Acestea sunt elementele grupei I a sistemului periodic: litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), rubidiu (Rb), cesiu (Cs), franciu (Fr); foarte moale, plastic, fuzibil și ușor, de obicei alb argintiu; foarte activ din punct de vedere chimic; reacţionează violent cu apa, formând alcalii(de unde provine numele).

Toate metalele alcaline sunt extrem de active, în toate reacțiile chimice prezintă proprietăți reducătoare, renunță la singurul lor electron de valență, transformându-se într-un cation încărcat pozitiv și prezintă singura stare de oxidare +1.

Capacitatea de regenerare crește în ordinea –– Li – Na – K – Rb – Cs.

Toți compușii metalelor alcaline sunt ionici.

Aproape toate sărurile sunt solubile în apă.

Puncte de topire scăzute,

Valori scăzute de densitate,

Moale, tăiate cu un cuțit

Datorită activității lor, metalele alcaline sunt depozitate sub un strat de kerosen pentru a bloca accesul aerului și umidității. Litiul este foarte ușor și plutește la suprafață în kerosen, așa că este depozitat sub un strat de vaselină.

Proprietățile chimice ale metalelor alcaline

1. Metalele alcaline interacționează activ cu apa:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

2. Reacția metalelor alcaline cu oxigenul:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (oxid de litiu)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (peroxid de sodiu)

K + O 2 → KO 2 (superoxid de potasiu)

În aer, metalele alcaline sunt oxidate instantaneu. Prin urmare, acestea sunt depozitate sub un strat de solvenți organici (kerosen etc.).

3. În reacțiile metalelor alcaline cu alte nemetale se formează compuși binari:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenuri)

2Na + S → Na 2 S (sulfuri)

2Na + H2 → 2NaH (hidruri)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitruri)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (carburi)

4. Reacția metalelor alcaline cu acizii

(se desfășoară rar, există o reacție concurentă cu apa):

2Na + 2HCl → 2NaCI + H2

5. Interacțiunea metalelor alcaline cu amoniacul

(se formează amida de sodiu):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

6. Interacțiunea metalelor alcaline cu alcooli și fenoli, care în acest caz prezintă proprietăți acide:

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2;

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;

7. Reacția calitativă la cationii metalelor alcaline - colorarea flăcării în următoarele culori:

Li + - roșu carmin

Na + - galben

K +, Rb + și Cs + - violet

Obținerea metalelor alcaline

Litiu metalic, sodiu și potasiu obține prin electroliza sărurilor topite (cloruri), și rubidiu și cesiu - prin reducerea în vid atunci când clorurile lor sunt încălzite cu calciu: 2CsCl + Ca = 2Cs + CaCl 2
Producția termică în vid de sodiu și potasiu este, de asemenea, utilizată la scară mică:

2NaCI + CaC2 = 2Na + CaCI2 + 2C;
4KCl + 4CaO + Si = 4K + 2CaCl2 + Ca2SiO4.

Metalele alcaline active sunt eliberate în procesele termice în vid datorită volatilității lor ridicate (vaporii lor sunt îndepărtați din zona de reacție).

Caracteristicile proprietăților chimice ale elementelor s din grupa I și acțiunea lor fiziologică

Configurația electronică a atomului de litiu este 1s 2 2s 1. Are cea mai mare rază atomică în perioada a 2-a, ceea ce facilitează detașarea unui electron de valență și apariția unui ion Li + cu configurație stabilă a unui gaz inert (heliu). În consecință, compușii săi se formează cu transferul unui electron de la litiu la un alt atom și apariția unei legături ionice cu o mică fracțiune de covalență. Litiul este un element metalic tipic. Ca substanță, este un metal alcalin. Se deosebește de ceilalți membri ai grupului I prin dimensiunea sa mică și cea mai mică activitate, în comparație cu aceștia. În acest sens, seamănă cu elementul din Grupa II, magneziul, situat în diagonală față de Li. În soluții, ionul Li + este puternic solvatat; este înconjurat de câteva zeci de molecule de apă. Litiul din punct de vedere al energiei de solvație - adăugarea de molecule de solvent, este mai aproape de proton decât de cationii metalelor alcaline.

Dimensiunea mică a ionului Li +, sarcina mare a nucleului și doar doi electroni creează condiții pentru apariția unui câmp destul de semnificativ de sarcină pozitivă în jurul acestei particule, prin urmare, în soluții, un număr semnificativ de molecule de solvenți polari sunt atrași de acesta și numărul său de coordonare este mare, metalul este capabil să formeze un număr semnificativ de compuși organolitici ...

A treia perioadă începe cu sodiu, prin urmare, la nivel extern, are doar 1e - , ocupând un orbital 3s. Raza atomului de Na este cea mai mare din perioada a 3-a. Aceste două caracteristici determină natura articolului. Configurația sa electronică este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Singura stare de oxidare a sodiului este +1. Electronegativitatea sa este foarte mică, prin urmare, sodiul este prezent în compuși numai sub formă de ion încărcat pozitiv și conferă legăturii chimice un caracter ionic. Ionul de Na + este mult mai mare ca dimensiune decât Li +, iar solvatarea sa nu este atât de mare. Cu toate acestea, nu există în soluție liberă în soluție.

Semnificația fiziologică a ionilor K + și Na + este asociată cu absorbabilitatea lor diferită pe suprafața componentelor care alcătuiesc scoarța terestră. Compușii de sodiu sunt doar puțin supuși adsorbției, în timp ce compușii de potasiu sunt ținuți ferm de argilă și alte substanțe. Membranele celulare, fiind interfața celulă-mediu, sunt permeabile la ionii K +, drept urmare concentrația intracelulară de K + este mult mai mare decât cea a ionilor de Na +. În același timp, concentrația de Na + în plasma sanguină depășește conținutul de potasiu din acesta. Această împrejurare este asociată cu apariția potențialului de membrană al celulelor. Ionii K + și Na + sunt una dintre componentele principale ale fazei lichide a corpului. Raportul lor cu ionii de Ca 2+ este strict definit, iar încălcarea acestuia duce la patologie. Introducerea ionilor de Na + în organism nu are un efect nociv vizibil. O creștere a conținutului de ioni K + este dăunătoare, dar în condiții normale, o creștere a concentrației acestuia nu atinge niciodată valori periculoase. Influența ionilor Rb +, Cs +, Li + nu a fost încă suficient studiată.

Dintre diferitele leziuni asociate cu utilizarea compușilor de metale alcaline, arsurile cu soluții de hidroxid sunt cele mai frecvente. Acțiunea alcaline este asociată cu dizolvarea proteinelor pielii în ele și formarea albuminaților alcalini. Alcalii sunt eliberați din nou ca urmare a hidrolizei lor și acționează asupra straturilor mai profunde ale corpului, provocând ulcere. Sub influența alcalinelor, unghiile devin terne și casante. Deteriorarea ochilor, chiar și cu soluții alcaline foarte diluate, este însoțită nu numai de leziuni superficiale, ci și de tulburări în părțile profunde ale ochiului (iris) și duce la orbire. În timpul hidrolizei amidelor metalelor alcaline se formează simultan alcalii și amoniacul, care provoacă traheobronșită de tip fibrinos și inflamarea plămânilor.

Potasiul a fost obținut de G. Davy aproape simultan cu sodiul în 1807 prin electroliza hidroxidului de potasiu umed. De la numele acestui compus - "potasiu caustic" și elementul și-a primit numele. Proprietățile potasiului diferă semnificativ de cele ale sodiului, ceea ce se datorează diferenței dintre razele atomilor și ionilor lor. La compușii de potasiu, legătura este mai ionică, iar sub forma ionului K +, are un efect de polarizare mai scăzut decât sodiul, datorită dimensiunii sale mari. Amestecul natural este format din trei izotopi 39 K, 40 K, 41 K. Unul dintre ei este 40 K ‑ radioactiv și o anumită proporție din radioactivitatea mineralelor și a solului este asociată cu prezența acestui izotop. Timpul său de înjumătățire este lung - 1,32 miliarde de ani. Este destul de ușor să determinați prezența potasiului într-o probă: vaporii metalului și ai compușilor săi colorează flacăra într-o culoare violet-roșu. Spectrul elementului este destul de simplu și dovedește prezența lui 1e - pe orbitalul 4s. Studiul său a servit drept unul dintre motivele pentru găsirea de modele generale în structura spectrelor.

În 1861, în timp ce studia sarea izvoarelor minerale prin analiză spectrală, Robert Bunsen a descoperit un nou element. Prezența sa a fost dovedită de linii roșii închise din spectru, care nu erau date de alte elemente. După culoarea acestor linii, elementul a fost numit rubidium (rubidus-roșu închis). În 1863 R. Bunsen a obținut acest metal în forma sa pură prin reducerea tartratului de rubidiu (sare tartrat) cu funingine. O caracteristică a elementului este excitabilitatea ușoară a atomilor săi. Emisia electronică din acesta apare sub influența razelor roșii din spectrul vizibil. Acest lucru se datorează micii diferențe dintre energiile orbitalilor atomici 4d și 5s. Dintre toate elementele alcaline cu izotopi stabili, rubidiul (cum ar fi cesiul) are una dintre cele mai mari raze atomice și un potențial de ionizare mic. Acești parametri determină natura elementului: electropozitivitate ridicată, activitate chimică extremă, punct de topire scăzut (39 0 C) și rezistență scăzută la influențele externe.

Descoperirea cesiului, ca și rubidiul, este asociată cu analiza spectrală. În 1860, R. Bunsen a descoperit două linii albastre strălucitoare în spectru care nu aparțineau niciunui element cunoscut până la acel moment. De aici și numele „cesius” (caesius), care înseamnă albastru cerul. Este ultimul element din subgrupul metalelor alcaline care se găsește încă în cantități măsurabile. Cea mai mare rază atomică și cele mai mici potențiale de ionizare determină caracterul și comportamentul acestui element. Are o electropozitivitate pronunțată și calități metalice pronunțate. Dorința de a dona electronul exterior 6s duce la faptul că toate reacțiile sale sunt extrem de violente. Mica diferență a energiilor orbitalilor atomici 5d și 6s este responsabilă pentru ușoară excitabilitate a atomilor. Emisia electronică din cesiu se observă sub influența razelor infraroșii invizibile (căldură). Caracteristica specificată a structurii atomice determină buna conductivitate electrică a curentului. Toate acestea fac ca cesiul să fie indispensabil în dispozitivele electronice. Recent, s-a acordat din ce în ce mai multă atenție plasmei de cesiu ca combustibil al viitorului și în legătură cu soluționarea problemei fuziunii termonucleare.

În aer, litiul reacționează activ nu numai cu oxigenul, ci și cu azotul și este acoperit cu un film format din Li 3 N (până la 75%) și Li 2 O. Restul metalelor alcaline formează peroxizi (Na 2 O 2 ) şi superoxizi (K 2 O 4 sau KO 2).

Substantele enumerate reactioneaza cu apa:

Li3N + 3H2O = 3 LiOH + NH3;

Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2;

K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2.

Pentru regenerarea aerului pe submarine și nave spațiale, în măștile de gaz izolatoare și aparatele de respirație ale înotătorilor de luptă (sabotori subacvatici), a fost folosit un amestec de „oxon”:

Na2O2 + CO2 = Na2C03 + 0,502;

K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2.

În prezent, este standardul de umplere a cartuşelor regenerative izolante de măşti de gaz pentru pompieri.
Metalele alcaline reacţionează cu hidrogenul când sunt încălzite pentru a forma hidruri:

Hidrura de litiu este folosită ca agent reducător puternic.

Hidroxizi metalele alcaline corodează vasele din sticlă și porțelan, nu pot fi încălzite în vasele de cuarț:

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O.

Hidroxizii de sodiu și potasiu nu desprind apa atunci când sunt încălziți până la punctul de fierbere (mai mult de 1300 0 С). Unii compuși de sodiu sunt numiți sifone:

a) sodă carbonică, sodă anhidră, sifon de in sau doar sifon - carbonat de sodiu Na 2 CO 3;
b) sodă cristalină - carbonat de sodiu hidrat cristalin Na 2 CO 3. 10H20;
c) bicarbonat sau de băut - bicarbonat de sodiu NaHCO 3;
d) hidroxidul de sodiu NaOH se numește sodă caustică sau caustică.

Interacțiunea cu apa

Multe nemetale reacţionează cu apa pentru a forma oxizi (şi/sau alţi compuşi). Reacțiile au loc cu încălzire puternică.

C + H2O → CO + H2

6B + 6H 2 O → 2H 3 B 3 O 3 (boroxină) + 3H 2

4P + 10H 2 O → 2P 2 O 5 + 5H 2

3S + 2H2O → 2H2S + SO2

Atunci când interacționează cu apa, halogenii sunt disproporționați (formă compuși cu diferite stări de oxidare dintr-un compus cu o singură stare de oxidare) - cu excepția F 2. Reacțiile au loc la temperatura camerei.

CI2 + H20 → HCI + HCIO

Br2 + H20 → HBr + HBrO

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

Interacțiunea cu nemetale

Interacțiunea cu oxigenul.

Majoritatea nemetalelor (cu excepția halagenilor, gazelor nobile) interacționează cu oxigenul pentru a forma oxizi, iar în anumite condiții (temperatură, presiune, catalizatori), oxizi mai mari.

N 2 + O 2 → 2NO (reacția are loc la o temperatură de 2000 ° C sau într-un arc electric)

C + O 2 → CO 2

4B + 3O 2 → 2B 2 O 3

S + O 2 → SO 2

Interacțiunea cu fluorul

Majoritatea nemetalelor (cu excepția N 2, C (diamantul), unele gaze nobile) interacționează cu fluorul pentru a forma fluoruri.

O 2 + 2F 2 → 2OF 2 (la trecerea curentului electric)

C + 2F 2 → CF 4 (la 900 ° C)

S + 3F 2 → SF 6

2.3 Interacțiunea cu halogeni (Cl 2, Br 2)

Cu nemetale (cu excepția carbonului, azotului, fluorului, oxigenului și gazelor inerte), formează halogenurile corespunzătoare (cloruri și bromuri).

2S + Cl2 → S2Cl2

2S + Br 2 → S 2 Br 2

2P + 5Cl 2 → 2PCl 5 (combustie în atmosferă de clor)

CI2 + Br2 → 2BrCl

Cl 2 + I 2 → 2ICl (încălzire până la 45 ° C))

Br 2 + I 2 → 2IBr

Interacțiunea cu oxizii

Carbonul și siliciul reduc metalele și nemetalele din oxizii lor. Reacțiile au loc atunci când sunt încălzite.

SiO2 + C = CO2 + Si

MnO2 + Si → Mn + SiO2.

Interacțiune cu alcalii

Majoritatea nemetalelor (cu excepția F 2, Si) sunt disproporționate atunci când interacționează cu alcalii. Gazele nobile, O2, N2 și alte metale nu interacționează cu alcalii

CI2 + 2NaOH → NaCl + NaClO

3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + H 2 O (când este încălzit)

3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O (fuziune)

P + NaOH → Na 3 PO 3 + PH 3

Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

4F 2 + 6NaOH → OF 2 + 6NaF + 3H 2 O + O 2

Interacțiunea cu acizii oxidanți

Toate nemetalele (cu excepția halogenilor, gazelor nobile, N 2, O 2, Si) interacționează cu acizi - agenți de oxidare pentru a forma acidul (sau oxidul) corespunzător care conține oxigen.

C + 2H2SO4 → CO2 + 2SO2 + 2H2O

B + 3HNO 3 → H 3 BO 3 + 3NO 2

S + 6HNO 3 → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

6interacțiunea cu sărurile

Un halogen mai electronegativ înlocuiește un reactiv mai puțin electronegativ din sarea sau compusul său de hidrogen

2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

Proprietățile chimice ale compușilor binari neoxidați sunt diferite. Majoritatea dintre ele (cu excepția halogenurilor) reacţionează cu oxigenul pentru a forma doi oxizi (în cazul amoniacului trebuie folosiţi catalizatori).

Proprietățile chimice ale oxizilor bazici

Interacțiunea cu apa

Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu apa pentru a forma compuși solubili (prost solubili) - alcalini

Na2O + H2O → 2NaOH

Interacțiunea cu oxizii

Oxizii bazici reacţionează cu oxizii acizi şi amfoteri pentru a forma săruri.

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4

CaO + Al 2 O 3 → CaAl 2 O 4 (fuziune)

5interacțiunea cu acizii

Oxizii bazici interacționează cu acizii

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

Oxizii bazici ai elementelor cu o stare de oxidare variabilă pot participa la reacțiile redox

FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O

2MnO + O 2 → 2MnO 2

Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri

Interacțiunea cu oxizii

Oxizii amfoteri interacționează cu oxizii bazici, acizi și amfoteri pentru a forma săruri.

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2

3SO 3 + Al 2 O 3 → 2Al 2 (SO 4) 3

ZnO + Al 2 O 3 → ZnAl 2 O 4 (fuziune)

Interacțiunea cu acizi și baze

Oxizii amfoteri interacționează cu baze și acizi

6HCl + Al2O3 → 2AlCI3 + 3H2O

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (când este încălzit)

6interacțiunea cu sărurile

Oxizii amfoteri cu volatilitate scăzută înlocuiesc oxizii acizi mai volatili din sărurile lor

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

Reacții redox

Oxizii amfoteri ai elementelor cu o stare de oxidare variabilă pot participa la reacțiile redox.

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

Proprietățile chimice ale oxizilor acizi

1. Interacțiunea cu apa

Majoritatea oxizilor acizi se dizolvă în apă pentru a forma acidul corespunzător (oxizii metalici cu stări de oxidare mai mari și SiO 2 nu se dizolvă în apă).

SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Interacțiunea cu oxizii

Oxizii acizi interacționează cu oxizii bazici și amfoteri pentru a forma săruri.

Metalele alcaline includ metale din grupa IA a D.I. Mendeleev - litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), rubidiu (Rb), cesiu (Cs) și franciu (Fr). La nivelul de energie exterior al metalelor alcaline, există un electron de valență. Configurația electronică a nivelului de energie externă al metalelor alcaline este ns 1. În compușii lor, ei prezintă o singură stare de oxidare de +1. În OVR sunt agenți reducători, adică. dona un electron.

Proprietățile fizice ale metalelor alcaline

Toate metalele alcaline sunt ușoare (au o densitate scăzută), foarte moi (cu excepția Li, pot fi tăiate cu ușurință cu un cuțit și pot fi rulate în folie), au puncte de fierbere și de topire scăzute (cu o creștere a încărcăturii). a nucleului unui atom de metal alcalin, punctul de topire scade).

În stare liberă, Li, Na, K și Rb sunt metale alb-argintii, Cs este un metal galben-auriu.

Metalele alcaline sunt depozitate în fiole sigilate sub un strat de kerosen sau vaselină, deoarece sunt foarte reactive.

Metalele alcaline au o conductivitate termică și electrică ridicată, care se datorează prezenței unei legături metalice și a unei rețele cristaline centrate pe corp.

Obținerea metalelor alcaline

Toate metalele alcaline pot fi obținute prin electroliza topiturii sărurilor lor, cu toate acestea, în practică, numai Li și Na sunt obținute în acest fel, ceea ce este asociat cu activitatea chimică ridicată a K, Rb, Cs:

2LiCl = 2Li + CI2

2NaCl = 2Na + CI2

Orice metal alcalin poate fi obţinut prin reducerea halogenurei corespunzătoare (clorură sau bromură) folosind Ca, Mg sau Si ca agenţi reducători. Reacțiile se desfășoară sub încălzire (600-900°C) și sub vid. Ecuația pentru obținerea metalelor alcaline în acest mod în general formează:

2MeCl + Ca = 2Mе + CaCl 2,

unde Eu este un metal.

O metodă cunoscută pentru producerea litiului din oxidul său. Reacția se efectuează prin încălzire la 300 ° C și sub vid:

2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4

Producția de potasiu este posibilă prin reacția dintre hidroxidul de potasiu topit și sodiul lichid. Reacția se realizează prin încălzire la 440 ° C:

KOH + Na = K + NaOH

Proprietățile chimice ale metalelor alcaline

Toate metalele alcaline interacționează activ cu apa pentru a forma hidroxizi. Datorită activității chimice ridicate a metalelor alcaline, reacția de interacțiune cu apa poate fi însoțită de o explozie. Litiul reacționează cel mai calm cu apa. Ecuația generală a reacției:

2Me + H20 = 2MeOH + H2

unde Eu este un metal.

Metalele alcaline interacționează cu oxigenul atmosferic pentru a forma o serie de compuși diferiți - oxizi (Li), peroxizi (Na), superoxizi (K, Rb, Cs):

4Li + O2 = 2Li2O

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Când sunt încălzite, toate metalele alcaline reacţionează cu nemetale (halogeni, azot, sulf, fosfor, hidrogen etc.). De exemplu:

2Na + CI2 = 2NaCl

6Li + N2 = 2Li3N

2Li + 2C = Li 2 C 2

2Na + H2 = 2NaH

Metalele alcaline sunt capabile să interacționeze cu substanțe complexe (soluții acide, amoniac, săruri). Deci, atunci când metalele alcaline interacționează cu amoniacul, se formează amide:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

Interacțiunea metalelor alcaline cu sărurile are loc după următorul principiu - ele înlocuiesc metalele mai puțin active (vezi seria activității metalelor) din sărurile lor:

3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al

Interacțiunea metalelor alcaline cu acizii este ambiguă, deoarece în cursul unor astfel de reacții, metalul va reacționa inițial cu apa din soluția acidă, iar alcaliul format ca urmare a acestei interacțiuni va reacționa cu acidul.

Metalele alcaline reacţionează cu substanţe organice precum alcooli, fenoli, acizi carboxilici:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2

2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2

2Na + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2

Reacții calitative

O reacție calitativă la metalele alcaline este colorarea flăcării cu cationii lor: Li + colorează flacăra roșu, Na + - galben și K +, Rb +, Cs + - violet.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Împărțirea bazelor în grupuri în funcție de diferite caracteristici este prezentată în tabelul 11.

Tabelul 11
Clasificarea de bază

Toate bazele, cu excepția unei soluții de amoniac în apă, sunt solide cu culori diferite. De exemplu, hidroxidul de calciu Ca (OH) 2 este alb, hidroxidul de cupru (II) Cu (OH) 2 este albastru, hidroxidul de nichel (II) Ni (OH) 2 este verde, hidroxidul de fier (III) Fe (OH) 3 este roșu, maro etc.

O soluție apoasă de amoniac NH 3 H 2 O, spre deosebire de alte baze, nu conține cationi metalici, ci un cation de amoniu complex NH - 4 încărcat unic și există numai în soluție (această soluție este cunoscută de tine sub denumirea de amoniac). Se descompune ușor în amoniac și apă:

Cu toate acestea, indiferent cât de diferite sunt bazele, toate constau din ioni metalici și grupări hidroxil, al căror număr este egal cu starea de oxidare a metalului.

Toate bazele și, în primul rând, alcaline (electroliți puternici), formează ioni de hidroxid OH - în timpul disocierii, care determină o serie de proprietăți generale: săpunul la atingere, schimbarea culorii indicatorilor (tornesol, metil portocală și fenolftaleină), interacțiune cu alte substante.

Reacții tipice de bază

Prima reacție (universală) a fost discutată în § 38.

Experimentul de laborator nr 23
Interacțiunea alcaline cu acizi

Scrieți două ecuații ale reacțiilor moleculare, a căror esență este exprimată prin următoarea ecuație ionică:

H + + OH - = H2O.

Rulați reacțiile, ecuațiile pentru care ați făcut. Amintiți-vă ce substanțe (altele decât acide și alcaline) sunt necesare pentru a observa aceste reacții chimice.

A doua reacție are loc între alcaline și oxizi ai nemetalelor, care corespund acizilor, de exemplu,

Respectă

Când oxizii reacţionează cu bazele, se formează săruri ale acizilor corespunzători şi ale apei:

Orez. 141.
Interacțiunea alcaline cu oxidul nemetal

Experimentul de laborator nr 24
Interacțiunea alcaline cu oxizi nemetalici

Repetați experiența pe care ați făcut-o mai devreme. Se toarnă 2-3 ml dintr-o soluție limpede de apă de var într-o eprubetă.

Puneți un pai de suc în el, care acționează ca un tub de evacuare a gazului. Suflați ușor aer expirat prin soluție. La ce te uiti?

Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare și ionice.

Orez. 142.
Interacțiunea alcaline cu sărurile:
a - cu formarea unui precipitat; b - cu formarea de gaz

A treia reacție este o reacție tipică de schimb ionic și are loc numai dacă rezultatul este un precipitat sau se eliberează gaz, de exemplu:

Experimentul de laborator nr 25
Interacțiunea alcaline cu sărurile

În trei eprubete, turnați 1-2 ml de soluții de substanțe în perechi: primul tub - hidroxid de sodiu și clorură de amoniu; a 2-a eprubetă - hidroxid de potasiu și sulfat de fier (III); Al 3-lea tub - hidroxid de sodiu și clorură de bariu.

Încălziți conținutul primului tub și identificați unul dintre produsele de reacție prin miros.

Formulați o concluzie despre posibilitatea interacțiunii alcaline cu sărurile.

Bazele insolubile se descompun prin încălzire în oxid metalic și apă, ceea ce este necaracteristic pentru alcalii, de exemplu:

Fe (OH)2 = FeO + H2O.

Experimentul de laborator nr 26
Prepararea și proprietățile bazelor insolubile

Se toarnă 1 ml de soluție de sulfat sau clorură de cupru (II) în două eprubete. Adăugați 3-4 picături de soluție de hidroxid de sodiu în fiecare tub. Descrieți hidroxidul de cupru (II) format.

Notă... Lăsați tuburile cu hidroxidul de cupru (II) obținut pentru următoarele experimente.

Întocmește ecuațiile moleculare și ionice ale reacției efectuate. Indicați tipul de reacție pe baza „numărului și compoziției materiilor prime și a produselor de reacție”.

Se adaugă 1-2 ml de acid clorhidric într-unul din tuburile cu hidroxidul de cupru (II) obținut în experimentul anterior. La ce te uiti?

Folosind o pipetă, puneți 1-2 picături din soluția rezultată pe o farfurie de sticlă sau de porțelan și, folosind clești pentru creuzet, evaporați cu grijă. Examinați cristalele care se formează. Observați culoarea lor.

Întocmește ecuațiile moleculare și ionice ale reacției efectuate. Indicați tipul de reacție pe baza numărului și compoziției materiilor prime și a produselor de reacție, participarea catalizatorului și reversibilitatea reacției chimice.

Se încălzește una dintre eprubete cu hidroxid de cupru obținut mai devreme sau dat de profesor () (fig. 143). La ce te uiti?

Orez. 143.
Descompunerea hidroxidului de cupru (II) la încălzire

Alcătuiți ecuația reacției efectuate, indicați starea de apariție a acesteia și tipul reacției în funcție de semnele „numărul și compoziția substanțelor inițiale și a produselor de reacție”, „eliberarea sau absorbția de căldură” și „reversibilitatea o reacție chimică”.

Cuvinte și expresii cheie

1. Clasificarea bazelor.
2. Proprietăți tipice ale bazelor: interacțiunea lor cu acizi, oxizi ai nemetalelor, săruri.
3. Proprietate tipică a bazelor insolubile: descompunerea la încălzire.
4. Condiții pentru reacțiile tipice de bază.

Lucrați cu computerul

1. Vă rugăm să consultați atașamentul electronic. Studiați materialul din lecție și finalizați sarcinile propuse.
2. Căutați pe Internet adrese de e-mail care pot servi ca surse suplimentare pentru dezvăluirea conținutului cuvintelor cheie și expresiilor din paragraf. Oferiți-vă să îl ajutați pe profesor să pregătească o nouă lecție raportând cuvintele cheie și expresiile din următorul paragraf.

1. Metal + Nemetal. Gazele inerte nu intră în această interacțiune. Cu cât electronegativitatea unui nemetal este mai mare, cu atât va reacționa cu mai multe metale. De exemplu, fluorul reacționează cu toate metalele, iar hidrogenul numai cu cele active. Cu cât metalul este mai la stânga pe rândul activității metalice, cu atât mai mult poate reacționa cu nemetale. De exemplu, aurul reacționează numai cu fluor, litiu - cu toate nemetalele.

2. Nemetal + nemetal. În acest caz, un nemetal mai electronegativ acționează ca agent oxidant, mai puțin EO ca agent reducător. Nemetalele cu electronegativitate apropiată interacționează slab între ele, de exemplu, interacțiunea fosforului cu hidrogenul și a siliciului cu hidrogenul este practic imposibilă, deoarece echilibrul acestor reacții este deplasat către formarea de substanțe simple. Heliul, neonul și argonul nu reacționează cu nemetale, alte gaze inerte în condiții dure pot reacționa cu fluorul.
Oxigenul nu interacționează cu clorul, bromul și iodul. Oxigenul poate reacționa cu fluorul la temperaturi scăzute.

3. Metal + oxid acid. Metalul reduce nemetalul din oxid. După aceea, metalul în exces poate reacționa cu nemetalul rezultat. De exemplu:

2 Mg + Si02 = 2 MgO + Si (cu lipsa de magneziu)

2 Mg + Si02 = 2 MgO + Mg2Si (cu exces de magneziu)

4. Metal + acid. Metalele din seria tensiunilor din stânga hidrogenului reacţionează cu acizii cu eliberarea hidrogenului.

O excepție o constituie acizii - agenți de oxidare (acid sulfuric concentrat și orice acid azotic), care pot reacționa cu metalele aflate într-o serie de tensiuni la dreapta hidrogenului, în reacții nu se eliberează hidrogen, dar se obține apă și un produs de reducere a acidului. .

De remarcat că atunci când un metal interacționează cu un exces de acid polibazic, se poate obține o sare acidă: Mg + 2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Dacă produsul interacțiunii dintre acid și metal este o sare insolubilă, atunci metalul este pasivizat, deoarece suprafața metalului este protejată de sarea insolubilă de acțiunea acidului. De exemplu, efectul acidului sulfuric diluat asupra plumbului, bariului sau calciului.

5. Metal + sare. In solutie această reacție implică un metal care se află în seria de tensiuni la dreapta magneziului, inclusiv magneziul însuși, dar la stânga metalului sării. Dacă metalul este mai activ decât magneziul, atunci reacționează nu cu sarea, ci cu apa pentru a forma alcalii, care apoi reacționează cu sarea. În acest caz, sarea originală și sarea rezultată trebuie să fie solubile. Produsul insolubil pasivează metalul.

Cu toate acestea, există excepții de la această regulă:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2. Deoarece fierul are o stare intermediară de oxidare, sarea sa în cea mai mare stare de oxidare este ușor redusă la o sare în stare intermediară de oxidare, oxidând și metalele mai puțin active.

În topiturio serie de tensiuni metalice nu funcționează. Este posibil să se determine dacă o reacție între o sare și un metal este posibilă numai cu ajutorul calculelor termodinamice. De exemplu, sodiul poate înlocui potasiul din topitura clorurii de potasiu, deoarece potasiul este mai volatil: Na + KCl = NaCl + K (această reacție este determinată de factorul de entropie). Pe de altă parte, aluminiul a fost obținut prin deplasare din clorură de sodiu: 3 Na + AlCl3 = 3 NaCI + Al ... Acest proces este exotermic, este determinat de factorul entalpie.

Este posibil ca sarea să se descompună atunci când este încălzită, iar produsele descompunerii sale pot reacționa cu metalul, de exemplu, nitrat de aluminiu și fier. Azotatul de aluminiu se descompune la încălzire în oxid de aluminiu, oxid de azot (IV ), iar oxigenul, oxigenul și oxidul de azot vor oxida fierul:

10Fe + 2Al (NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metal + oxid bazic. La fel ca în sărurile topite, posibilitatea acestor reacții este determinată termodinamic. Aluminiul, magneziul și sodiul sunt adesea folosiți ca agenți reducători. De exemplu: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe reacție exotermă, factor de entalpie); 2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (rubidiu volatil, factor de entalpie).

8. Nemetal + bază. De regulă, reacția are loc între un nemetal și un alcalin.Nu toate nemetalele pot reacționa cu alcalii: trebuie amintit că intră halogeni (diferit în funcție de temperatură), sulf (când este încălzit), siliciu, fosfor. în această interacțiune.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (la rece)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (în soluție fierbinte)

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

2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) nemetal - agent reducător (hidrogen, carbon):

CO2 + C = 2CO;

2NO2 + 4H2 = 4H2O + N2;

SiO2 + C = CO2 + Si. Dacă nemetalul rezultat poate reacționa cu metalul folosit ca agent reducător, atunci reacția va merge mai departe (cu un exces de carbon) SiO2 + 2C = CO2 + Si C

2) nemetal - agent oxidant (oxigen, ozon, halogeni):

2C O + O 2 = 2CO 2.

CO + Cl 2 = CO Cl 2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Oxid acid + oxid bazic ... Reacția are loc dacă sarea rezultată există în principiu. De exemplu, alumina poate reacționa cu anhidrida sulfurică pentru a forma sulfat de aluminiu, dar nu poate reacționa cu dioxidul de carbon deoarece nu există sare corespunzătoare.

11. Apa + oxid bazic ... Reacția este posibilă dacă se formează un alcali, adică o bază solubilă (sau ușor solubilă, în cazul calciului). Dacă baza este insolubilă sau ușor solubilă, atunci are loc reacția inversă de descompunere a bazei în oxid și apă.

12. Oxid bazic + acid ... Reacția este posibilă dacă sarea rezultată există. Dacă sarea rezultată este insolubilă, atunci reacția poate fi pasivată datorită blocării accesului acidului la suprafața oxidului. În cazul unui exces de acid polibazic, este posibilă formarea unei sări acide.

13. Oxid acid + baza... De obicei, reacția are loc între un oxid alcalin și un oxid acid. Dacă oxidul acid se potrivește cu acidul polibazic, se poate obține o sare acidă: CO2 + KOH = KHCO3.

Oxizii acizi corespunzatori acizilor tari pot reactiona si cu baze insolubile.

Uneori, oxizii corespunzători acizilor slabi reacţionează cu baze insolubile şi se poate obţine o sare mijlocie sau bazică (de regulă, se obţine o substanţă mai puţin solubilă): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H2O.

14. Oxid acid + sare. Reacția poate avea loc în topitură și în soluție. În topitură, cu cât oxidul mai puțin volatil înlocuiește oxidul mai volatil din sare. În soluție, oxidul corespunzător acidului mai puternic înlocuiește oxidul corespunzător acidului mai slab. De exemplu, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , în direcția înainte, această reacție are loc în topitură, dioxidul de carbon este mai volatil decât oxidul de siliciu; în sens invers, reacția se desfășoară în soluție, acidul carbonic este mai puternic decât acidul silicic și oxidul de siliciu precipită.

Este posibil să se combine un oxid de acid cu propria sa sare, de exemplu, dicromatul poate fi obținut din cromat și disulfatul din sulfat, disulfitul din sulfit:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Pentru a face acest lucru, trebuie să luați o sare cristalină și un oxid pur sau o soluție de sare saturată și un exces de oxid acid.

În soluție, sărurile pot reacționa cu proprii lor oxizi acizi pentru a forma săruri acide: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Apa + oxid acid ... Reacția este posibilă dacă se formează un acid solubil sau ușor solubil. Dacă acidul este insolubil sau ușor solubil, atunci există o reacție inversă de descompunere a acidului în oxid și apă. De exemplu, acidul sulfuric se caracterizează printr-o reacție de obținere din oxid și apă, reacția de descompunere practic nu are loc, acidul silicic nu poate fi obținut din apă și oxid, dar se descompune ușor în aceste componente, dar acizii carbonic și sulfuros pot participă atât la reacții directe, cât și la reacții inverse.

16. Bază + acid. Reacția are loc dacă cel puțin una dintre substanțele care reacţionează este solubilă. În funcție de raportul dintre reactivi, se pot obține săruri medii, acide și bazice.

17. Baza + sare. Reacția are loc dacă ambele substanțe inițiale sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.

18. Sare + acid. De regulă, reacția are loc dacă ambele substanțe inițiale sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.

Un acid puternic poate reacționa cu sărurile insolubile ale acizilor slabi (carbonați, sulfuri, sulfiți, nitriți) și se eliberează un produs gazos.

Reacțiile dintre acizii concentrați și sărurile cristaline sunt posibile dacă se obține un acid mai volatil: de exemplu, acidul clorhidric poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra clorurii de sodiu cristalin, bromură și iodură de hidrogen - prin acțiunea acidului ortofosforic asupra sărurile corespunzătoare. Puteți acționa cu un acid asupra propriei sare pentru a obține o sare acidă, de exemplu: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4) 2.

19. Sare + sare.De regulă, reacția are loc dacă ambele substanțe inițiale sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab ca produs.

1) sarea nu există pentru că hidrolizat ireversibil ... Acestea sunt majoritatea carbonaților, sulfiților, sulfidelor, silicaților metalelor trivalente, precum și a unor săruri ale metalelor divalente și amoniului. Sărurile metalice trivalente sunt hidrolizate la baza și acidul corespunzător, iar sărurile metalice bivalente la săruri bazice mai puțin solubile.

Să luăm în considerare câteva exemple:

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 = Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe2 (CO3)3+ 6H2O = 2Fe (OH)3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 se descompune în apă și dioxid de carbon, apa din părțile din stânga și din dreapta este redusă și rezultă: Fe 2 (CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de fier, obținem o ecuație totală care reflectă interacțiunea clorurii de fier (III ) și carbonat de sodiu: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuS04 + Na2CO3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Sarea subliniată nu există din cauza hidrolizei ireversibile:

2CuCO 3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de cupru, obținem o ecuație totală care reflectă interacțiunea sulfatului (II ) și carbonat de sodiu:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

Conceptul modelului modern mecanic cuantic al atomului. Caracterizarea stării electronilor dintr-un atom folosind un set de numere cuantice, interpretarea acestora și valorile admise

Secvența de umplere a nivelurilor și subnivelurilor de energie cu electroni în atomi cu mulți electroni. principiul lui Pauli. regula lui Gund. Principiul energiei minime.

Energia de ionizare și energia de afinitate electronică. Natura modificării lor pe perioade și grupuri ale sistemului periodic al lui D. I. Mendeleev. Metale și nemetale.

Electronegativitatea elementelor chimice. Natura modificărilor electronegativității pe perioade și grupuri ale sistemului periodic al lui D. I. Mendeleev. Conceptul de stare de oxidare.

Principalele tipuri de legături chimice. Legătură covalentă. Principalele prevederi ale metodei legăturilor de valență. Înțelegerea generală a metodei orbitalelor moleculare.

Două mecanisme de formare a legăturilor covalente: convențional și donor-acceptor.

Legătura ionică ca caz limitativ de polarizare a legăturii covalente. Interacțiunea electrostatică a ionilor.

11.Legături metalice. Legăturile metalice ca caz limitativ de delocalizare a orbitalilor de valență a electronilor. Rețele cristaline ale metalelor.

12. Legături intermoleculare. Interacțiuni Van der Waals - dispersive, dipol-dipol, inductive). Legătură de hidrogen.

13. Principalele clase de compuși anorganici. Oxizi de metale și nemetale. Nomenclatura acestor compuși. Proprietățile chimice ale oxizilor bazici, acizi și amfoteri.

15. Acizi.Acizi anoxici si oxigenici. Nomenclatură (denumirea acizilor). Proprietățile chimice ale acizilor.

16. Sărurile ca produse ale interacțiunii dintre acizi și baze. Tipuri de săruri: medii (normale), acide, bazice, oxosăruri, săruri duble, complexe. Nomenclatura sării. Proprietățile chimice ale sărurilor.

17. Compuși binari ai metalelor și nemetalelor. Starile de oxidare ale elementelor din ele. Nomenclatura compușilor binari.

18. Tipuri de reacții chimice: simple și complexe, omogene și eterogene, reversibile și ireversibile.

20. Concepte de bază de cinetică chimică. Viteza unei reacții chimice. Factori care afectează viteza de reacție în procese omogene și eterogene.

22. Influența temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice. Energie activatoare.

23. Echilibru chimic. Constanta de echilibru, dependenta sa de temperatura. Posibilitatea deplasării echilibrului unei reacții chimice. Principiul lui Le Chatelier.

1) Acidul este un electrolit puternic.

36. A) Electrod standard de hidrogen. Electrod de oxigen.

37. Ecuația Nernst pentru calcularea potențialelor de electrozi ale sistemelor de electrozi de diferite tipuri. Ecuația Nernst pentru electrozii de hidrogen și oxigen

3) Metalele, care se află în linia de activitate după hidrogen, nu reacţionează cu apa.

I - valoarea curentă

49. Metoda titrarii acido-bazice.Calculele conform legii echivalentelor. Tehnica titrarii. Sticla volumetrică în metoda titrimetrică

13. Principalele clase de compuși anorganici. Oxizi de metale și nemetale. Nomenclatura acestor compuși. Proprietățile chimice ale oxizilor bazici, acizi și amfoteri.

Oxizi- compuși ai elementului cu oxigen.

Se numesc oxizii care nu formeaza acizi, baze si saruri in conditii normale nu formează sare.

care formează sare oxizii sunt împărțiți în acizi, bazici și amfoteri (având proprietăți duble). Nemetalele formează doar oxizi acizi, metale - toate celelalte și unele acide.

Oxizii bazici sunt substanțe chimice complexe legate de oxizi care formează săruri prin reacție chimică cu acizi sau oxizi acizi și nu reacţionează cu baze sau oxizi bazici.

Proprietăți:

1. Interacțiunea cu apa:

Reacția cu apa pentru a forma o bază (sau alcali)

CaO + H2O = Ca (OH) 2 (o reacție binecunoscută de stingere a varului, în timp ce se eliberează o cantitate mare de căldură!)

2. Interacțiunea cu acizii:

Reacția cu acidul pentru a forma sare și apă (soluție de sare în apă)

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O (cristalele acestei substanțe CaSO4 sunt cunoscute de toată lumea sub denumirea de „gips”).

3. Interacțiunea cu oxizii acizi: formarea de sare

CaO + CO2 = CaCO3 (Această substanță este cunoscută de toată lumea - cretă obișnuită!)

Oxizi acizi- Sunt substanțe chimice complexe legate de oxizi care formează săruri atunci când interacționează chimic cu baze sau oxizi bazici și nu interacționează cu oxizii acizi.

Proprietăți:

Reacția chimică cu apa CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 este o substanță - acidul carbonic - unul dintre acizii slabi, se adaugă în apa carbogazoasă pentru „bulele” de gaz.

Reacția cu alcalii (baze): CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O- sodă sau sodă de spălat.

Reacția cu oxizi bazici: CO 2 + MgO = MgCO 3 - sarea rezultată - carbonat de magneziu - se mai numește și „sare amară”.

Oxizi amfoteri- Sunt substanțe chimice complexe, legate și de oxizi, care formează săruri prin interacțiune chimică cu acizi (sau oxizi acizi) și baze (sau oxizi bazici). Cea mai frecventă utilizare a cuvântului „amfoter” în cazul nostru se referă la oxizii metalici.

Proprietăți:

Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri sunt unice prin faptul că pot intra în reacții chimice corespunzătoare atât bazelor, cât și acizilor. De exemplu:

Reacția cu oxidul acid:

ZnO + H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Substanța rezultată este o soluție de sare de „carbonat de zinc” în apă.

Reacția cu bazele:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O - substanța rezultată este o sare dublă de sodiu și zinc.

14. Fundamente.Nomenclatorul temeiurilor. Proprietățile chimice ale bazelor. Baze amfotere, reacții ale interacțiunii lor cu acizi și alcalii.

Bazele sunt substanțe în care atomii de metal sunt legați de grupări hidroxi.

Dacă o substanță conține grupări hidroxi (OH), care pot fi scindate (ca un „atom”) separat în reacții cu alte substanțe, atunci o astfel de substanță este o bază.

Proprietăți:

Interacțiunea cu nemetale:

în condiții normale, hidroxizii nu interacționează cu majoritatea nemetalelor, excepția este interacțiunea alcaline cu clorul

Interacțiunea cu oxizii acizi cu formarea de săruri: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O

Interacțiunea cu acizii - reactie de neutralizare:

cu formarea de săruri medii: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

condiția pentru formarea sării medii este un exces de alcali;

cu formarea de săruri acide: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

condiția pentru formarea unei săruri acide este un exces de acid;

cu formarea de săruri bazice: Cu (OH) 2 + HCl = Cu (OH) Cl + H2O

condiția pentru formarea sării bazice este un exces de bază.

Sărurile de bază reacţionează cu precipitarea unui precipitat ca urmare a reacţiei, a degajării de gaz sau a formării unei substanţe cu disociere scăzută.

Amfoter se numesc hidroxizi, care prezintă atât proprietăți bazice, cât și acide în funcție de condiții, adică se dizolvă în acizi și baze.

Interacțiunea cu bazele se adaugă tuturor proprietăților bazelor.

Exercițiu

Efectuați transformări chimice Na → Na 2 O → NaOH → Na 2 SO 4

Soluţie

4Na + O 2 → 2Na 2 O Trebuie să știm care dintre nemetalele menționate în cursul școlar: C, N 2, O 2 - nu reacţionează cu alcalii Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reacţionează: Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2, 3S + 6KOH = 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O, Cl2 + 2KOH (rece) = KCl + KClO + H2O, 3Cl 2 + 6KOH (fierbinte) = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (asemănător cu brom și iod) 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Chimie organica Nume banale Trebuie să știți ce substanțe organice corespund denumirilor: izopren, divinil, vinil acetilenă, toluen, xilen, stiren, cumen, etilen glicol, glicerină, formaldehidă, acetaldehidă, propionaldehidă, acetonă, primii șase acizi monobazici saturati (acid formic, acetic, propionic, butiric, acid valeric, acid palmiric) steatic acid, acid oleic, acid linoleic, acid oxalic, acid benzoic, anilină, glicină, alanină. Nu confunda acidul propionic cu acidul propenoic !! Săruri ale celor mai importanți acizi: formic - formiați, acetic - acetați, propionic - propionați, butiric - butirați, oxalic - oxalați. Radicalul –CH = CH 2 se numește vinil !! În același timp, câteva nume triviale anorganice: Sare de masă (NaCl), var nestins (CaO), var stins (Ca (OH) 2), apă de var (soluție de Ca (OH) 2), calcar (CaCO 3), cuarț (aka silice sau dioxid de siliciu - SiO 2 ), dioxid de carbon (CO 2), monoxid de carbon (CO), dioxid de sulf (SO 2), gaz brun (NO 2), bicarbonat de sodiu sau bicarbonat de sodiu (NaHCO 3), sodă cenușă (Na 2 CO 3), amoniac (NH 3) ), fosfină (PH 3), silan (SiH 4), pirita (FeS 2), oleum (soluție de SO 3 în H 2 SO 4 concentrat), sulfat de cupru (CuSO 4 ∙ 5H 2 O). Câteva reacții rare 1) Formarea vinil acetilenei: 2) Reacția de oxidare directă a etilenei la acetaldehidă: Această reacție este insidioasă prin faptul că știm foarte bine cum se transformă acetilena într-o aldehidă (reacția lui Kucherov), iar dacă în lanț are loc transformarea etilenă → aldehidă, atunci acest lucru ne poate deruta. Deci, această reacție este menită! 3) Reacția de oxidare directă a butanului la acid acetic: Această reacție stă la baza producției industriale de acid acetic. 4) Reacția lui Lebedev: Diferențele dintre fenoli și alcooli Un număr mare de greșeli în astfel de sarcini !! 1) Trebuie amintit că fenolii sunt mai acizi decât alcoolii (legatura O-H din ei este mai polară). Prin urmare, alcoolii nu reacţionează cu alcalii, în timp ce fenolii reacţionează atât cu alcalii, cât şi cu unele săruri (carbonaţi, bicarbonaţi). De exemplu: Ținta 10.1 Care dintre aceste substanțe reacționează cu litiul: a) etilen glicol, b) metanol, c) fenol, d) cumen, e) glicerina. Ținta 10.2 Care dintre aceste substanțe reacţionează cu hidroxidul de potasiu: a) etilen glicol, b) stiren, c) fenol, d) etanol, e) glicerina. Ținta 10.3 Care dintre aceste substanțe reacţionează cu bicarbonatul de cesiu: a) etilen glicol, b) toluen, c) propanol-1, d) fenol, e) glicerina. 2) Trebuie amintit că alcoolii reacţionează cu halogenurile de hidrogen (aceasta reacţie se desfăşoară de-a lungul legăturii C-O), dar fenolii nu (în ei, legătura C-O este inactivă din cauza efectului de conjugare). dizaharide Principalele dizaharide: zaharoza, lactoza si maltoza au aceeași formulă C 12 H 22 O 11. Ar trebui să vă amintiți despre ele: 1) că sunt capabili să se hidrolizeze în acele monozaharide din care constau: zaharoza- pentru glucoza si fructoza, lactoză- pentru glucoză și galactoză, maltoză- pentru două glucoză. 2) că lactoza și maltoza au o funcție aldehidă, adică sunt zaharuri reducătoare (în special, dau o reacție în oglindă „argint” și „cupru”), iar zaharoza, o dizaharidă nereducătoare, nu are funcție aldehidă. Mecanisme de reacție Sperăm că următoarele cunoștințe sunt suficiente: 1) alcanii (inclusiv în lanțurile laterale ale arenelor, dacă aceste lanțuri sunt limitative) se caracterizează prin reacții substituirea radicalilor liberi (cu halogeni) care merg împreună mecanism radical (inițierea lanțului - formarea de radicali liberi, dezvoltarea lanțului, terminarea lanțului pe pereții vaselor sau la ciocnirea radicalilor); 2) pentru alchene, alchine, arene, reacțiile sunt caracteristice conexiune electrofilă care merg de-a lungul mecanism ionic (prin educație complexul pi și carbocation ). Caracteristicile benzenului 1. Benzenul, spre deosebire de alte arene, nu este oxidat de permanganatul de potasiu. 2. Benzenul și omologii săi sunt capabili să intre în reacție de adiție cu hidrogen. Dar numai benzenul este capabil să intre reacție de adiție cu clor (numai benzen si numai cu clor!). Mai mult, toate arenele pot intra reacție de substituție cu halogeni. Reacția lui Zinin Reducerea nitrobenzenului (sau compușilor similari) la anilină (sau alte amine aromatice). Această reacție va avea loc aproape sigur într-unul dintre tipurile sale! Opțiunea 1 - reducerea cu hidrogen molecular: C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O Opțiunea 2 - reducerea cu hidrogen obținut prin reacția fierului (zinc) cu acidul clorhidric: C 6 H 5 NO 2 + 3Fe + 7HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3FeCl 2 + 2H 2 O Opțiunea 3 - reducerea cu hidrogen obținut prin reacția aluminiului cu alcalii: C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na Proprietățile aminelor Din anumite motive, proprietățile aminelor sunt cele mai prost amintite. Poate că acest lucru se datorează faptului că aminele sunt ultimele studiate în cursul chimiei organice, iar proprietățile lor nu pot fi repetate prin studierea altor clase de substanțe. Prin urmare, rețeta este următoarea: doar învățați toate proprietățile aminelor, aminoacizilor și proteinelor.