Видео \ (\ PageIndex {1} \): Гидроксид хрома (III) [Cr (OH) ₃ или Cr ₂ O ₃ • 3H ₂ O] является примером амфотерного Окись. Все три стакана первоначально содержали суспензию коричневато-пурпурного Cr (OH) ₃ (s) (в центре). Когда концентрированную кислоту (6 MH ₂ SO ₄ ) добавляли в стакан слева, Cr (OH) ₃ растворялся с образованием фиолетового [Cr (H ₂ O) ₆ ] ³⁺ ионов и вода.Добавление концентрированного основания (6 M NaOH) в стакан справа привело к растворению Cr (OH) ₃ с образованием зеленых ионов [Cr (OH) ₄ ] ^— . Для более полного описания см. Https://www.youtube.com/watch?v=IQNcLH6OZK0

.

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Гидроксид алюминия, записываемый как Al (OH) ₃ или Al ₂ O ₃ • 3H ₂ O, является амфотерным. Напишите химические уравнения, описывающие растворение гидроксида алюминия в (а) кислоте и (б) в основании.

Дано: амфотерное соединение

Запрошено: реакции растворения в кислоте и основании

Стратегия:

Используя уравнения \ (\ ref {17.28} \) и \ (\ ref {17.29} \) в качестве руководства, запишите реакции растворения в растворах кислоты и основания.

Решение

1. Кислота отдает протоны гидроксиду с образованием воды и гидратированного иона металла, поэтому гидроксиду алюминия, который содержит три иона OH ^— на Al, требуется три иона H ⁺ :

\ [Al (OH) _ {3 (s)} + 3H ^ + (aq) \ rightarrow Al ^ {3+} (aq) + 3H_2O (l) \ nonumber \]

В водном растворе Al ^{3 +} образует комплексный ион [Al (H ₂ O) ₆ ] ³⁺ .2 _ {- (aq)} \ nonumber \]

Селективное осаждение с использованием pH

Многие растворенные ионы металлов могут быть отделены путем селективного осаждения катионов из раствора при определенных условиях. В этом методе pH часто используется для контроля концентрации аниона в растворе, который определяет, какие катионы выпадают в осадок.

Концентрацию анионов в растворе часто можно контролировать, регулируя pH, тем самым обеспечивая селективное осаждение катионов.{2−}] \ label {17.33c} \]

Таким образом, концентрации сульфидов от 1,6 × 10 ⁻²¹ M до 8,0 × 10 ⁻²⁴ M будут приводить к осаждению CdS из раствора, но не ZnS. Как нам получить такую ​​низкую концентрацию сульфида? Насыщенный водный раствор H ₂ S содержит 0,10 M H ₂ S при 20 ° C. P K _a1 для H ₂ S составляет 6,97, а p K _a2 , соответствующее образованию [S ^2-], составляет 12,90. — (aq) \ label {17.{−13} \ label {17.34d} \]

Мы можем показать, что концентрация S ²⁻ составляет 1,3 × 10 ⁻¹³ , сравнив K _a1 и K _a2 и признав, что вклад в [H ⁺ ] от диссоциация HS ^— незначительна по сравнению с [H ⁺ ] от диссоциации H ₂ S. Таким образом, подставляя 0,10 M в уравнение для K _a1 для концентрации H ₂ S, который практически постоянен независимо от pH, дает следующее:

\ [K _ {\ textrm {a1}} = 1.{2 -}}] \]

Хотя [S ^2-] в растворе H ₂ S очень мало (1,3 × 10 ^-13 M), барботирование H ₂ S через раствор до его насыщения приведет к осаждению иона обоих металлов, потому что тогда концентрация S ^2- будет намного больше, чем 1,6 × 10 ^-21 М. Таким образом, мы должны отрегулировать [S ^2-], чтобы оставаться в желаемом диапазоне. Самый прямой способ сделать это — отрегулировать [H ⁺ ], добавив кислоту к раствору H ₂ S (вспомните принцип Ле Шателье), тем самым установив равновесие в уравнении \ (\ ref {17.+}] & = 0.94 \ end {align} \ label {17.38} \]

Таким образом, добавление сильной кислоты, такой как HCl, чтобы сделать раствор 0,94 M в H ⁺ , предотвратит осаждение более растворимого ZnS, обеспечивая при этом осаждение менее растворимого CdS, когда раствор насыщается H ₂ S.

Пример \ (\ PageIndex {3} \)

Раствор содержит 0,010 М Ca ^{2 +} и 0,010 М La ^{3 +} . Какая концентрация HCl необходима для осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O, но не Ca (C ₂ O ₄ ) • H ₂ O если концентрация щавелевой кислоты равна 1.0 М? K _sp значения: 2,32 × 10 ⁻⁹ для Ca (C ₂ O ₄ ) и 2,5 × 10 ⁻²⁷ для La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ ; p K _a1 = 1,25 и p K _a2 = 3,81 для щавелевой кислоты.

Дано: концентрации катионов, K _{значения sp} и значения концентрации и p K _a для щавелевой кислоты

Запрошено: Концентрация HCl, необходимая для селективного осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃

Стратегия:

1. Запишите каждое выражение произведения растворимости и вычислите концентрацию оксалата, необходимую для выпадения осадка.Определите диапазон концентраций, необходимый для селективного осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O.
2. Сложите уравнения для первой и второй диссоциации щавелевой кислоты, чтобы получить общее уравнение для диссоциации щавелевой кислоты до оксалата. Подставьте [ox ^2-], необходимый для осаждения La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O, в общее уравнение диссоциации щавелевой кислоты, чтобы рассчитать необходимое [ H ⁺ ]. {2−}] = (0.+}] & = \ textrm {6,1 M} \ end {align} \ nonumber \]

   Таким образом, добавление достаточного количества HCl для получения [H ⁺ ] = 6,1 M приведет к выпадению в осадок только La ₂ (C ₂ O ₄ ) ₃ • 9H ₂ O из раствора.

   Упражнение \ (\ PageIndex {3} \)

   Раствор содержит 0,015 M Fe ^{2 +} и 0,015 M Pb ^{2 +} . Какая концентрация кислоты необходима для того, чтобы Pb ^{2 +} выпадал в осадок в виде PbS в насыщенном растворе H ₂ S, но Fe ^{2 +} не выпадал в осадок в виде FeS? K _sp значения 6.3 × 10 ⁻¹⁸ для FeS и 8,0 × 10 ⁻²⁸ для PbS.

   Ответ

   0,018 М В ⁺

   Сводка

   Анион в труднорастворимых солях часто является сопряженным основанием слабой кислоты, которая может протонироваться в растворе, поэтому растворимость простых оксидов и сульфидов, как сильных оснований, часто зависит от pH. Анион во многих труднорастворимых солях является сопряженным основанием слабой кислоты.При низком pH протонирование аниона может резко увеличить растворимость соли. Оксиды можно разделить на кислые оксиды или основные оксиды. Кислые оксиды реагируют с водой с образованием кислого раствора или растворяются в сильном основании; большинство кислых оксидов — это оксиды неметаллов или оксиды металлов в высоких степенях окисления. Основные оксиды реагируют с водой с образованием основного раствора или растворяются в сильной кислоте; самые основные оксиды — это оксиды металлических элементов. Оксиды или гидроксиды, растворимые как в кислотных, так и в основных растворах, называются амфотерными оксидами.Большинство элементов, оксиды которых проявляют амфотерные свойства, расположены вдоль диагональной линии, разделяющей металлы и неметаллы в периодической таблице. В растворах, содержащих смеси растворенных ионов металлов, pH можно использовать для контроля концентрации анионов, необходимой для селективного осаждения желаемого катиона.

   Авторы и ссылки

   Изготовление карбоната магния: образование нерастворимой соли в воде | Эксперимент

   В этом эксперименте растворимыми солями являются сульфат магния и карбонат натрия, а образовавшейся нерастворимой солью является карбонат магния, который можно фильтровать, сушить и собирать.

   Это короткий эксперимент стандартного класса. До момента, когда влажный продукт можно будет отложить для высыхания, должно пройти не более 20 минут.

   Если растворы могут быть предоставлены в заранее отмеренных количествах 25 см ³ в маркированных контейнерах, можно будет легко управлять распределением химикатов и контролем количества, и практическая работа может начаться без промедления.

   Карбонат натрия в разбавленном растворе является слабощелочным. Таким образом, некоторые другие вопросы безопасности, по сути, ограничиваются безопасным обращением со стеклянной посудой.Даже их можно свести к минимуму за счет использования полиэтиленовых фильтрующих воронок. Таким образом, этот эксперимент подходит для большинства классов в качестве классного.

   Оборудование

   Аппарат

   • Защита глаз
   • Колбы конические (100 см ³ ) x2
   • Фильтровальная воронка (диаметр 65 мм или аналогичная, примечание 1)
   • Фильтровальная бумага (размер подходит для используемых воронок)

   Примечания к аппаратуре

   1. Полиэтиленовые фильтрующие воронки безопаснее и дешевле стеклянных.Размер фильтровальной бумаги в сложенном виде должен соответствовать размеру воронки. Для этого эксперимента подойдет самый дешевый сорт фильтровальной бумаги.

   Химия

   • Раствор карбоната натрия, 0,5 М, 25 см ³
   • Раствор сульфата магния, 0,5 М, 25 см ³

   Примечания по охране труда, технике безопасности и технике

   • Прочтите наше стандартное руководство по охране труда и технике безопасности
   • Пользоваться защитными очками.
   • Если растворы реагентов могут быть распределены в заранее отмеренных количествах, количество отходов сокращается, а организация урока упрощается.Все емкости, используемые для этих растворов, должны быть промаркированы.
   • Раствор карбоната натрия, Na ₂ CO ₃ (водн.) — см. CLEAPSS Hazcard HC095a и CLEAPSS Recipe Book RB080.
   • Раствор сульфата магния, MgSO ₄ (водн.) — см. CLEAPSS Hazcard HC059b.
   • Карбонат магния, 3MgCO ₃ .Mg (OH) ₂ .3H ₂ O (s) — см. CLEAPSS Hazcard HC059b.

   Процедура

   1. Смешайте 25 см ³ раствора сульфата магния и 25 см ³ раствора карбоната натрия в конической колбе.
   2. Поместите фильтрующую воронку в горлышко другой конической колбы.
   3. Согните фильтровальную бумагу по размеру фильтровальной воронки и установите на место.
   4. Осторожно перемешайте реакционную смесь и вливайте понемногу в фильтровальную бумагу в воронке. Вливайте только столько раствора, чтобы уровень раствора оставался на 1 см ниже края фильтровальной бумаги. Разрешить фильтровать.
   5. В колбе должен собраться прозрачный раствор. Если раствор непрозрачный, и в нем остается белое помутнение, нужно будет повторить фильтрацию.
   6. Осторожно извлеките влажную фильтровальную бумагу из воронки и положите на чистое сухое бумажное полотенце. Наклейте этикетку своим именем (именами) и оставьте в теплом месте, защищенном от посторонних воздействий, до полного высыхания (несколько часов).

   Показать полноэкранный режим

   Учебные заметки

   В этом эксперименте нет никаких серьезных опасностей, за исключением риска разбить стекло, если колба опрокинется.

   Образование осадков при смешивании двух растворов часто встречается в химии.Этот эксперимент задуман как первое знакомство с этим явлением для детей от 11 до 14 лет, а также с практическими методами фильтрации. Эксперимент можно сделать визуально более захватывающим, сделав окрашенную соль, такую ​​как карбонат меди (II); в этом случае уровень химической опасности несколько выше, так как карбонат меди (II) ВРЕДНО.

   Поскольку это предназначено как первое введение, интерпретация должна быть ограничена развитием слова «уравнение» как краткого описания того, что произошло:

   сульфат магния + карбонат натрия → карбонат магния + сульфат натрия

   На данном этапе ученикам нелегко предложить название соли, оставшейся в растворе.К этому нужно подходить осторожно, возможно, путем обсуждения в группе или в классе. Использование вырезанных этикеток на карточках: «натрий», «магний», «карбонат» и «сульфат» для передвижения учащихся поможет многим из них понять идею «обмена партнерами».

   Вы могли бы добавить интерес к тому, какие соли используются и какие соли образуются. Назовите их использование, если это поможет классу понять, что эти вещества важны не только в лаборатории. См. ниже.

   Справочная информация

   Сульфат магния известен как английская соль.Это связано с тем, что вода, которую можно найти в спа-салоне в Эпсоме в графстве Суррей, содержит эту соль в довольно высокой концентрации. В настоящее время английская соль используется редко, но использовалась в медицине как слабительное.

   Карбонат натрия естественным образом содержится в высоких концентрациях в содовых озерах Кении и Танзании в Восточной Африке. Он также производится в огромных количествах и используется во многих отраслях промышленности, включая химическую промышленность и производство стекла. Он содержится в домашних условиях в виде стиральной соды и в некоторых стиральных порошках.Чтобы узнать больше о карбонате натрия в целом, вас может заинтересовать книга Королевского химического общества «Карбонат натрия: универсальный материал».

   Карбонат магния содержится в минеральном доломите, смешанном с карбонатом кальция. Большинство известняков содержат определенную долю карбоната магния, а некоторые — очень высокую долю. Карбонат магния используется в промышленности в качестве основного источника соединений магния, он используется во многих медицинских препаратах для лечения расстройства желудка, а также в качестве мела для гимнастики.

   Сульфат натрия, известный как глауберова соль, содержится (как и английская соль) в некоторых природных рассолах. Он используется в больших количествах в таких отраслях, как производство древесной массы, стекло и моющие средства, а также является мягким слабительным средством.

   Если этот эксперимент проводится со школьниками старшего возраста, вы можете попросить их составить уравнение символа:

   MgSO ₄ (водн.) + Na ₂ CO ₃ (водн.) → MgCO ₃ (s) + Na ₂ SO ₄ (водн.)

   Ионное уравнение вместе с концепцией «иона-наблюдателя», вероятно, подойдет меньшему количеству студентов.Однако вряд ли это будет эксперимент, в котором вводится концепция ионов-наблюдателей, поскольку есть лучшие примеры с визуальными цветовыми подсказками о том, что происходит. Ионное уравнение:

   Mg ²⁺ (водн.) + CO ₃ ^2- (водн.) → MgCO ₃ (s)

   и ионы-наблюдатели: Na ⁺ (водн.) И SO ₄ ^2- (водн.)

   Вопросы студентов

   Вот несколько возможных вопросов для студентов.

   1. Что вы видели в колбе при смешивании растворов?
   2. Что собрано в фильтровальной бумаге? Опишите, что вы видите.
   3. Как называется твёрдая соль, которую вы сделали?
   4. Подскажите название соли, оставшейся в растворе в конце колбы. Объясните, как вы определились с этим названием.
   5. Заполните словесное уравнение этой реакции: сульфат магния + карбонат натрия →… +…

   GCSE Chemistry, Year 10, Preparation of Salts page

   GCSE Chemistry, Year 10, Preparation of Salts page

   вернуться наверх

   ---

   Соли — растворимость

   (1) Получение и растворимость:

   Соли получают реакцией кислоты с металлом или основанием, таким как карбонат, гидроксид или оксид металла.

   Кислота обеспечивает ион неметалла для соли, например ионы хлорида, сульфата или нитрата.

   Металл или основание обеспечивает ион металла для соли, например натрий или медь.

   Метод, используемый для производства той или иной соли, зависит от двух факторов —

   (i) растворимость используемого основания и

   (ii) растворимость получаемой соли.

   Поскольку все кислоты представляют собой водные растворы, необходимая кислота не влияет напрямую на способ приготовления.

   В следующей таблице приведены значения растворимости различных оснований и солей,

   Серебро

   соединение	соединение металла, растворимое в воде	не растворим в воде
   гидроксид	натрий, калий, аммоний, кальций	все остальные
   оксид	натрий, калий, кальций (все растворяются с образованием гидроксида)	все остальные
   карбонат	натрий, калий, аммоний	все остальные
   нитрат	все возможное	нет
   сульфат	все остальные	свинец, барий
   хлорид	все остальные	, свинец

   Существует три основных метода получения солей —

   (i) для металла или нерастворимого основания, реагирующего с кислотой, для получения растворимой соли используется фильтрация, e.грамм. взаимодействие оксида меди (II) с серной кислотой с образованием сульфата меди (II).

   (ii) для реакции растворимого основания с кислотой с образованием растворимой соли используется титрование, например взаимодействие гидроксида натрия с соляной кислотой с образованием хлорида натрия.

   (iii) для реакции нерастворимого основания с кислотой с образованием нерастворимой соли используют двухстадийный процесс, включающий фильтрацию с последующим осаждением, например взаимодействие оксида свинца (II) сначала с азотной кислотой с образованием нитрата свинца (II), а затем реакция нитрата свинца (II) с водными иодид-ионами с образованием иодида свинца (II).

   (2) Кривые растворимости:

   Кривая растворимости — это график, показывающий растворимость конкретного соединения в растворителе при различных температурах.

   Например —

   Данные для этого графика можно собрать, выполнив серию экспериментов при различных температурах.

   Стакан с водой нагревают до необходимой температуры и при перемешивании добавляют в едок избыток твердого вещества. Избыток отфильтровывают, сушат и взвешивают, а растворенную массу можно вычислить вычитанием.

   График можно использовать для расчета количества твердого вещества, необходимого для получения насыщенного раствора при определенной температуре.

   Например —

   вернуться наверх

   ---

   Соли — Способы приготовления солей

   (1) Получение сульфата меди (II):

   Экспериментальный лист для получения сульфата меди (II).

   Как показано на диаграммах выше, первая стадия — это добавление черного оксида меди (II) к серной кислоте.Для полноценной реакции требуется мягкий нагрев; однако необходимо следить за тем, чтобы кислота не кипела, так как это может быть большой угрозой безопасности.

   Оксид меди (II) добавляют до тех пор, пока не перестанет быть видимой реакция, т.е. основание больше не растворяется, и в синем растворе будет видно твердое вещество черного цвета.

   Затем смесь фильтруют (стадия 2 выше), чтобы удалить избыток черного твердого вещества и оставить прозрачный синий раствор в испарительной чаше. Если синий раствор осторожно нагреть, чтобы удалить часть воды и дать ему медленно остыть, появятся кристаллы.Чем медленнее будет происходить эта кристаллизация, тем больше будут образовываться кристаллы.

   Попытайтесь уравновесить уравнение этой реакции,

   (2) Получение хлорида натрия:

   Экспериментальный лист для приготовления хлорида натрия.

   N.B .: Этот метод приготовления используется при получении любых без исключения солей натрия или калия.

   Проблема с реакцией растворимого основания с кислотой состоит в том, что после того, как вся кислота прореагировала, избыток основания не будет виден.Эта проблема решается добавлением в реакционную смесь третьего химического вещества, называемого индикатором.

   Индикаторы — это химические вещества, меняющие цвет при изменении pH. Итак, если добавить индикатор в кислоту, он будет одного цвета. По мере добавления основания pH раствора повышается до тех пор, пока после того, как вся кислота прореагирует, то есть нейтрализована, и теперь в избытке основания, индикатор не изменит цвет.

   Образцовые индикаторы —

   Показатель	цвет в кислоте	цвет в базе
   фенолфталеин	бесцветный	фиолетовый
   метиловый оранжевый	красный	желтый

   Этот метод требует умения добавлять основание в кислоту достаточно медленно, чтобы индикатор просто менял цвет с одной каплей избытка основания.

   Специальная посуда используется для обеспечения максимальной точности измерения объема в этой технике. Кислота, необходимая для начала, измеряется с помощью пипетки в конической колбе, и в колбу добавляется несколько капель индикатора.

   Устанавливают зажимную стойку с прикрепленной бюреткой, см. Схему выше, и бюретку заполняют раствором основы.

   База медленно добавляется из бюретки, пока индикатор не изменит цвет. Требуемый объем основания можно определить по маркировке на боковой стороне бюретки.

   Эксперимент можно проводить несколько раз, чтобы получить более точное среднее значение объема основания, которое необходимо добавить для нейтрализации используемой кислоты.

   После определения этого точного значения эксперимент можно запустить в последний раз без какого-либо индикатора. Требуемый объем основы можно осторожно добавить из бюретки для получения бесцветного раствора вместо окрашенных растворов, получаемых при добавлении индикатора.

   Этот прозрачный бесцветный раствор можно нагреть, чтобы стимулировать образование кристаллов, а затем дать ему медленно остыть для образования крупных кристаллов.

   Попытайтесь уравновесить уравнение этой реакции,

   (4) Получение иодида свинца (II):

   Лист экспериментов по получению иодида свинца (II).

   Не существует прямого метода получения нерастворимой соли из нерастворимого основания. Проблема в том, что при добавлении основания образуется соль, поэтому фильтрация дает смесь двух твердых веществ. Титрование тоже не сработает, так как основа не растворяется в воде.

   На примере получения иодида свинца (II) раствор представляет собой двухстадийный процесс.Первая стадия аналогична способу получения сульфата меди (II) (показанному выше). Оксид свинца (II) добавляют к горячей азотной кислоте, и при избытке оксида смесь фильтруют.

   Получают фильтрат раствора нитрата свинца (II). Затем добавляют равный объем раствора иодида калия и полученную смесь фильтруют, получая твердый иодид свинца (II) в качестве остатка.

   вернуться наверх

   ---

   Соли — химические испытания

   Экспериментальный лист для химико-ионных испытаний.

   (1) Ионы металлов:

   Когда ионы металлов реагируют с ионами гидроксида, обычно происходит реакция замещения, поскольку большинство гидроксидов металлов нерастворимы в воде. Гидроксиды группы I, например гидроксид натрия все растворимы в воде, и поэтому, если раствор гидроксида натрия смешать с раствором иона другого металла, образуется осадок.

   Полученные гидроксиды переходных металлов имеют тенденцию быть однозначно окрашенными, поэтому они позволяют легко идентифицировать конкретный ион металла, который присутствует, например.грамм. гидроксид железа (II) — зеленый, гидроксид железа (III) — красный, гидроксид меди (II) — синий.

   Ниже представлена ​​таблица, в которой суммируются осадки, образованные обычными ионами металлов GCSE —

   Катион	Реакция с NaOH (водн.)	Реакция с NH 4 OH (водн.)
   алюминий, Al 3+ (водн.)	белый осадок, растворимый в избытке	белый осадок, нерастворимый в избытке
   аммоний, NH 4 + (водн.)	аммиак (ЗАПАХ!), Полученный при нагревании
   кальций, Ca 2+ (водн.)	белый осадок, нерастворимый в избытке	без осадков
   медь, Cu 2+ (водн.)	голубой осадок, нерастворимый в избытке	светло-голубой осадок, в избытке растворимый с образованием темно-синего раствора
   железо (II), Fe 2+ (водн.)	зеленый осадок, нерастворимый в избытке	зеленый осадок, нерастворимый в избытке
   железо (III), Fe 3+ (водн.)	красно-коричневый осадок, нерастворимый в избытке	красно-коричневый осадок, нерастворимый в избытке
   цинк, Zn 2+ (водн.)	белый осадок, растворимый в избытке	белый осадок, растворимый в избытке

   Примерное уравнение —

   2NaOH _(водн.) + CuSO _{4 (водн.)} → Na ₂ SO _{4 (водн.)} + Cu (OH) _{2 (с)}

   Эти уравнения также могут быть представлены только реагирующими ионами, что упрощает уравнение —

   2 ^— OH _(водн.) + Cu ²⁺ _(водн.) → Cu (OH) _{2 (т.)}

   Как видно из приведенной выше таблицы, если вместо гидроксида натрия использовать гидроксид аммония, NH ₄ OH, возникают некоторые различия.Гидроксид аммония является более слабым основанием, чем гидроксид натрия, т.е. в растворе меньше гидроксид-ионов.

   Для ионов кальция это означает, что гидроксид-ионов недостаточно для образования гидроксида кальция, поэтому осадка не видно.

   Добавление избыточных гидроксид-ионов позволяет лучше различать ионы, такие как алюминий и цинк. Обычно гидроксиды являются основаниями, т. Е. Реагируют только с кислотами; однако некоторые гидроксиды металлов являются амфотерными, т.е. они реагируют как с кислотами, так и с основаниями.Так обстоит дело с гидроксидом алюминия и гидроксидом цинка. Если к осадку добавить избыток гидроксида натрия, происходит реакция с образованием растворимого продукта.

   Примерное уравнение —

   гидроксид натрия + гидроксид алюминия → алюминат натрия

   3NaOH _(водн.) + Al (OH) _{3 (с)} → Na ₃ Al (OH) _{6 (водн.)}

   Гидроксид аммония является слишком слабым основанием для протекания этой реакции, поэтому гидроксид алюминия не растворяется в избытке гидроксида аммония.

   В случае гидроксида цинка и гидроксида меди (II) осадки растворяются в избытке гидроксида аммония не из-за кислотно-щелочной реакции, а потому, что молекулы аммиака окружают ионы металлов в растворе, делая их растворимыми. Это идея, которая более подробно рассматривается в химии A2 (см. Переходные элементы в разделе «Тенденции и закономерности»).

   Попытайтесь уравновесить уравнения для этих реакций осаждения,

   (2) Ионы неметаллов:

   Нет специальной схемы для тестирования ионов неметаллов.Галогенид-ионы, хлорид, бромид и йодид, проверяются путем добавления азотной кислоты, затем водного раствора нитрата серебра и наблюдения за цветом образовавшегося осадка (см. Галогены в 10-м классе GCSE Chemistry).

   Карбонат-ионы реагируют с кислотами с выделением углекислого газа, который можно проверить, пропустив газ через известковую воду.

   Сульфат-ионы претерпевают реакцию замещения при добавлении к подкисленному водному хлориду бария, BaCl ₂ . Образуется белый осадок сульфата бария.

   Ионы аммония также являются ионами неметаллов и проверяются путем нагревания соединения аммония водным гидроксидом натрия или другим сильным основанием. При этом образуется газообразный аммиак, который можно проверить, поместив в газ влажную красную лакмусовую бумагу. Если он становится синим, это значит, что выделен основной газ, и это должен быть аммиак.

   Примерное ионное уравнение —

   NH ₄ ⁺ _(водн.) + ^— OH _(водн.) → NH _{3 (г)} + H ₂ O _(л)

   Ниже приведена таблица, в которой суммируются наблюдения для обычных тестов на неметаллические ионы —

   Анион	Реакция
   карбонат, CO 3 2- (водн.)	CO 2 выделяется при реакции с разбавленными кислотами
   хлорид, Cl — (водн.)	дает белый осадок с подкисленным нитратом серебра, AgNO 3 (водн.)
   йодид, I — (водн.)	дает желтый осадок с подкисленным нитратом свинца, Pb (NO 3 ) 2 (водн.)
   нитрат, NO 3 — (водн.)	аммиак, NH 3 , выделяется при нагревании с NaOH (водн.) и алюминиевой фольгой (см. Испытания на газообразном аммиаке ниже)
   сульфат, SO 4 2- (водн.)	дает белый осадок с подкисленным хлоридом бария, BaCl 2 (водн.)

   (3) Газы:

   Ниже приведена таблица, в которой резюмируются различные газовые тесты, встречающиеся в GCSE —

   .

   Газ	Тест
   аммиак, NH 3	превращается в влажную красную лакмусовую бумагу в синий цвет (+ ЗАПАХ!)
   диоксид углерода, CO 2	дает белый осадок с известковой водой
   хлор, Cl 2	отбеливает влажную лакмусовую бумагу
   водород, H 2	взрывается светящейся шиной
   кислород, O 2	зажигает светящуюся шину

   наверх

   ---

   написано доктором Ричардом Кларксоном: © Суббота, 1 ноября 1997 г.

   Обновлено: 2 понедельник ^-е апреля 2012 г.

   почта на: chemistryrules

   Создано с помощью,

   Карбонатная химия — Science Learning Hub

   Карбонат кальция является основным минеральным компонентом известняка.Его химические и физические свойства лежат в основе современного использования известняка, а также уникальных пейзажей из известняка в сельской местности.

   Карбонат кальция — минеральные формы

   Основным минеральным компонентом известняка является кристаллическая форма карбоната кальция, известная как кальцит. Хотя кристаллы кальцита принадлежат к тригональной кристаллической системе, показанной ниже, обнаружено большое разнообразие форм кристаллов.

   Одиночные кристаллы кальцита обладают оптическим свойством, называемым двойным лучепреломлением (двойное лучепреломление).Это сильное двойное лучепреломление заставляет объекты, просматриваемые через прозрачный кусок кальцита, казаться двойными.

   Другая минеральная форма карбоната кальция называется арагонитом. Его кристаллическая решетка отличается от кристаллической решетки кальцита, что приводит к другой форме кристалла — орторомбической системе с кристаллами игольчатой ​​формы.

   Растворимость

   Карбонат кальция имеет очень низкую растворимость в чистой воде (15 мг / л при 25 ° C), но в дождевой воде, насыщенной диоксидом углерода, его растворимость увеличивается из-за образования более растворимого бикарбоната кальция.Карбонат кальция необычен тем, что его растворимость увеличивается с понижением температуры воды.

   Повышенная растворимость карбоната кальция в дождевой воде, насыщенной диоксидом углерода, является движущей силой эрозии известняковых пород, приводящей к образованию в течение длительного времени каверн, пещер, сталагмитов и сталактитов. Дождевая вода является слабокислой, и когда она встречается с известняком, часть карбоната кальция вступает в реакцию с образованием раствора бикарбоната кальция.

   CaCO 3 ( с )	+	CO 2 ( г )	+	H	H )	→	Ca (HCO 3 ) 2 ( вод. пещеры и пещеры.Образование сталактитов и сталагмитов фактически является обращением этого процесса растворения в том смысле, что богатая бикарбонатом вода, которая капает с потолка пещеры, частично испаряется, оставляя после себя отложения карбоната кальция.
   Ca (HCO 3 ) 2 ( водн. )	→	CaCO 3 ( s )	+	93296 CO ( г )	+	H 2 O ( л )

   Термическое разложение

   При нагревании выше 840 ° C карбонат кальция разлагается с выделением углекислого газа и оставив после себя оксид кальция — белое твердое вещество.

   92796

   CaCO 3 ( с )

   →

   CO 2 ( г )

   +

   92796

   Оксид кальция, известный как известь, входит в десятку ведущих химических веществ, ежегодно производимых термическим разложением известняка.

   Термическое разложение карбоната кальция до извести — одна из старейших известных химических реакций.В течение нескольких тысяч лет известь использовалась в растворах (паста из извести, песка и воды) для цементирования камней в зданиях, стенах и дорогах. При схватывании раствора происходит несколько химических реакций.

   Сначала известь «гашится» водой с образованием гидроксида кальция (гашеная известь

   CaO ( с ) известь

   +

   H 2 O ( л ) вода

   →

   Ca (OH) 2 ( s ) гашеная известь

   Со временем это реагирует с диоксидом углерода в воздухе с образованием кристаллов карбонат кальция, который связывает песчинки вместе, образуя твердый скальный материал.

   Ca (OH) 2 ( s ) гашеная известь

   +

   CO 2 ( г ) диоксид углерода 96

   3

   CaCO 3 ( с ) карбонат кальция

   +

   H 2 O ( л ) вода

   Реакция с кислотами

   Как и карбонаты всех металлов карбонат кальция реагирует с кислотными растворами с образованием газообразного диоксида углерода.Именно эта реакция вызывает шипение известняка при нанесении на его поверхность разбавленной соляной кислоты.

   CaCO 3 ( с )

   +

   2HCl ( вод.

   +

   H 2 O ( л )

   +

   CaCl 2 ( вод. веками использовался в сельском хозяйстве.Его распространяют на полях, чтобы нейтрализовать кислотные соединения в почве и обеспечить кальций, который является важным питательным веществом для растений. Сегодня, в зависимости от требований к почве, фермерам доступны следующие варианты: известь — CaO гашеная известь — Ca (OH) 2 измельченный чистый кальцитовый известняк — CaCO 3 доломитовый известняк — CaMg (CO 3 ) 2 В медицине антациды, содержащие небольшое количество карбоната кальция, используются для лечения «кислого желудка».Происходящая химическая реакция включает нейтрализацию избытка кислоты карбонатом кальция. Такие бренды, как Quick-Eze и TUMS, используют карбонат кальция в качестве «активного» ингредиента. of science Пытаясь понять окружающий нас мир, ученые часто ищут модели поведения, позволяющие сформулировать общие правила или принципы. Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сайт CaCO 3 ( s ) антацид + 2HCl ( водн. г ) + → H 2 O ( л ) + CaCl 2 ( aq ) 4