Alkalit ovat monimutkaisia ​​yhdisteitä. Emäkset. Kemialliset ominaisuudet ja valmistusmenetelmät

3. Hydroksidit

Monialkuaineyhdisteistä tärkeä ryhmä ovat hydroksidit. Joillakin niistä on emästen ominaisuuksia (emäksisiä hydroksideja) - NaOH, Ba(OH ) 2 jne.; toisilla on happojen ominaisuuksia (happohydroksidit) - HNO3, H3PO4 ja muut. Niitä on myös amfoteeriset hydroksidit, joka kykenee olosuhteista riippuen osoittamaan sekä emästen että happojen ominaisuuksia - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 jne.

3.1. Emästen luokitus, valmistus ja ominaisuudet

Elektrolyyttisen dissosiaatioteorian näkökulmasta emäkset (emäksiset hydroksidit) ovat aineita, jotka dissosioituvat liuoksissa muodostaen OH-hydroksidi-ioneja - .

Nykyaikaisen nimikkeistön mukaan niitä kutsutaan yleensä alkuaineiden hydroksidiksi, mikä osoittaa tarvittaessa elementin valenssin (roomalaisilla numeroilla suluissa): KOH - kaliumhydroksidi, natriumhydroksidi NaOH , kalsiumhydroksidi Ca(OH ) 2, kromihydroksidi ( II)-Cr(OH ) 2, kromihydroksidi ( III) - Cr (OH) 3.

Metallihydroksidit yleensä jaetaan kahteen ryhmään: vesiliukoinen(alkali- ja maa-alkalimetallien muodostama - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba ja siksi niitä kutsutaan alkaleiksi) ja veteen liukenematon. Suurin ero niiden välillä on OH-ionien pitoisuus - alkaliliuoksissa on melko korkea, mutta liukenemattomilla emäksillä sen määrää aineen liukoisuus ja se on yleensä hyvin pieni. Kuitenkin pienet OH-ionin tasapainopitoisuudet - jopa liukenemattomien emästen liuoksissa tämän yhdisteluokan ominaisuudet määritetään.

Hydroksyyliryhmien lukumäärän mukaan (happamuus) , jotka voidaan korvata happamalla jäännöksellä, erotetaan:

Monohappoemäkset - KOH, NaOH;

Dihappoemäkset - Fe(OH)2, Ba(OH)2;

Trihappoemäkset - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Perusteiden hankkiminen

1. Yleinen menetelmä emästen valmistamiseksi on vaihtoreaktio, jonka avulla voidaan saada sekä liukenemattomia että liukenevia emäksiä:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

Kun tällä menetelmällä saadaan liukoisia emäksiä, liukenematon suola saostuu.

Valmistettaessa veteen liukenemattomia emäksiä, joilla on amfoteerisia ominaisuuksia, tulee välttää ylimääräistä alkalia, koska amfoteerisen emäksen liukenemista voi tapahtua esim.

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

Al(OH)3 + KOH = K.

Tällaisissa tapauksissa ammoniumhydroksidia käytetään hydroksidien saamiseksi, joihin amfoteeriset oksidit eivät liukene:

AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl.

Hopea- ja elohopeahydroksidit hajoavat niin helposti, että yritettäessä saada niitä vaihtoreaktiolla hydroksidien sijasta oksideja saostuu:

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

2. Teknologiassa emäksiä saadaan yleensä elektrolyysillä kloridien vesiliuosista:

2NaCl + 2H 2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

(kokonaiselektrolyysireaktio)

Alkaleita voidaan saada myös saattamalla alkali- ja maa-alkalimetalleja tai niiden oksideja reagoimaan veden kanssa:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,

SrO + H 2O = Sr (OH) 2.

Emästen kemialliset ominaisuudet

1. Kaikki veteen liukenemattomat emäkset hajoavat kuumennettaessa oksideiksi:

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

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

2. Emästen tyypillisin reaktio on niiden vuorovaikutus happojen kanssa - neutralointireaktio. Sekä alkalit että liukenemattomat emäkset tulevat siihen:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

3. Alkalit vuorovaikuttavat happamien ja amfoteeristen oksidien kanssa:

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

2NaOH + Al 2O 3 = 2NaAlO 2 + H2O.

4. Emäkset voivat reagoida happamien suolojen kanssa:

2NaHS03 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2 H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuSO4 + Na2S04 + 2H2O.

5. Erityisesti on korostettava alkaliliuosten kykyä reagoida joidenkin ei-metallien kanssa (halogeenit, rikki, valkoinen fosfori, pii):

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

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (lämmitettynä),

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H20,

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

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

6. Lisäksi tiivistetyt alkaliliuokset voivat kuumennettaessa myös liuottaa joitain metalleja (niitä, joiden yhdisteillä on amfoteerisia ominaisuuksia):

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H2,

Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2.

Alkalisilla liuoksilla on pH> 7 (emäksinen ympäristö), muuta indikaattoreiden väriä (lakmus - sininen, fenolftaleiini - violetti).

M.V. Andriukhova, L.N. Borodina

Yksi vaikeimmista luokista epäorgaaniset aineet- perusteet. Nämä ovat yhdisteitä, jotka sisältävät metalliatomeja ja hydroksyyliryhmän, jotka voivat hajota vuorovaikutuksessa muiden aineiden kanssa.

Rakenne

Emäkset voivat sisältää yhden tai useamman hydroksoryhmän. Emästen yleinen kaava on Me(OH) x. Aina on yksi metalliatomi, ja hydroksyyliryhmien lukumäärä riippuu metallin valenssista. Tässä tapauksessa OH-ryhmän valenssi on aina I. Esimerkiksi NaOH-yhdisteessä natriumin valenssi on I, joten hydroksyyliryhmää on yksi. Emäksessä Mg(OH) 2 magnesiumin valenssi on II, Al(OH) 3:n alumiinin valenssi on III.

Hydroksyyliryhmien lukumäärä voi vaihdella yhdisteissä, joissa on metalleja muuttuva valenssi. Esimerkiksi Fe(OH)2 ja Fe(OH)3. Tällaisissa tapauksissa valenssi ilmoitetaan suluissa nimen jälkeen - rauta(II)hydroksidi, rauta(III)hydroksidi.

Fysikaaliset ominaisuudet

Pohjan ominaisuudet ja aktiivisuus riippuvat metallista. Useimmat emäkset ovat kiinteitä valkoinen hajuton. Jotkut metallit antavat kuitenkin aineelle tyypillisen värin. Esimerkiksi CuOH:lla on keltainen, Ni(OH)2 - vaaleanvihreä, Fe(OH)3 - punaruskea.

Riisi. 1. Alkalit kiinteässä tilassa.

Laji

Pohjat luokitellaan kahden kriteerin mukaan:

• OH-ryhmien lukumäärän mukaan- yksi- ja monihappo;
• vesiliukoisuuden perusteella- emäkset (liukoiset) ja liukenemattomat.

Alkaleita muodostavat alkalimetallit - litium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb) ja cesium (Cs). Lisäksi alkaleja muodostavia aktiivisia metalleja ovat maa-alkalimetallit - kalsium (Ca), strontium (Sr) ja barium (Ba).

Nämä elementit muodostavat seuraavat perusteet:

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

Kaikki muut emäkset, esimerkiksi Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, luokitellaan liukenemattomiksi.

Toisella tavalla emäksiä kutsutaan vahvoiksi emäksiksi ja liukenemattomia emäksiä heikoiksi emäksiksi. Elektrolyyttisessä dissosiaatiossa alkalit luopuvat nopeasti hydroksyyliryhmästä ja reagoivat nopeammin muiden aineiden kanssa. Liukenemattomat tai heikot emäkset ovat vähemmän aktiivisia, koska älä luovuta hydroksyyliryhmää.

Riisi. 2. Pohjien luokitus.

Amfoteeriset hydroksidit ovat erityisen tärkeässä asemassa epäorgaanisten aineiden systematisoinnissa. Ne ovat vuorovaikutuksessa sekä happojen että emästen kanssa, ts. Olosuhteista riippuen ne käyttäytyvät kuin alkali tai happo. Näitä ovat Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 ja muut emäkset.

Kuitti

Perusteet saa eri tavoin. Yksinkertaisin on metallin vuorovaikutus veden kanssa:

Ba + 2H 2O → Ba(OH) 2 + H2.

Alkaleita saadaan saattamalla oksidi reagoimaan veden kanssa:

Na20 + H20 → 2NaOH.

Liukenemattomat emäkset saadaan alkalien ja suolojen vuorovaikutuksen seurauksena:

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

Kemialliset ominaisuudet

Perus kemialliset ominaisuudet pohjat on kuvattu taulukossa.

Reaktiot	Mitä muodostuu	Esimerkkejä
Hapoilla	Suolaa ja vettä. Liukenemattomat emäkset reagoivat vain liukoisten happojen kanssa	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O
Korkean lämpötilan hajoaminen	Metallioksidi ja vesi	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Happamien oksidien kanssa (alkalit reagoivat)		NaOH + CO 2 → NaHC03
Ei-metallien kanssa (alkalit tulevat sisään)	Suola ja vety	2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2
Vaihda suoloihin	Hydroksidi ja suola	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Alkalit joidenkin metallien kanssa	Monimutkainen suola ja vety	2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2

Indikaattorin avulla suoritetaan testi pohjan luokan määrittämiseksi. Kun lakmus on vuorovaikutuksessa emäksen kanssa, se muuttuu siniseksi, fenolftaleiini punaiseksi ja metyylioranssi keltaiseksi.

Riisi. 3. Indikaattorien reaktio emäksiin.

Mitä olemme oppineet?

8. luokan kemian tunnilta opimme emästen ominaisuuksia, luokittelua ja vuorovaikutusta muiden aineiden kanssa. Perusteet - monimutkaiset aineet, joka koostuu metallista ja hydroksyyliryhmästä OH. Ne jaetaan liukeneviin tai alkalisiin ja liukenemattomiin. Alkalit ovat aggressiivisempia emäksiä, jotka reagoivat nopeasti muiden aineiden kanssa. Emäksiä saadaan saattamalla metalli tai metallioksidi reagoimaan veden kanssa sekä suolan ja alkalin reaktiolla. Emäkset reagoivat happojen, oksidien, suolojen, metallien ja ei-metallien kanssa ja hajoavat myös korkeissa lämpötiloissa.

Testi aiheesta

Raportin arviointi

Keskimääräinen arvosana: 4.5. Saatujen arvioiden kokonaismäärä: 135.

a) perusteiden saaminen.

1) Yleinen menetelmä emästen valmistamiseksi on vaihtoreaktio, jonka avulla voidaan saada sekä liukenemattomia että liukenevia emäksiä:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 .

Kun tällä menetelmällä saadaan liukoisia emäksiä, liukenematon suola saostuu.

2) Alkaleita voidaan saada myös saattamalla alkali- ja maa-alkalimetalleja tai niiden oksideja reagoimaan veden kanssa:

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

3) Alkalit tekniikassa saadaan yleensä elektrolyysillä kloridien vesiliuosista:

b)kemiallinenemästen ominaisuudet.

1) Emästen tyypillisin reaktio on niiden vuorovaikutus happojen kanssa - neutralointireaktio. Sekä alkalit että liukenemattomat emäkset tulevat siihen:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2 H2O.

2) Edellä esitettiin, kuinka alkalit ovat vuorovaikutuksessa happamien ja amfoteeristen oksidien kanssa.

3) Kun alkalit ovat vuorovaikutuksessa liukoisten suolojen kanssa, muodostuu uusi suola ja uusi emäs. Tällainen reaktio etenee loppuun vasta, kun vähintään yksi tuloksena olevista aineista saostuu.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) Kuumennettaessa useimmat emäkset, paitsi alkalimetallihydroksidit, hajoavat vastaavaksi oksidiksi ja vedeksi:

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

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

HAPPOT - monimutkaiset aineet, joiden molekyylit koostuvat yhdestä tai useammasta vetyatomista ja happojäännöksestä. Happojen koostumus voidaan ilmaista yleisellä kaavalla H x A, jossa A on happojäännös. Hapoissa olevat vetyatomit voidaan korvata tai vaihtaa metalliatomeilla, mikä johtaa suolojen muodostumiseen.

Jos happo sisältää yhden tällaisen vetyatomin, se on yksiemäksinen happo (HCl - kloorivetyhappo, HNO 3 - typpihappo, HСlO - hypokloorihappo, CH 3 COOH - etikkahappo); kaksi vetyatomia - kaksiemäksiset hapot: H2SO4 - rikki, H2S - rikkivety; kolme vetyatomia ovat kolmiemäksisiä: H 3 PO 4 – ortofosfori, H 3 AsO 4 – ortoarseeninen.

Happojäännöksen koostumuksesta riippuen hapot jaetaan hapettomiin (H 2 S, HBr, HI) ja happea sisältäviin (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). Happipitoisten happojen molekyyleissä vetyatomit ovat yhteydessä hapen kautta keskusatomiin: H – O – E. Happivapaiden happojen nimet muodostuvat ei-metallin venäjänkielisen nimen juuresta, yhdistävä vokaali. - O- ja sanat "vety" (H 2 S – rikkivety). Happipitoisten happojen nimet annetaan seuraavasti: jos happojäännökseen sisältyvä ei-metalli (harvemmin metalli) on korkeimmassa hapetusasteessa, elementin venäjänkielisen nimen juureen lisätään jälkiliitteet. -n-, -ev-, tai - ov- ja sitten loppu -aya-(H 2SO 4 - rikki, H 2CrO 4 - kromi). Jos keskusatomin hapetusaste on alhaisempi, käytetään jälkiliitettä -ist-(H 2 SO 3 – rikkipitoinen). Jos epämetalli muodostaa useita happoja, käytetään muita jälkiliitteitä (HClO - kloori ovatisti aya, HClO 2 – kloori ist aya, HClO 3 – kloori ovat aya, HClO 4 – kloori n aya).

KANSSA
Elektrolyyttisen dissosiaation teorian näkökulmasta hapot ovat elektrolyyttejä, jotka hajoavat vesiliuoksessa muodostaen vain vetyioneja kationeina:

N x A xN + +A x-

H + -ionien läsnäolo aiheuttaa indikaattoreiden värinmuutoksen happoliuoksissa: lakmus (punainen), metyylioranssi (vaaleanpunainen).

Happojen valmistus ja ominaisuudet

A) happojen tuotanto.

1) Happettomia happoja voidaan saada yhdistämällä ei-metallit suoraan veteen ja liuottamalla sitten vastaavat kaasut veteen:

2) Happipitoisia happoja voidaan usein saada saattamalla happooksidit reagoimaan veden kanssa.

3) Sekä hapettomia että happea sisältäviä happoja voidaan saada suolojen ja muiden happojen välisillä vaihtoreaktioilla:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (liuennut) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (kiinteä) + H 2 SO 4 (väkevä) = HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3,

4) Joissakin tapauksissa redox-reaktioita voidaan käyttää happojen tuottamiseen:

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

b ) happojen kemialliset ominaisuudet.

1) Hapot ovat vuorovaikutuksessa emästen ja amfoteeristen hydroksidien kanssa. Tässä tapauksessa käytännössä liukenemattomat hapot (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) voivat reagoida vain liukoisten alkalien kanssa.

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

2) Happojen vuorovaikutusta emäksisten ja amfoteeristen oksidien kanssa on käsitelty edellä.

3) Happojen vuorovaikutus suolojen kanssa on vaihtoreaktio, jossa muodostuu suolaa ja vettä. Tämä reaktio etenee loppuun, jos reaktiotuote on liukenematon tai haihtuva aine tai heikko elektrolyytti.

Ni2SiO3 +2HCl=2NaCl+H2SiO3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Happojen vuorovaikutus metallien kanssa on hapetus-pelkistysprosessi. Pelkistin - metalli, hapetin - vetyionit (hapettamattomat hapot: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (laimennettu), H 3 PO 4) tai happojäännöksen anioni (hapettavat hapot: H 2 SO 4 () conc), HNO 3 (pää ja tauko)). Ei-hapettavien happojen ja metallien vuorovaikutuksen reaktiotuotteet jännitesarjassa veteen asti ovat suola ja vetykaasu:

Zn+H2SO4(dil) =ZnSO4+H2

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

Hapettavat hapot ovat vuorovaikutuksessa lähes kaikkien metallien kanssa, mukaan lukien vähäaktiiviset (Cu, Hg, Ag), ja muodostuu happoanionin, suolan ja veden pelkistystuotteita:

Cu + 2H 2 SO 4 (konsentr.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

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

AMFOTEERINEN HYDROKSIDI happo-emäs kaksinaisuus: ne reagoivat happojen kanssa emäksinä:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,

ja emästen kanssa - kuten hapot:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (reaktio tapahtuu alkaliliuoksessa);

Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reaktio tapahtuu kiinteiden aineiden välillä fuusion aikana).

KANSSA vahvoja happoja ja emäkset, amfoteeriset hydroksidit muodostavat suoloja.

Kuten muutkin liukenemattomat hydroksidit, amfoteeriset hydroksidit hajoavat kuumennettaessa oksidiksi ja vedeksi:

Be(OH)2 = BeO+H2O.

SUOLAA– ioniyhdisteet, jotka koostuvat metallikationeista (tai ammoniumista) ja happojäämien anioneista. Mitä tahansa suolaa voidaan pitää emäksen ja hapon neutralointireaktion tuotteena. Hapon ja emäksen suhteesta riippuen saadaan suoloja: keskimäärin(ZnSO 4, MgCl 2) - emäksen täydellisen neutraloinnin tuote hapolla, hapan(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - ylimäärällä happoa, perus(CuOHCl, AlOHSO 4) – ylimäärällä emästä.

Kansainvälisen nimikkeistön mukaiset suolojen nimet muodostuvat kahdesta sanasta: happoanionin nimestä nominatiivissa ja metallikationin nimestä genitiivissä, osoittaen sen hapettumisasteen, jos se on muuttuva, roomalaisella numerolla. suluissa. Esimerkiksi: Cr 2 (SO 4) 3 – kromi (III) sulfaatti, AlCl 3 – alumiinikloridi. Happamien suolojen nimet muodostetaan lisäämällä sana vesi- tai dihydro-(riippuen vetyatomien lukumäärästä hydroanionissa): Ca(HCO 3) 2 - kalsiumbikarbonaatti, NaH 2 PO 4 - natriumdivetyfosfaatti. Pääsuolojen nimet muodostetaan lisäämällä sanoja hydrokso- tai dihydrokso-: (AlOH)Cl 2 – alumiinihydroksikloridi, 2 SO 4 – kromi(III)dihydroksosulfaatti.

Suolojen valmistus ja ominaisuudet

A ) suolojen kemialliset ominaisuudet.

1) Suolojen vuorovaikutus metallien kanssa on hapetus-pelkistysprosessi. Tässä tapauksessa sähkökemiallisessa jännitesarjassa vasemmalla oleva metalli syrjäyttää seuraavat suolojensa liuoksista:

Zn+CuS04 =ZnS04+Cu

Alkali- ja maa-alkalimetallit Älä käytä muiden metallien pelkistämiseen niiden suolojen vesiliuoksista, koska ne ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa ja syrjäyttävät vetyä:

2Na+2H20=H2+2NaOH.

2) Suolojen vuorovaikutusta happojen ja emästen kanssa käsiteltiin edellä.

3) Suolojen vuorovaikutus toistensa kanssa liuoksessa tapahtuu peruuttamattomasti vain, jos jokin tuotteista on vähän liukeneva aine:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

4) Suolojen hydrolyysi - joidenkin suolojen hajoaminen veden kanssa. Suolojen hydrolyysiä käsitellään yksityiskohtaisesti aiheessa "elektrolyyttinen dissosiaatio".

b) menetelmiä suolojen saamiseksi.

Laboratoriokäytännössä käytetään yleensä seuraavia menetelmiä suolojen saamiseksi, jotka perustuvat erilaisten yhdisteluokkien ja yksinkertaisten aineiden kemiallisiin ominaisuuksiin:

1) Metallien vuorovaikutus ei-metallien kanssa:

Cu+Cl 2 = CuCl 2,

2) Metallien vuorovaikutus suolaliuosten kanssa:

Fe+CuCl2 =FeCl2+Cu.

3) Metallien vuorovaikutus happojen kanssa:

Fe+2HCl=FeCl2+H2.

4) Happojen vuorovaikutus emästen ja amfoteeristen hydroksidien kanssa:

3HCl+Al(OH)3 =AlCl3+3H20.

5) Happojen vuorovaikutus emäksisten ja amfoteeristen oksidien kanssa:

2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + 2 H 2O.

6) Happojen vuorovaikutus suolojen kanssa:

HCl+AgNO3 =AgCl+HNO3.

7) Alkalien vuorovaikutus liuoksessa olevien suolojen kanssa:

3KOH+FeCl3 =Fe(OH)3+3KCl.

8) Kahden suolan vuorovaikutus liuoksessa:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Alkalien vuorovaikutus happamien ja amfoteeristen oksidien kanssa:

Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H20.

10) Erityyppisten oksidien vuorovaikutus keskenään:

CaO + CO 2 = CaCO 3.

Suoloja esiintyy luonnossa mineraalien ja kivien muodossa, liuenneena valtamerten ja merien veteen.

1. Emäs + happosuola + vesi

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Emäs + happooksidi
suola + vesi

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

3. Alkali + amfoteerinen oksidi/hydroksidi
suola + vesi

2NaOH (tv) + Al 2O 3
2NaAl02 + H20;

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

Vaihtoreaktio emäksen ja suolan välillä tapahtuu vain liuoksessa (sekä emäksen että suolan tulee olla liukoisia) ja vain jos vähintään yksi tuotteista on sakka tai heikko elektrolyytti (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH)2 + Na2S04
BaS04 + 2 NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl2 + NH40H.

Vain alkalimetalliemäkset LiOH:ta lukuun ottamatta ovat lämmönkestäviä

Ca(OH)2
CaO + H20;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H20.

2NaOH (s) + Zn
Na2Zn02 + H2.

HAPPOT

Hapot TED:n asemasta kutsutaan monimutkaisia ​​aineita, jotka dissosioituvat liuoksissa muodostaen vetyionin H +.

Happojen luokitus

1. Vesiliuoksessa eliminoituvien vetyatomien lukumäärän mukaan hapot jaetaan yksiemäksinen(HF, HNO2), kaksiemäksinen(H2CO3, H2SO4), tribasic(H3PO4).

2. Hapon koostumuksen mukaan ne jaetaan hapeton(HCl, H2S) ja happea sisältävä(HCl04, HNO3).

3. Vesiliuoksissa happojen hajoamiskyvyn mukaan ne jaetaan heikko Ja vahva. Vahvojen happojen molekyylit vesiliuoksissa hajoavat täysin ioneiksi ja niiden hajoaminen on peruuttamatonta.

Esimerkiksi HCl
H++Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Heikot hapot dissosioituvat reversiibelisti, ts. niiden vesiliuoksissa olevat molekyylit hajoavat ioneiksi osittain ja moniemäksiset - vaiheittain.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

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

Happomolekyylin osaa, jossa ei ole yhtä tai useampaa vetyionia H+, kutsutaan happojäännös. Happotähteen varaus on aina negatiivinen ja sen määrää happomolekyylistä poistettujen H+ -ionien määrä. Esimerkiksi ortofosforihappo H 3 PO 4 voi muodostaa kolme happojäännöstä: H 2 PO - divetyfosfaatti-ioni, HPO - vetyfosfaatti-ioni, PO - fosfaatti-ioni.

Happivapaiden happojen nimet muodostetaan lisäämällä pääte - vety happoa muodostavan alkuaineen venäläisen nimen juureen (tai atomiryhmän nimeen, esimerkiksi CN - - syaani): HCl - kloorivetyhappo ( suolahappoa), H 2 S – vetysulfidihappo, HCN – syaanivetyhappo (syaanihappo).

Happipitoisten happojen nimet muodostetaan myös happoa muodostavan alkuaineen venäläisestä nimestä lisäämällä sana "happo". Tässä tapauksessa sen hapon nimi, jossa alkuaine on korkeimmassa hapetusasteessa, päättyy "... ova" tai "... ova", esimerkiksi H 2 SO 4 on rikkihappo, H 3 AsO 4 on arseenihappo. Kun happoa muodostavan alkuaineen hapetustila laskee, päätteet muuttuvat seuraavassa järjestyksessä: "...ei"(HClO 4 – perkloorihappo), "...ihan"(HClO 3 – perkloorihappo), "...väsynyt"(HClO 2 – kloorihappo), "...ovous"(HClO on hypokloorihappo). Jos alkuaine muodostaa happoja ollessaan vain kahdessa hapetustilassa, niin alkuaineen alinta hapetusastetta vastaavan hapon nimi saa päätteen "... puhdas" (HNO 3 - typpihappo, HNO 2 - typpihappo) .

Sama hapan oksidi (esimerkiksi P 2 O 5) voi vastata useita happoja, jotka sisältävät yhden tietyn alkuaineen atomin molekyylissä (esimerkiksi HPO 3 ja H 3 PO 4). Tällaisissa tapauksissa etuliite "meta..." lisätään molekyylissä vähiten happiatomeja sisältävän hapon nimeen ja etuliite "ortho..." lisätään hapon nimeen, joka sisältää suurin määrä happiatomeja molekyylissä (HPO 3 - metafosforihappo, H 3 PO 4 - ortofosforihappo).

Jos happomolekyyli sisältää useita happoa muodostavan alkuaineen atomeja, sen nimeen lisätään numeroetuliite, esimerkiksi H 4 P 2 O 7 - kaksi fosforihappo, H 2 B 4 O 7 – neljä boorihappo.

H 2SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O – H

H-O-O O O O

Peroksorikkihappo Peroksorikkihappo

Happojen kemialliset ominaisuudet

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO 4 + H2O.

2HCl + BeO
BeCl2 + H20.

Hapot ovat vuorovaikutuksessa suolaliuosten kanssa, jos tämä johtaa happoihin liukenemattoman suolan tai alkuperäiseen happoon verrattuna heikomman (haihtuvan) hapon muodostumiseen.

H2SO4 + BaCl2
BaS04 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H2CO3
H 2 O + CO 2.

H2S04 (laimennettu) + Fe
FeS04 + H2;

HCl + Cu .

Kuva 2 esittää happojen vuorovaikutusta metallien kanssa.

HAPPO - HAPPETUSAINE

Metalli jännitesarjassa H 2:n jälkeen

+
ei reaktiota

Metalli jännitealueella N 2 asti

+
metallisuola + H2

min asteeseen

H2S04 väkevöitiin

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

hapetus (s.o.)

+
ei reaktiota

/Mq/Zn

olosuhteista riippuen

Metallisulfaatti max s.o.

+
+ +

Metalli (muut)

+
+ +

HNO3 konsentroitu

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ei reaktiota

Alkali/maa-alkalimetalli

Metallinitraatti max d.o.

Metalli (muut; Al, Cr, Fe, Co, Ni kuumennettaessa)

TN+

+

HNO 3 laimennettuna

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
ei reaktiota

Alkali/maa-alkalimetalli

NH 3 (NH 4 NO 3)

Nitraattimetalli

la in max s.o.

+
+

Metalli (loput jännityspihalla N 2 asti)

NO/N2O/N2/NH3 (NH4NO3)

olosuhteista riippuen

+

Metalli (loput jännityssarjassa H 2:n jälkeen)

Kuva 2. HAPPOJEN VUOROVAIKUTUS METALLIEN KANSSA

SUOLAA

suolat - Nämä ovat monimutkaisia ​​aineita, jotka hajoavat liuoksissa muodostaen positiivisesti varautuneita ioneja (kationit - emäksiset jäännökset), lukuun ottamatta vetyioneja ja negatiivisesti varautuneita ioneja (anionit - happamat jäännökset), muita kuin hydroksidi-ioneja.

Emäkset, amfoteeriset hydroksidit

Emäkset ovat monimutkaisia ​​aineita, jotka koostuvat metalliatomeista ja yhdestä tai useammasta hydroksyyliryhmästä (-OH). Yleinen kaava on Me + y (OH) y, jossa y on hydroksoryhmien lukumäärä, joka vastaa metallin Me hapetusastetta. Taulukossa on esitetty emästen luokittelu.

Alkalien, alkalihydroksidien ja maa-alkalimetallien ominaisuudet

1. Alkalien vesiliuokset ovat saippuaisia ​​koskettamalla, muuttavat indikaattoreiden väriä: lakmus - in sininen, fenolftaleiini - karmiininpunaiseksi.

2. Vesiliuokset dissosioituvat:

3. Vuorovaikutus happojen kanssa, jolloin vaihtoreaktio tapahtuu:

Polyhappoemäkset voivat tuottaa keski- ja emäksisiä suoloja:

4. Reagoi happamien oksidien kanssa muodostaen väliainetta ja happamia suoloja riippuen tätä oksidia vastaavan hapon emäksisyydestä:

5. Vuorovaikuttaa amfoteeristen oksidien ja hydroksidien kanssa:

a) fuusio:

b) ratkaisuissa:

6. Ole vuorovaikutuksessa vesiliukoisten suolojen kanssa, jos muodostuu sakka tai kaasu:

Liukenemattomat emäkset (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 jne.) ovat vuorovaikutuksessa happojen kanssa ja hajoavat kuumennettaessa:

Amfoteeriset hydroksidit

Amfoteeriset yhdisteet ovat yhdisteitä, jotka voivat olosuhteista riippuen olla sekä vetykationien luovuttajia ja osoittaa happamia ominaisuuksia että niiden vastaanottajia eli emäksisiä ominaisuuksia.

Amfoteeristen yhdisteiden kemialliset ominaisuudet

1. Vuorovaikutuksessa vahvojen happojen kanssa niillä on emäksisiä ominaisuuksia:

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

2. Vuorovaikutuksessa alkalien - vahvojen emästen kanssa, niillä on happamia ominaisuuksia:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( monimutkainen suola)

Al(OH)3 + NaOH = Na ( monimutkainen suola)

Monimutkaiset yhdisteet ovat sellaisia, joissa vähintään yksi kovalenttinen sidos muodostuu luovuttaja-akseptorimekanismista.

Yleinen menetelmä emästen valmistamiseksi perustuu vaihtoreaktioihin, joiden avulla voidaan saada sekä liukenemattomia että liukenevia emäksiä.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Kun tällä menetelmällä saadaan liukoisia emäksiä, liukenematon suola saostuu.

Valmistettaessa veteen liukenemattomia emäksiä, joilla on amfoteerisia ominaisuuksia, tulee välttää ylimääräistä alkalia, koska amfoteerisen emäksen liukenemista voi tapahtua, esimerkiksi:

AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl

Tällaisissa tapauksissa ammoniumhydroksidia käytetään hydroksidien saamiseksi, joihin amfoteeriset hydroksidit eivät liukene:

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

Hopea- ja elohopeahydroksidit hajoavat niin helposti, että yritettäessä saada niitä vaihtoreaktiolla hydroksidien sijasta oksideja saostuu:

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

Teollisuudessa emäksiä saadaan yleensä kloridien vesiliuosten elektrolyysillä.

2NaCl + 2H 2O → ϟ → 2NaOH + H2 + Cl 2

Alkaleita voidaan saada myös saattamalla alkali- ja maa-alkalimetalleja tai niiden oksideja reagoimaan veden kanssa.

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2

SrO + H2O = Sr(OH)2

Hapot

Hapot ovat monimutkaisia ​​aineita, joiden molekyylit koostuvat vetyatomeista, jotka voidaan korvata metalliatomeilla ja happamilla tähteillä. Normaaleissa olosuhteissa hapot voivat olla kiinteitä (fosfori H 3 PO 4; pii H 2 SiO 3) ja nestemäisiä (in puhdas muoto neste tulee olemaan rikkihappoa H2SO4).

Kaasut, kuten kloorivety HCl, bromivety HBr, rikkivety H2S, muodostavat vastaavia happoja vesiliuoksissa. Kunkin happomolekyylin dissosioitumisen aikana muodostamien vetyionien lukumäärä määrää happotähteen (anionin) varauksen ja hapon emäksisyyden.

Mukaan happojen ja emästen protolyyttinen teoria, tanskalainen kemisti Brønsted ja englantilainen kemisti Lowry ehdottivat samanaikaisesti, että happo on aine eroaminen tämän reaktion kanssa protonit, A perusteella- aine, joka voi hyväksyä protoneja.

happo → emäs + H +

Tällaisten ajatusten perusteella se on selvää ammoniakin perusominaisuudet, joka, koska typpiatomissa on yksinäinen elektronipari, ottaa tehokkaasti vastaan ​​protonin vuorovaikutuksessa happojen kanssa muodostaen ammonium-ionin luovuttaja-akseptorisidoksen kautta.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

happo emäs happo emäs

Yleisempi happojen ja emästen määritelmä amerikkalaisen kemistin G. Lewisin ehdottama. Hän ehdotti, että happo-emäsvuorovaikutukset ovat täysin eivät välttämättä tapahdu protonien siirron yhteydessä. Happojen ja emästen määrittämisessä Lewisin mukaan päärooli on kemiallisia reaktioita annetaan elektroniparit

Kationeja, anioneja tai neutraaleja molekyylejä, jotka voivat hyväksyä yhden tai useamman elektroniparin, kutsutaan Lewisin hapot.

Esimerkiksi alumiinifluoridi AlF 3 on happo, koska se pystyy hyväksymään elektroniparin vuorovaikutuksessa ammoniakin kanssa.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Kationeja, anioneja tai neutraaleja molekyylejä, jotka pystyvät luovuttamaan elektronipareja, kutsutaan Lewis-emäksiksi (ammoniakki on emäs).

Lewisin määritelmä kattaa kaikki aiemmin ehdotetuissa teorioissa tarkastellut happo-emäs-prosessit. Taulukossa verrataan tällä hetkellä käytettyjä happojen ja emästen määritelmiä.

Happojen nimikkeistö

Koska hapoille on olemassa erilaisia ​​määritelmiä, niiden luokittelu ja nimikkeistö ovat melko mielivaltaisia.

Vesiliuoksessa eliminoituvien vetyatomien lukumäärän mukaan hapot jaetaan yksiemäksinen(esim. HF, HNO 2), kaksiemäksinen(H2CO3, H2S04) ja tribasic(H3PO4).

Hapon koostumuksen mukaan ne jaetaan hapeton(HCl, H2S) ja happea sisältävä(HCl04, HNO3).

Yleensä happea sisältävien happojen nimet ovat peräisin ei-metallin nimestä, johon on lisätty päätteet -kai, -vaya, jos ei-metallin hapetusaste on yhtä suuri kuin ryhmänumero. Kun hapetusaste laskee, päätteet muuttuvat (metallin hapetusasteen laskevassa järjestyksessä): - läpinäkymätön, ruosteinen, - soikea:

Jos tarkastelemme vety-ei-metallisidoksen polariteettia jakson sisällä, voimme helposti suhteuttaa tämän sidoksen polariteetin alkuaineen sijaintiin jaksollisessa taulukossa. Metalliatomeista, jotka menettävät helposti valenssielektroneja, vetyatomit hyväksyvät nämä elektronit muodostaen vakaan kaksielektronisen kuoren, kuten heliumatomin kuoren, ja muodostavat ionisia metallihydridejä.

IN vetyyhdisteitä jaksollisen järjestelmän ryhmien III-IV alkuaineet boori, alumiini, hiili, pii muodostavat kovalenttisia, heikosti polaarisia sidoksia vetyatomien kanssa, jotka eivät ole alttiita dissosiaatiolle. Ryhmien V-VII elementeille Jaksotaulukko jakson sisällä ei-metalli-vetysidoksen polariteetti kasvaa atomin varauksen mukana, mutta varausten jakautuminen tuloksena olevassa dipolissa on erilainen kuin elektroneja luovuttavien alkuaineiden vetyyhdisteissä. Ei-metalliatomit, jotka vaativat useita elektroneja elektronikuoren täydentämiseen, houkuttelevat (polarisoivat) sidoselektroniparin, mitä voimakkaammin, sitä suurempi ydinvaraus. Siksi sarjassa CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF tai SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl sidokset vetyatomien kanssa, vaikka ne ovat kovalenttisia, muuttuvat luonteeltaan polaarisemmiksi ja vetyatomista alkuaine-vetysidoksen dipoli muuttuu sähköpositiivisemmaksi. Jos polaariset molekyylit joutuvat polaariseen liuottimeen, voi tapahtua elektrolyyttinen dissosiaatioprosessi.

Tarkastellaan happea sisältävien happojen käyttäytymistä vesiliuoksissa. Näillä hapoilla on N-O-E-liitäntä ja luonnollisesti H-O-sidoksen polariteetti vaikuttaa O-E liitäntä. Siksi nämä hapot yleensä dissosioituvat helpommin kuin vesi.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3

Katsotaanpa muutamia esimerkkejä happea sisältävien happojen ominaisuudet, muodostuu alkuaineista, jotka pystyvät osoittamaan eri hapetusasteita. Se tiedetään hypokloorihappo HClO erittäin heikko myös kloorihappo HClO 2 heikko, mutta vahvempi kuin hypokloori, hypokloorihappo HClO 3 vahva. Perkloorihappo HClO 4 on yksi vahvin epäorgaaniset hapot.

Happotyyppistä dissosiaatiota varten (H-ionin eliminoinnissa) tarvitaan repeämä O-N liitännät. Kuinka voimme selittää tämän sidoksen lujuuden heikkenemisen sarjassa HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? Tässä sarjassa keskusklooriatomiin liittyvien happiatomien määrä kasvaa. Joka kerta kun se muodostuu uusi yhteys happea kloorilla, elektronitiheys saadaan klooriatomista ja siten yksinkertaisesta O-Cl-sidoksesta. Tämän seurauksena elektronitiheys poistuu osittain O-H-sidoksesta, joka heikkenee tämän seurauksena.

Tämä malli - happamien ominaisuuksien vahvistuminen keskusatomin lisääntyvän hapetusasteen myötä - ominaisuus ei vain kloorille, vaan myös muille alkuaineille. Esimerkiksi typpihappo HNO 3, jossa typen hapetusaste on +5, on vahvempi kuin typpihappo HNO 2 (typen hapetusaste on +3); rikkihappo H 2 SO 4 (S +6) on vahvempi kuin rikkihappo H 2 SO 3 (S +4).

Happojen saaminen

1. Voidaan saada hapettomia happoja ei-metallien suoralla yhdistämisellä vedyn kanssa.

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Joitakin happea sisältäviä happoja voidaan saada happamien oksidien vuorovaikutus veden kanssa.

3. Voidaan saada sekä hapettomia että happea sisältäviä happoja metabolisten reaktioiden kautta suolojen ja muiden happojen välillä.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H2SO4 (väk.) = HCl + NaHS04

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Joitakin happoja voidaan saada käyttämällä redox-reaktiot.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

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

Hapan maku, vaikutus indikaattoreihin, sähkönjohtavuus, vuorovaikutus metallien, emäksisten ja amfoteeristen oksidien, emästen ja suolojen kanssa, esterien muodostuminen alkoholien kanssa - nämä ominaisuudet ovat yhteisiä epäorgaanisille ja orgaanisille hapoille.

voidaan jakaa kahteen tyyppiin reaktioihin:

1) yleistä varten hapot reaktiot liittyvät hydroniumionin H 3 O + muodostumiseen vesiliuoksissa;

2) erityisiä(eli ominaisia) reaktioita erityisiä happoja.

Vety-ioni voi päästä sisään redox reaktio, pelkistys vedyksi sekä yhdistereaktiossa negatiivisesti varautuneilla tai neutraaleilla hiukkasilla, joissa on yksinäisiä elektronipareja, ts happo-emäsreaktiot.

TO yleiset ominaisuudet hapot sisältävät happojen reaktiot metallien kanssa jännitesarjassa vetyyn asti, esimerkiksi:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Happo-emäsreaktiot sisältävät reaktiot emäksisten oksidien ja emästen kanssa sekä välituote-, emäksisten ja joskus happamien suolojen kanssa.

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

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

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

Huomaa, että moniemäksiset hapot dissosioituvat vaiheittain, ja jokaisessa seuraavassa vaiheessa dissosiaatio on vaikeampaa, joten ylimäärällä happoa muodostuu useimmiten happamia suoloja keskimääräisten sijaan.

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

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H2S = KHS + H2O

Ensi silmäyksellä happosuolojen muodostuminen voi tuntua yllättävältä yksiemäksinen fluorivetyhappo. Tämä tosiasia voidaan kuitenkin selittää. Toisin kuin kaikki muut halogenidihapot, fluorivetyhappo liuoksissa polymeroituu osittain (vetysidosten muodostumisen vuoksi) ja siinä voi olla erilaisia ​​hiukkasia (HF) X, nimittäin H 2 F 2, H 3 F 3 jne.

Erityinen happo-emästasapainon tapaus - happojen ja emästen reaktiot indikaattoreiden kanssa, jotka muuttavat väriään liuoksen happamuudesta riippuen. Indikaattoreita käytetään kvalitatiivisessa analyysissä happojen ja emästen havaitsemiseen ratkaisuissa.

Yleisimmin käytetyt indikaattorit ovat lakmus(V neutraali ympäristöön violetti, V hapan - punainen, V emäksinen - sininen), metyylioranssi(V hapan ympäristöön punainen, V neutraali - oranssi, V emäksinen - keltainen), fenoliftaleiini(V erittäin emäksinen ympäristöön vadelman punainen, V neutraali ja hapan - väritön).

Tietyt ominaisuudet erilaisia ​​happoja voi olla kahta tyyppiä: ensinnäkin muodostumiseen johtavat reaktiot liukenemattomat suolat, ja toiseksi, redox-muunnoksia. Jos H + -ionin läsnäoloon liittyvät reaktiot ovat yhteisiä kaikille hapoille (laadulliset reaktiot happojen havaitsemiseksi), yksittäisille hapoille käytetään kvalitatiivisina reaktioina spesifisiä reaktioita:

Ag + + Cl - = AgCl (valkoinen sakka)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (valkoinen sakka)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (keltainen sakka)

Jotkut happojen spesifiset reaktiot johtuvat niiden redox-ominaisuuksista.

Vesiliuoksessa olevat hapettomat hapot voivat vain hapettua.

2KMnO4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H2S + Br2 = S + 2НВг

Happea sisältävät hapot voidaan hapettaa vain, jos niiden keskusatomi on alemmassa tai keskinkertaisessa hapetustilassa, kuten esimerkiksi rikkihapossa:

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

Monilla happea sisältävillä hapoilla, joissa keskusatomilla on maksimaalinen hapetusaste (S +6, N +5, Cr +6), on voimakkaiden hapettimien ominaisuuksia. Väkevä H 2 SO 4 on voimakas hapetin.

Cu + 2H 2SO 4 (väk.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

C + 2H 2SO 4 (väk.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

On syytä muistaa, että:

• Happoliuokset reagoivat metallien kanssa, jotka ovat vedystä vasemmalla sähkökemiallisessa jännitesarjassa useiden ehtojen alaisena, joista tärkein on liukoisen suolan muodostuminen reaktion seurauksena. HNO 3:n ja H 2 SO 4:n (väk.) vuorovaikutus metallien kanssa etenee eri tavalla.

Väkevä rikkihappo kylmässä passivoi alumiinin, raudan ja kromin.

• Vedessä hapot hajoavat vetykationeiksi ja happojäämien anioneiksi, esimerkiksi:

• Epäorgaaniset ja orgaaniset hapot reagoivat emäksisten ja amfoteeristen oksidien kanssa edellyttäen, että muodostuu liukoinen suola:

• Molemmat hapot reagoivat emästen kanssa. Moniemäksiset hapot voivat muodostaa sekä väli- että happosuoloja (nämä ovat neutralointireaktioita):

• Happojen ja suolojen välinen reaktio tapahtuu vain, jos muodostuu sakka tai kaasu:

H 3 PO 4:n vuorovaikutus kalkkikiven kanssa pysähtyy, koska pinnalle muodostuu viimeinen liukenematon Ca 3 (PO 4) 2 -sakka.

Typpi-HNO 3 - ja väkevien rikkihappojen H 2 SO 4 (konsentraatio) ominaisuuksien erityispiirteet johtuvat siitä, että kun ne ovat vuorovaikutuksessa yksinkertaisten aineiden (metallien ja ei-metallien) kanssa, hapettavat aineet eivät ole H + -kationeja , mutta nitraatti- ja sulfaatti-ionit. On loogista odottaa, että tällaisten reaktioiden seurauksena ei muodostu vetyä H2, vaan saadaan muita aineita: välttämättä suolaa ja vettä sekä yksi nitraatti- tai sulfaatti-ionien pelkistymisen tuotteista pitoisuudesta riippuen. happojen määrä, metallin sijainti jännitesarjassa ja reaktio-olosuhteet (lämpötila, metallin jauhatusaste jne.).

Nämä HNO 3:n ja H 2 SO 4:n (kons.) kemiallisen käyttäytymisen piirteet havainnollistavat selvästi teorian teesiä kemiallinen rakenne atomien keskinäisestä vaikutuksesta aineiden molekyyleissä.

Volatiliteetin ja vakauden (vakauden) käsitteet sekoitetaan usein. Haihtuvat hapot ovat happoja, joiden molekyylit siirtyvät helposti kaasumaiseen tilaan, eli haihtuvat. Esimerkiksi suolahappo on haihtuva, mutta stabiili happo. Epästabiilien happojen haihtuvuutta on mahdotonta arvioida. Esimerkiksi haihtumaton, liukenematon piihappo hajoaa vedeksi ja SiO 2:ksi. Kloorivety-, typpi-, rikki-, fosfori- ja useiden muiden happojen vesiliuokset ovat värittömiä. Kromihapon H 2 CrO 4 vesiliuos on väriltään keltainen ja mangaanihappo HMnO 4 on purppuranpunainen.

Viitemateriaali kokeeseen:

Jaksotaulukko

Liukoisuustaulukko