Oh 3 химия. Химические свойства оснований
2. ОСНОВАНИЯ
Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН -).
С точки зрения теории электролитической диссоциации это электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток), диссоциирующие в водных растворах на катионы металлов и анионы только гидроксид - ионов ОН - .
Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся основания, которые образованы металлами 1-й группы главной подгруппы (LiOH , NaOH и другие) и щелочноземельными металлами (Са (ОН) 2 , Sr (ОН) 2 , Ва (ОН) 2). Основания, образованные металлами других групп периодической системы в воде практически не растворяются. Щелочи в воде диссоциируют полностью:
NaOH ® Na + + OH - .
Многокислотные основания в воде диссоциируют ступенчато:
Ba ( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,
Ba ( OH) + Ba 2+ + OH - .
C тупенчатой диссоциацией оснований объясняется образование основных солей.
Номенклатура оснований.
Основания называются следующим образом: сначала произносят слово «гидроксид », а затем металл, который его образует. Если металл имеет переменную валентность, то она указывается в названии.
КОН – гидроксид калия;
Ca ( OH ) 2 – гидроксид кальция;
Fe ( OH ) 2 – гидроксид железа (II );
Fe ( OH ) 3 – гидроксид железа (III );
При составлении формул оснований исходят из того, что молекула электронейтральна . Гидроксид – ион всегда имеет заряд (–1). В молекуле основания их число определяется положительным зарядом катиона металла. Гидрокогруппа заключается в круглые скобки, а выравнивающий заряды индекс ставится справа внизу за скобками:
Ca +2 (OH ) – 2 , Fe 3+( OH ) 3 - .
по следующим признакам:
1. По кислотности (по числу групп ОН - в молекуле основания): однокислотные – NaOH , KOH , многокислотные – Ca (OH ) 2 , Al (OH ) 3 .
2. По растворимости: растворимые (щелочи) – LiOH , KOH , нерастворимые – Cu (OH ) 2 , Al (OH ) 3 .
3. По силе (по степени диссоциации):
а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH , LiOH , Ba (OH ) 2 , малорастворимый Ca (OH ) 2 .
б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH ) 2 , Fe (OH ) 3 и растворимое NH 4 OH .
4. По химическим свойствам: основные – Са (ОН) 2 , Na ОН; амфотерные – Zn (ОН) 2 , Al (ОН) 3 .
Основания
Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (и магния), а также металлов в минимальной степени окисления (если она имеет переменное значение).
Например: NaOH , LiOH , Mg ( OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Cr (OH ) 2 , Mn (OH ) 2 .
Получение
1. Взаимодействие активного металла с водой:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
Mg + 2 H 2 O Mg( OH ) 2 + H 2
2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 .
3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:
2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2
4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:
Na 2 SO 4 + Ba (OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4
MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.
Физические свойства
Все основания являются твердыми веществами. В воде нерастворимы , кроме щелочей. Щелочи – это белые кристаллические вещества, мылкие на ощупь, вызывающие сильные ожоги при попадании на кожу. Поэтому они называются «едкими». При работе со щелочами необходимо соблюдать определенные правила и использовать индивидуальные средства защиты (очки, резиновые перчатки, пинцеты и др.).
Если щелочь попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды до исчезновения мылкости, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.
Химические свойства
Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид –
ионов ОН - .
1. Изменение цвета индикаторов:
фенолфталеин – малиновый
лакмус – синий
метиловый оранжевый – желтый
2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
Растворимое
Cu( OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.
Нерастворимое
3. Взаимодействие с кислотными оксидами:
2 NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами :
а) при плавлении:
2 NaOH + AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O ,
NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.
б ) в растворе :
2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],
NaOH + AI(OH) 3 → Na.
5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):
2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ] + H 2
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
Ba ( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.
7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:
Ca( OH) 2 CaO + H 2 O,
Cu( OH) 2 CuO + H 2 O.
голубой цвет черный цвет
Амфотерные гидроксиды
Это гидроксиды металлов (Be (OH ) 2 , AI (OH ) 3 , Zn (OH ) 2) и металлов в промежуточной степени окисления (С r (OH ) 3, Mn (OH ) 4).
Получение
Амфотерные гидроксиды получают взаимодействием растворимых солей со щелочами взятых в недостатке или эквивалентном количестве, т.к. в избытке они растворяются:
AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.
Физические свойства
Это твердые вещества, практически нерастворимые в воде. Zn ( OH ) 2 – белый, Fe (ОН) 3 – бурый цвет.
Химические свойства
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований и кислот, поэтому взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.
1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
Zn( OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.
2. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды:
AI( OH) 3 + NaOH Na,
Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,
2Fe( OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.
Лабораторная работа № 2
Получение и химические свойства оснований
Цель работы : ознакомиться с химическими свойствами оснований и способами их получения.
Посуда и реактивы : пробирки, спиртовка. Набор индикаторов, магниевая лента, растворы солей алюминия, железа, меди, магния; щелочь(NaOH , К OH ), дистиллированная вода.
Опыт № 1. Взаимодействие металлов с водой.
В пробирку налить 3–5 см 3 воды и опустить в нее несколько кусочков мелко нарезанной магниевой ленты. Нагреть на спиртовке 3–5 мин, охладить и добавить туда 1–2 капли раствора фенолфталеина. Как изменился цвет индикатора? Сравнить с пунктом 1 на с. 27. Написать уравнение реакции. Какие металлы взаимодействуют с водой?
Опыт № 2. Получение и свойства нерастворимых
оснований
В пробирки с разбавленными растворами солей MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 капель) внести по 6–8 капель разбавленного раствора щелочи NaOH до образования осадков. Отметить их окраску. Записать уравнения реакций.
Разделить полученный синий осадок Cu (OH ) 2 на две пробирки. В одну из них добавить 2–3 капли разбавленного раствора кислоты, в другую _ столько же щелочи. В какой пробирке наблюдалось растворение осадка? Написать уравнение реакции.
Повторить этот опыт с двумя другими гидроксидами , полученными по обменным реакциям. Отметить наблюдаемые явления, записать уравнения реакций. Сделать общий вывод о способности оснований взаимодействовать с кислотами и щелочами.
Опыт№ 3. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
Повторить предыдущий опыт с раствором соли алюминия (AICI 3 или AI 2 (SO 4 ) 3). Наблюдать образование белого творожистого осадка гидроксида алюминия и растворение его при прибавлении как кислоты, так и щелочи. Записать уравнения реакций. Почему гидроксид алюминия обладает свойствами как кислоты, так и основания? Какие еще амфотерные гидроксиды вы знаете?
3. Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.
3.1. Классификация, получение и свойства оснований
Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .
По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:
Однокислотные основания - KOH , NaOH ;
Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;
Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .
Получение оснований
1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(суммарная реакция электролиза)
Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .
Химические свойства оснований
1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .
2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .
Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина
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:
| Твитнуть |
Все темы данного раздела:
Получение оснований
1. Получение щелочей:
1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Сa+2H2O®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+H2O®H2SO4,
P2O5+3H2O®2H3PO4;
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:
2H2SO4+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+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2
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 NH3 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
Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.
Получение гидроксидов.
1. Реакция обмена:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Электролиз водных растворов солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:
К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Химические свойства гидроксидов.
1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.
2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).
3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:
Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .
4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).
6. Взаимодействуют с кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .
