La science chimique moderne est une grande variété de branches, et chacune d'elles, en plus de base théorique, a une grande importance pratique. Quoi que vous touchiez, tout autour est le produit de la production chimique. Les sections principales sont la chimie inorganique et organique. Considérez quelles principales classes de substances sont classées comme inorganiques et quelles sont leurs propriétés.
Principales catégories de composés inorganiques
Il s'agit notamment des éléments suivants :
- Oxydes.
- Sel.
- Fondations.
- Acides.
Chacune des classes est représentée par une grande variété de composés inorganiques et est importante dans presque toutes les structures de l'activité économique et industrielle humaine. Toutes les principales propriétés caractéristiques de ces composés, leur nature et leur obtention sont étudiées sans faute dans le cours de chimie de l'école, de la 8e à la 11e année.
Existe tableau général oxydes, sels, bases, acides, qui présente des exemples de chacune des substances et leur état d'agrégation, étant dans la nature. Il montre également les interactions qui décrivent les propriétés chimiques. Cependant, nous examinerons chacune des classes séparément et plus en détail.
Groupe de composés - oxydes
4. Réactions, à la suite desquelles les éléments changent de CO
Me + n O + C = Me 0 + CO
1. Eau réactive : formation d'acide (exception SiO 2 )
KO + eau = acide
2. Réactions avec des bases :
CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O
3. Réactions avec oxydes basiques: formation de sel
P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2
4. Réactions OVR :
CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,
Ils présentent des propriétés doubles, interagissent selon le principe de la méthode acide-base (avec des acides, des alcalis, des oxydes basiques, des oxydes acides). Ils n'interagissent pas avec l'eau.
1. Avec les acides : formation de sels et d'eau
AO + acide \u003d sel + H 2 O
2. Avec des bases (alcalis) : formation de complexes hydroxo
Al 2 O 3 + LiOH + eau \u003d Li
3. Réactions avec les oxydes acides : préparation des sels
FeO + SO 2 \u003d FeSO 3
4. Réactions avec RO : formation de sels, fusion
MnO + Rb 2 O = sel double Rb 2 MnO 2
5. Réactions de fusion avec des alcalis et des carbonates de métaux alcalins : formation de sels
Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O
Chaque oxyde supérieur, formé à la fois d'un métal et d'un non-métal, lorsqu'il est dissous dans l'eau, donne un acide ou un alcali fort.
Acides organiques et inorganiques
Dans le son classique (basé sur les positions de ED - dissociation électrolytique - Svante Arrhenius), les acides sont des composés qui se dissocient en cations H + et en anions de résidus acides An dans un milieu aqueux. Aujourd'hui, cependant, les acides ont été soigneusement étudiés dans des conditions anhydres, il existe donc de nombreuses théories différentes pour les hydroxydes.
Les formules empiriques des oxydes, des bases, des acides, des sels ne sont constituées que de symboles, d'éléments et d'indices indiquant leur quantité dans une substance. Par exemple, les acides inorganiques sont exprimés par la formule H + résidu acide n-. Les substances organiques ont une cartographie théorique différente. En plus de l'empirique, pour eux, vous pouvez écrire le texte complet et abrégé formule structurelle, qui reflétera non seulement la composition et la quantité de la molécule, mais également l'ordre des atomes, leur relation les uns avec les autres et le groupe fonctionnel principal des acides carboxyliques -COOH.
Dans l'inorganique, tous les acides sont divisés en deux groupes :
- anoxique - HBr, HCN, HCL et autres ;
- contenant de l'oxygène (acides oxo) - HClO 3 et tout ce qui contient de l'oxygène.
De plus, les acides inorganiques sont classés par stabilité (stable ou stable - tout sauf carbonique et sulfureux, instable ou instable - carbonique et sulfureux). Par force, les acides peuvent être forts: sulfurique, chlorhydrique, nitrique, perchlorique et autres, ainsi que faibles: sulfure d'hydrogène, hypochloreux et autres.
La chimie organique n'offre pas du tout une telle diversité. Les acides de nature organique sont les acides carboxyliques. Leur caractéristique commune- la présence d'un groupe fonctionnel -COOH. Par exemple, HCOOH (antique), CH 3 COOH (acétique), C 17 H 35 COOH (stéarique) et autres.
Il existe un certain nombre d'acides, qui sont particulièrement mis en valeur lors de l'examen de ce sujet dans un cours de chimie scolaire.
- Sel.
- Azote.
- Orthophosphorique.
- Hydrobromique.
- Charbon.
- Iode.
- Sulfurique.
- Acétique ou éthane.
- Butane ou huile.
- Benzoïque.
Ces 10 acides en chimie sont les substances fondamentales de la classe correspondante tant dans le cursus scolaire qu'en général dans l'industrie et la synthèse.
Propriétés des acides inorganiques
Les principales propriétés physiques doivent être attribuées principalement à un état d'agrégation différent. Après tout, il existe un certain nombre d'acides qui se présentent sous forme de cristaux ou de poudres (borique, orthophosphorique) dans des conditions normales. La grande majorité des célèbres acides inorganiques sont des liquides différents. Les points d'ébullition et de fusion varient également.
Les acides peuvent causer de graves brûlures, car ils ont le pouvoir de détruire les tissus organiques et la peau. Les indicateurs sont utilisés pour détecter les acides :
- méthyl orange (en milieu normal - orange, dans les acides - rouge),
- tournesol (en neutre - violet, en acides - rouge) ou quelques autres.
Les propriétés chimiques les plus importantes incluent la capacité d'interagir avec des substances simples et complexes.
| Avec quoi interagissent-ils ? | Exemple de réaction |
1. Avec des substances simples-métaux. Condition obligatoire: le métal doit se trouver dans l'ECHRNM avant l'hydrogène, car les métaux se trouvant après l'hydrogène ne sont pas en mesure de le déplacer de la composition des acides. À la suite de la réaction, l'hydrogène se forme toujours sous forme de gaz et de sel. | |
2. Avec embases. Le résultat de la réaction est du sel et de l'eau. De telles réactions d'acides forts avec des alcalis sont appelées réactions de neutralisation. | Tout acide (fort) + base soluble = sel et eau |
| 3. Avec des hydroxydes amphotères. Résultat inférieur : sel et eau. | 2HNO 2 + hydroxyde de béryllium \u003d Be (NO 2) 2 (sel moyen) + 2H 2 O |
| 4. Avec des oxydes basiques. Résultat : eau, sel. | 2HCL + FeO = chlorure de fer (II) + H 2 O |
| 5. Avec des oxydes amphotères. Effet final : sel et eau. | 2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O |
6. Avec des sels formés par des acides plus faibles. Effet final : sel et acide faible. | 2HBr + MgCO 3 = bromure de magnésium + H 2 O + CO 2 |
Lorsqu'ils interagissent avec des métaux, tous les acides ne réagissent pas de la même manière. La chimie (9e année) à l'école implique une étude très superficielle de ces réactions, cependant, même à ce niveau, les propriétés spécifiques de l'acide nitrique et sulfurique concentré lors de l'interaction avec les métaux sont prises en compte.
Hydroxydes : alcalis, bases amphotères et insolubles
Oxydes, sels, bases, acides - toutes ces classes de substances ont un point commun nature chimique, expliqué par la structure réseau cristallin, ainsi que l'influence mutuelle des atomes dans la composition des molécules. Cependant, si pour les oxydes, il était possible de donner une définition très précise, alors pour les acides et les bases, il est plus difficile de le faire.
Tout comme les acides, selon la théorie ED, les bases sont des substances qui peuvent se décomposer dans une solution aqueuse en cations métalliques Me n + et anions de groupes hydroxo OH -.
- Soluble ou alcalin (bases fortes qui modifient la couleur des indicateurs). Formé par les groupes de métaux I, II. Exemple : KOH, NaOH, LiOH (c'est-à-dire que seuls les éléments des sous-groupes principaux sont pris en compte) ;
- Légèrement soluble ou insoluble (force moyenne, ne change pas la couleur des indicateurs). Exemple : hydroxyde de magnésium, fer (II), (III) et autres.
- Moléculaire (bases faibles, en milieu aqueux elles se dissocient de manière réversible en ions-molécules). Exemple : N 2 H 4, amines, ammoniac.
- Hydroxydes amphotères (présentent des propriétés d'acide basique doubles). Exemple : béryllium, zinc, etc.
Chaque groupe représenté est étudié dans le cours de chimie de l'école dans la section "Fondations". Les grades de chimie 8-9 impliquent une étude détaillée des alcalis et des composés peu solubles.
Les principales propriétés caractéristiques des bases
Tous les alcalis et les composés peu solubles se trouvent dans la nature à l'état cristallin solide. Dans le même temps, leurs points de fusion sont, en règle générale, bas et les hydroxydes peu solubles se décomposent lorsqu'ils sont chauffés. La couleur de base est différente. Si alcalin couleur blanche, alors les cristaux de bases peu solubles et moléculaires peuvent être de couleurs très différentes. La solubilité de la plupart des composés de cette classe peut être visualisée dans le tableau, qui présente les formules des oxydes, des bases, des acides, des sels, montre leur solubilité.
Les alcalis sont capables de changer la couleur des indicateurs comme suit: phénolphtaléine - framboise, méthyl orange - jaune. Ceci est assuré par la présence libre de groupes hydroxo en solution. C'est pourquoi les bases peu solubles ne donnent pas une telle réaction.
Les propriétés chimiques de chaque groupe de bases sont différentes.
| Propriétés chimiques | ||
| alcalis | bases peu solubles | Hydroxydes amphotères |
I. Interagir avec KO (total - sel et eau) : 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + eau II. Interagir avec les acides (sel et eau): réactions de neutralisation classiques (voir acides) III. Interagissez avec l'AO pour former un hydroxocomplexe de sel et d'eau : 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ou Na 2 IV. Interagir avec les hydroxydes amphotères pour former des sels complexes hydroxo : Comme avec AO, mais sans eau V. Interagir avec des sels solubles pour former des hydroxydes et des sels insolubles : 3CsOH + chlorure de fer (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interagir avec le zinc et l'aluminium dans une solution aqueuse pour former des sels et de l'hydrogène : 2RbOH + 2Al + eau = complexe avec l'ion hydroxyde 2Rb + 3H 2 | I. Lorsqu'ils sont chauffés, ils peuvent se décomposer : hydroxyde insoluble = oxyde + eau II. Réactions avec les acides (total : sel et eau) : Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + eau III. Interagissez avec KO : Me + n (OH) n + KO \u003d sel + H 2 O | I. Réagir avec les acides pour former du sel et de l'eau : (II) + 2HBr = CuBr 2 + eau II. Réagir avec les alcalis : résultat - sel et eau (condition : fusion) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sel + 2H 2 O III. Ils réagissent avec les hydroxydes forts : il en résulte des sels, si la réaction a lieu en solution aqueuse : Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 |
Ce sont les propriétés les plus chimiques que les bases présentent. La chimie des bases est assez simple et obéit aux lois générales de tous les composés inorganiques.
Classe de sels inorganiques. Classification, propriétés physiques
Sur la base des dispositions de l'ED, les sels peuvent être appelés composés inorganiques qui se dissocient dans une solution aqueuse en cations métalliques Me + n et en anions de résidus acides An n-. Vous pouvez donc imaginer le sel. La chimie donne plus d'une définition, mais celle-ci est la plus précise.
Dans le même temps, selon leur nature chimique, tous les sels sont divisés en:
- Acide (contenant un cation hydrogène). Exemple : NaHSO4.
- Basique (ayant un groupe hydroxo). Exemple : MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
- Milieu (constitué uniquement d'un cation métallique et d'un résidu acide). Exemple : NaCL, CaSO 4.
- Double (comprend deux cations métalliques différents). Exemple : NaAl(SO 4) 3.
- Complexe (hydroxocomplexes, aquacomplexes et autres). Exemple : K 2 .
Les formules des sels reflètent leur nature chimique et parlent également de la composition qualitative et quantitative de la molécule.
Les oxydes, les sels, les bases, les acides ont des solubilités différentes, ce que l'on peut voir dans le tableau correspondant.
Si nous parlons de l'état d'agrégation des sels, vous devez alors remarquer leur uniformité. Ils n'existent qu'à l'état solide, cristallin ou pulvérulent. La palette de couleurs est assez variée. En règle générale, les solutions de sels complexes ont des couleurs vives et saturées.
Interactions chimiques pour la classe des sels moyens
Ils ont des propriétés chimiques similaires aux bases, acides, sels. Les oxydes, comme nous l'avons déjà considéré, diffèrent quelque peu d'eux par ce facteur.
Au total, 4 principaux types d'interactions peuvent être distingués pour les sels moyens.
I. Interaction avec les acides (uniquement forts en termes de DE) avec formation d'un autre sel et d'un acide faible :
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II. Réactions avec les hydroxydes solubles avec apparition de sels et de bases insolubles :
CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sel soluble + Cu(OH) 2 base insoluble
III. Interaction avec un autre sel soluble pour former un sel insoluble et un soluble :
PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL
IV. Réactions avec les métaux à gauche de celui qui forme le sel dans l'EHRNM. Dans ce cas, le métal entrant dans la réaction ne doit pas, dans des conditions normales, interagir avec l'eau :
Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag
Ce sont les principaux types d'interactions caractéristiques des sels moyens. Les formules des sels complexes, basiques, doubles et acides parlent d'elles-mêmes de la spécificité des propriétés chimiques manifestées.
Les formules des oxydes, des bases, des acides, des sels reflètent la nature chimique de tous les représentants de ces classes de composés inorganiques et, en outre, donnent une idée du nom de la substance et de son propriétés physiques. Par conséquent, une attention particulière doit être portée à leur rédaction. Une grande variété de composés nous offre une science généralement étonnante - la chimie. Oxydes, bases, acides, sels - ce n'est qu'une partie de la vaste variété.
1. Les bases interagissent avec les acides pour former du sel et de l'eau :
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
2. Avec des oxydes d'acide, formant du sel et de l'eau :
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
3. Les alcalis réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères, formant du sel et de l'eau :
2NaOH + Cr 2 O 3 \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O
KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O
4. Les alcalins interagissent avec les sels solubles, formant soit une base faible, soit un précipité, soit un gaz :
2NaOH + NiCl 2 \u003d Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl
base
2KOH + (NH 4) 2 SO 4 \u003d 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH
5. Les alcalins réagissent avec certains métaux, qui correspondent aux oxydes amphotères :
2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
6. L'action de l'alcali sur l'indicateur :
Oh - + couleur framboise phénolphtaléine ®
Oh - + tournesol ® Couleur bleue
7. Décomposition de certaines bases lorsqu'elles sont chauffées :
Cu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Hydroxydes amphotères – composants chimiques qui présentent les propriétés des bases et des acides. Les hydroxydes amphotères correspondent aux oxydes amphotères (voir rubrique 3.1).
Les hydroxydes amphotères sont généralement écrits sous la forme d'une base, mais ils peuvent également être représentés sous la forme d'un acide :
Zn(OH) 2 × H 2 ZnO 2
base à
Propriétés chimiques des hydroxydes amphotères
1. Les hydroxydes amphotères interagissent avec les acides et les oxydes d'acide :
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O
2. Interagir avec les alcalis et les oxydes basiques de métaux alcalins et alcalino-terreux :
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;
Métaaluminate de sodium acide H 3 AlO 3
(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)
2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O
Tous les hydroxydes amphotères sont des électrolytes faibles.
sel
sel- Ce sont des substances complexes constituées d'ions métalliques et d'un résidu acide. Les sels sont des produits de remplacement complet ou partiel des ions hydrogène par des ions métalliques (ou ammonium) dans les acides. Types de sels : moyen (normal), acide et basique.
Sels moyens- ce sont des produits de remplacement complet des cations hydrogène dans les acides par des ions métalliques (ou ammonium) : Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl, etc.
Propriétés chimiques des sels moyens
1. Les sels interagissent avec les acides, les alcalis et d'autres sels, formant soit un électrolyte faible, soit un précipité ; ou gaz :
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH
CaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d 2AgCl¯ + Ca (NO 3) 2
2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH
NiSO 4 + 2KOH \u003d Ni (OH) 2 ¯ + K 2 SO 4
base
NH 4 NO 3 + NaOH \u003d NH 3 + H 2 O + NaNO 3
2. Les sels interagissent avec des métaux plus actifs. Un métal plus actif déplace un métal moins actif d'une solution saline (Annexe 3).
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Sels acides- ce sont des produits de remplacement incomplet des cations hydrogène dans les acides par des ions métalliques (ou ammonium) : NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4, etc. Les sels acides ne peuvent être formés que par des acides polybasiques. Presque tous les sels acides sont très solubles dans l'eau.
Obtenir des sels acides et les transformer en milieu
1. Les sels acides sont obtenus en faisant réagir un excès d'acide ou d'oxyde d'acide avec une base :
H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHCO 3
2. Lorsqu'un excès d'acide interagit avec un oxyde basique :
2H 2 CO 3 + CaO \u003d Ca (HCO 3) 2 + H 2 O
3. Les sels acides sont obtenus à partir de sels moyens en ajoutant de l'acide :
éponyme
Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 \u003d 2NaHSO 3;
Na 2 SO 3 + HCl \u003d NaHSO 3 + NaCl
4. Les sels acides sont convertis en milieu à l'aide d'un alcali :
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Sels basiques sont des produits de substitution incomplète de groupes hydroxo (OH - ) bases à résidu acide : MgOHCl, AlOHSO 4, etc. Les sels basiques ne peuvent être formés que par des bases faibles de métaux polyvalents. Ces sels sont généralement peu solubles.
Obtention des sels basiques et conversion en milieu
1. Les sels basiques sont obtenus en faisant réagir un excès d'une base avec un acide ou un oxyde d'acide :
Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O
hydroxo-
chlorure de magnesium
Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O
hydroxo-
sulfate de fer(III)
2. Les sels basiques sont formés à partir d'un sel moyen en ajoutant un manque d'alcali :
Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH \u003d 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4
3. Les sels basiques sont convertis en sels moyens en ajoutant un acide (de préférence celui qui correspond au sel) :
MgOHCl + HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O
2MgOHCl + H 2 SO 4 \u003d MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O
ÉLECTROLYTES
électrolytes- ce sont des substances qui se décomposent en ions en solution sous l'influence de molécules de solvant polaire (H 2 O). Selon la capacité à se dissocier (désintégration en ions), les électrolytes sont conditionnellement divisés en forts et faibles. Les électrolytes forts se dissocient presque complètement (dans des solutions diluées), tandis que les faibles ne se décomposent en ions que partiellement.
Les électrolytes forts comprennent :
les acides forts (voir p. 20) ;
bases fortes - alcalis (voir p. 22);
presque tous les sels solubles.
Les électrolytes faibles comprennent :
Acides faibles (voir p. 20) ;
les bases ne sont pas des alcalis ;
L'une des principales caractéristiques d'un électrolyte faible est constante de dissociation – POUR . Par exemple, pour un acide monobasique,
HA Û H + + Un - ,
où, est la concentration à l'équilibre des ions H + ;
est la concentration à l'équilibre des anions acides A - ;
– concentration d'équilibre molécules acides,
Ou pour une fondation faible,
MOH Û M + +OH - ,
,
où, est la concentration à l'équilibre des cations M + ;
– concentration à l'équilibre des ions hydroxyde OH - ;
est la concentration à l'équilibre des molécules de bases faibles.
Constantes de dissociation de certains électrolytes faibles (à t = 25°С)
| Substance | POUR | Substance | POUR |
| HCOOH | K = 1,8×10 -4 | H3PO4 | K 1 \u003d 7,5 × 10 -3 |
| CH3COOH | K = 1,8×10 -5 | K 2 \u003d 6,3 × 10 -8 | |
| HCN | K = 7,9×10 -10 | K 3 \u003d 1,3 × 10 -12 | |
| H2CO3 | K 1 \u003d 4,4 × 10 -7 | HClO | K = 2,9×10 -8 |
| K 2 \u003d 4,8 × 10 -11 | H3BO3 | K 1 \u003d 5,8 × 10 -10 | |
| HF | K = 6,6×10 -4 | K 2 \u003d 1,8 × 10 -13 | |
| HNO 2 | K = 4,0×10 -4 | K 3 \u003d 1,6 × 10 -14 | |
| H2SO3 | K 1 \u003d 1,7 × 10 -2 | H2O | K = 1,8×10 -16 |
| K 2 \u003d 6,3 × 10 -8 | NH 3 × H 2 O | K = 1,8×10 -5 | |
| H2S | K 1 \u003d 1,1 × 10 -7 | Al(OH)3 | K 3 \u003d 1,4 × 10 -9 |
| K 2 \u003d 1,0 × 10 -14 | Zn(OH) 2 | K 1 \u003d 4,4 × 10 -5 | |
| H2SiO3 | K 1 \u003d 1,3 × 10 -10 | K 2 \u003d 1,5 × 10 -9 | |
| K 2 \u003d 1,6 × 10 -12 | Cd(OH)2 | K 2 \u003d 5,0 × 10 -3 | |
| Fe(OH)2 | K 2 \u003d 1,3 × 10 -4 | Cr(OH)3 | K 3 \u003d 1,0 × 10 -10 |
| Fe(OH)3 | K 2 \u003d 1,8 × 10 -11 | Ag(OH) | K = 1,1×10 -4 |
| K 3 \u003d 1,3 × 10 -12 | Pb(OH)2 | K 1 \u003d 9,6 × 10 -4 | |
| Cu(OH)2 | K 2 \u003d 3,4 × 10 -7 | K 2 \u003d 3,0 × 10 -8 | |
| Ni(OH)2 | K 2 \u003d 2,5 × 10 -5 |
Métal et groupe hydroxyle (OH). Par exemple, l'hydroxyde de sodium est NaOH, hydroxyde de calcium - Californie(Oh) 2 , hydroxyde de baryum - Ba(Oh) 2 etc
Obtention d'hydroxydes.
1. Réaction d'échange :
CaSO 4 + 2NaOH \u003d Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Électrolyse de solutions aqueuses de sels :
2KCl + 2H 2 O \u003d 2KOH + H 2 + Cl 2,
3. Interaction des métaux alcalins et alcalino-terreux ou de leurs oxydes avec l'eau :
M + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Propriétés chimiques des hydroxydes.
1. Les hydroxydes sont de nature alcaline.
2. Hydroxydes se dissoudre dans eau(alcali) et sont insolubles. Par exemple, KOH- se dissout dans l'eau Californie(Oh) 2 - légèrement soluble, a une solution blanche. Métaux du 1er groupe tableau périodique D.I. Mendeleïev donner des bases solubles hydroxydes).
3. Les hydroxydes se décomposent lorsqu'ils sont chauffés :
Cu(Oh) 2 = CuO + H 2 O.
4. Les alcalis réagissent avec les acides et les amphotères oxydes :
2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Les alcalis peuvent réagir avec certains non-métaux à différentes températures de différentes manières :
NaOH + CL 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(froid),
NaOH + 3 CL 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(chaleur).
6. Interagissez avec les acides :
KOH + HNO3 = NOC 3 + H 2 O.
Bases, hydroxydes amphotères
Les bases sont des substances complexes constituées d'atomes métalliques et d'un ou plusieurs groupes hydroxo (-OH). La formule générale est Me + y (OH) y, où y est le nombre de groupes hydroxo égal à l'état d'oxydation du métal Me. Le tableau montre la classification des bases.
Propriétés des hydroxydes alcalins des métaux alcalins et alcalino-terreux
1. Les solutions aqueuses d'alcalis sont savonneuses au toucher, changent la couleur des indicateurs: tournesol - bleu, phénolphtaléine - framboise.
2. Les solutions aqueuses dissocient :
3. Interagissez avec les acides en entrant dans une réaction d'échange :
Les bases polyacides peuvent donner des sels intermédiaires et basiques :
4. Interagir avec les oxydes d'acide, formant des sels de milieu et d'acide, selon la basicité de l'acide correspondant à cet oxyde :
5. Interagir avec les oxydes et hydroxydes amphotères :
a) Fusion :
b) en solutions :
6. Réagissez avec les sels solubles dans l'eau si un précipité ou un gaz se forme :
Les bases insolubles (Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, etc.) interagissent avec les acides et se décomposent lorsqu'elles sont chauffées :
Hydroxydes amphotères
Les composés sont appelés amphotères, qui, selon les conditions, peuvent être à la fois donneurs de cations hydrogène et présenter des propriétés acides, et leurs accepteurs, c'est-à-dire présenter des propriétés basiques.
Propriétés chimiques des composés amphotères
1. Interagissant avec les acides forts, ils révèlent les principales propriétés :
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Interagissant avec les alcalis - bases fortes, ils présentent des propriétés acides :
Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ( sel complexe)
Al(OH) 3 + NaOH \u003d Na ( sel complexe)
Les composés complexes sont des composés dans lesquels au moins un une liaison covalente formé par le mécanisme donneur-accepteur.
La méthode générale d'obtention de bases est basée sur des réactions d'échange, par lesquelles des bases insolubles et solubles peuvent être obtenues.
CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2 KOH + BaCO 3 ↓
Lorsque des bases solubles sont obtenues par cette méthode, un sel insoluble précipite.
Lors de l'obtention de bases insolubles dans l'eau aux propriétés amphotères, il convient d'éviter un excès d'alcali, car une dissolution de la base amphotère peut se produire, par exemple :
AlCl 3 + 4KOH \u003d K [Al (OH) 4] + 3KSl
Dans de tels cas, l'hydroxyde d'ammonium est utilisé pour obtenir des hydroxydes, dans lesquels les hydroxydes amphotères ne se dissolvent pas:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Les hydroxydes d'argent et de mercure se décomposent si facilement que lorsqu'on essaie de les obtenir par une réaction d'échange, au lieu d'hydroxydes, ce sont des oxydes qui précipitent :
2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3
Dans l'industrie, les alcalis sont généralement obtenus par électrolyse de solutions aqueuses de chlorures.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Les alcalis peuvent également être obtenus en faisant réagir des métaux alcalins et alcalino-terreux ou leurs oxydes avec de l'eau.
2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2
SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2
acides
Les acides sont appelés substances complexes, dont les molécules sont constituées d'atomes d'hydrogène pouvant être remplacés par des atomes de métal et de résidus acides. Dans des conditions normales, les acides peuvent être solides (phosphorique H 3 PO 4 ; silicium H 2 SiO 3) et liquides (sous sa forme pure, un liquide sera acide sulfurique H2SO4).
Des gaz tels que le chlorure d'hydrogène HCl, le bromure d'hydrogène HBr, le sulfure d'hydrogène H 2 S forment les acides correspondants dans des solutions aqueuses. Le nombre d'ions hydrogène formés par chaque molécule d'acide lors de la dissociation détermine la charge du résidu acide (anion) et la basicité de l'acide.
Selon théorie protolytique des acides et des bases, proposé simultanément par le chimiste danois Bronsted et le chimiste anglais Lowry, un acide est une substance se séparer avec cette réaction protons, UN base- une substance capable de recevoir des protons.
acide → base + H +
Sur la base de ces idées, il est clair propriétés de base de l'ammoniac, qui, en raison de la présence d'une seule paire d'électrons au niveau de l'atome d'azote, accepte efficacement un proton lorsqu'il interagit avec des acides, formant un ion ammonium via une liaison donneur-accepteur.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 -
acide base acide base
Une définition plus générale des acides et des bases proposé par le chimiste américain G. Lewis. Il a suggéré que les interactions acide-base sont assez ne se produisent pas nécessairement avec le transfert de protone. Dans la détermination des acides et des bases selon Lewis, le rôle principal dans réactions chimiques attribué vapeur électronique.
Les cations, les anions ou les molécules neutres qui peuvent accepter une ou plusieurs paires d'électrons sont appelés Acides de Lewis.
Par exemple, le fluorure d'aluminium AlF 3 est un acide, car il est capable d'accepter une paire d'électrons lorsqu'il interagit avec l'ammoniac.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Les cations, les anions ou les molécules neutres capables de donner des paires d'électrons sont appelées bases de Lewis (l'ammoniac est une base).
La définition de Lewis couvre tous les processus acide-base qui ont été pris en compte par les théories proposées précédemment. Le tableau compare les définitions des acides et des bases actuellement utilisées.
Nomenclature des acides
Puisqu'il existe différentes définitions des acides, leur classification et leur nomenclature sont plutôt arbitraires.
Selon le nombre d'atomes d'hydrogène capables de se séparer dans une solution aqueuse, les acides sont divisés en monobasique(ex. HF, HNO 2), dibasique(H 2 CO 3 , H 2 SO 4 ) et tribasique(H3RO4).
Selon la composition de l'acide est divisé en anoxique(HCl, H2S) et contenant de l'oxygène(HClO4, HNO3).
Généralement noms d'acides oxygénés dérivé du nom d'un non-métal avec l'ajout des terminaisons -kai, -chemin, si l'état d'oxydation du non-métal est égal au numéro de groupe. Au fur et à mesure que l'état d'oxydation diminue, les suffixes changent (par ordre décroissant d'état d'oxydation du métal): - ovale, ististaya, - ovale :
Si nous considérons la polarité de la liaison hydrogène-non-métal dans une période, nous pouvons facilement relier la polarité de cette liaison à la position de l'élément dans le tableau périodique. À partir d'atomes métalliques qui perdent facilement des électrons de valence, les atomes d'hydrogène acceptent ces électrons, formant une coquille stable à deux électrons comme la coquille d'un atome d'hélium, et donnent des hydrures métalliques ioniques.
Dans les composés hydrogénés des éléments des groupes III-IV du système périodique, le bore, l'aluminium, le carbone, le silicium forment des liaisons covalentes faiblement polaires avec des atomes d'hydrogène qui ne sont pas sujets à la dissociation. Pour les éléments des groupes V-VII du système périodique, au cours d'une période, la polarité de la liaison hydrogène non métallique augmente avec la charge de l'atome, mais la répartition des charges dans le dipôle résultant est différente de celle des composés hydrogène de éléments qui ont tendance à donner des électrons. Les atomes de non-métaux, dans lesquels plusieurs électrons sont nécessaires pour compléter la couche d'électrons, tirent vers eux (polarisent) une paire d'électrons de liaison d'autant plus forts que la charge du noyau est élevée. Ainsi, dans la série CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ou SiH 4 - PH 3 - H 2 S - Hcl, les liaisons avec les atomes d'hydrogène, tout en restant covalentes, deviennent plus polaires, et l'atome d'hydrogène dans le dipôle de la liaison élément-hydrogène devient plus électropositive. Si les molécules polaires sont dans un solvant polaire, le processus de dissociation électrolytique peut se produire.
Discutons du comportement des acides contenant de l'oxygène dans les solutions aqueuses. Ces acides ont Connexion N-O-E et, bien sûr, la polarité de la liaison H-O est affectée par Connexion OE. Par conséquent, ces acides se dissocient, en règle générale, plus facilement que l'eau.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H s O + + NO 3
Regardons quelques exemples propriétés des acides oxygénés, formé d'éléments capables de manifester divers degrés oxydation. Il est connu que acide hypochloreux HClO très faible acide chlorhydrique HClO 2 également faible mais plus fort que l'hypochloreux, l'acide hypochloreux HclO 3 fort. L'acide perchlorique HClO 4 est l'un des le plus fort acides inorganiques.
La dissociation selon le type acide (avec élimination de l'ion H) nécessite la rupture de la liaison O-H. Comment expliquer la diminution de la force de cette liaison dans la série HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 ? Dans cette série, le nombre d'atomes d'oxygène associés à l'atome de chlore central augmente. Chaque fois qu'il se forme nouvelle connexion l'oxygène avec le chlore, la densité électronique est tirée de l'atome de chlore, et donc de la simple liaison O-Cl. En conséquence, la densité électronique quitte partiellement la liaison О-Н, qui est affaiblie à cause de cela.
Un tel modèle - gagner propriétés acides avec une augmentation du degré d'oxydation de l'atome central - caractéristique non seulement pour le chlore, mais aussi pour d'autres éléments. Par exemple, l'acide nitrique HNO 3, dans lequel l'état d'oxydation de l'azote est +5, plus fort que acide nitreux HNO 2 (état d'oxydation de l'azote +3); l'acide sulfurique H 2 SO 4 (S +6) est plus fort que acide sulfureux H2SO3 (S+4).
Obtention d'acides
1. Des acides anoxiques peuvent être obtenus dans la combinaison directe de non-métaux avec de l'hydrogène.
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Certains acides oxygénés peuvent être obtenus interaction oxydes acides avec de l'eau.
3. Des acides anoxiques et oxygénés peuvent être obtenus selon les réactions d'échange entre les sels et les autres acides.
BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HBr
CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) \u003d H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (concentré) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Certains acides peuvent être obtenus en utilisant Réactions redox.
H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d ZH 3 PO 4 + 5NO 2
Goût aigre, action sur les indicateurs, conductivité électrique, interaction avec les métaux, les oxydes basiques et amphotères, les bases et les sels, la formation d'esters avec les alcools - ces propriétés sont communes aux acides inorganiques et organiques.
peut être divisé en deux types de réactions :
1) sont communs Pour acides les réactions sont associées à la formation d'ion hydronium H 3 O + dans des solutions aqueuses ;
2) spécifique(c'est-à-dire caractéristiques) réactions acides spécifiques.
L'ion hydrogène peut entrer dans rédox réactions de réduction en hydrogène, ainsi que dans une réaction composée avec des particules chargées négativement ou neutres ayant des paires d'électrons isolées, c'est-à-dire réactions acido-basiques.
POUR les propriétés générales les acides comprennent les réactions des acides avec les métaux dans la série de tensions jusqu'à l'hydrogène, par exemple :
Zn + 2Í + = Zn 2+ + Í 2
Les réactions acide-base comprennent les réactions avec des oxydes basiques et des bases, ainsi qu'avec des sels moyens, basiques et parfois acides.
2 CO 3 + 4HBr \u003d 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg (HCO 3) 2 + 2HCl \u003d MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Notez que les acides polybasiques se dissocient par étapes, et à chaque étape suivante, la dissociation est plus difficile, par conséquent, avec un excès d'acide, des sels acides sont le plus souvent formés, plutôt que des sels moyens.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na2S + H3PO4 = Na2HP04 + H2S
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
KOH + H 2 S \u003d KHS + H 2 O
A première vue, la formation de sels acides peut sembler surprenante. monobasique acide fluorhydrique (fluorhydrique). Cependant, ce fait peut s'expliquer. Contrairement à tous les autres acides halohydriques, l'acide fluorhydrique est partiellement polymérisé en solution (en raison de la formation de liaisons hydrogène) et différentes particules (HF) X peuvent y être présentes, à savoir H 2 F 2, H 3 F 3, etc.
Un cas particulier d'équilibre acido-basique - réactions des acides et des bases avec des indicateurs qui changent de couleur en fonction de l'acidité de la solution. Les indicateurs sont utilisés dans l'analyse qualitative pour détecter les acides et les bases dans les solutions.
Les indicateurs les plus couramment utilisés sont tournesol(V neutre environnement violet, V aigre - rouge, V alcalin - bleu), méthyl orange(V aigre environnement rouge, V neutre - orange, V alcalin - jaune), phénolphtaléine(V très alcalin environnement rouge cramoisi, V neutre et acide - incolore).
Propriétés spécifiques différents acides peuvent être de deux types : premièrement, les réactions conduisant à la formation les sels insolubles, et deuxièmement, transformations redox. Si les réactions associées à la présence d'un ion H + en eux sont communes à tous les acides (réactions qualitatives pour la détection des acides), des réactions spécifiques sont utilisées comme réactions qualitatives pour des acides individuels :
Ag + + Cl - = AgCl (précipité blanc)
Ba 2+ + SO 4 2- \u003d BaSO 4 (précipité blanc)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (précipité jaune)
Certaines réactions spécifiques des acides sont dues à leurs propriétés redox.
Les acides anoxiques en solution aqueuse ne peuvent que s'oxyder.
2KMnO 4 + 16HCl \u003d 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O
H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBg
Les acides contenant de l'oxygène ne peuvent être oxydés que si l'atome central qu'ils contiennent est dans un état d'oxydation inférieur ou intermédiaire, comme, par exemple, dans l'acide sulfureux :
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 2HCl
De nombreux acides contenant de l'oxygène, dans lesquels l'atome central a l'état d'oxydation maximal (S +6, N +5, Cr +6), présentent les propriétés d'agents oxydants forts. Le H 2 SO 4 concentré est un oxydant puissant.
Cu + 2H 2 SO 4 (concentré) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (concentré) = CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O
Il faut se rappeler que :
- Les solutions acides réagissent avec les métaux qui se trouvent dans la série électrochimique de tensions à gauche de l'hydrogène, sous réserve d'un certain nombre de conditions, dont la plus importante est la formation d'un sel soluble à la suite de la réaction. L'interaction de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) avec les métaux se déroule différemment.
L'acide sulfurique concentré à froid passive l'aluminium, le fer, le chrome.
- Dans l'eau, les acides se dissocient en cations hydrogène et en anions de résidus acides, par exemple :
- Les acides inorganiques et organiques interagissent avec les oxydes basiques et amphotères, à condition qu'un sel soluble se forme :
- Ces acides et d'autres réagissent avec les bases. Les acides polybasiques peuvent former à la fois des sels moyens et acides (ce sont des réactions de neutralisation) :
- La réaction entre les acides et les sels ne se produit que si un précipité ou un gaz se forme :
L'interaction de H 3 PO 4 avec le calcaire s'arrêtera en raison de la formation du dernier précipité insoluble Ca 3 (PO 4) 2 à la surface.
Les caractéristiques des propriétés des acides nitriques HNO 3 et sulfurique concentré H 2 SO 4 (conc.) sont dues au fait que lorsqu'ils interagissent avec des substances simples (métaux et non-métaux), pas des cations H +, mais des nitrates et des sulfates les ions joueront le rôle d'agents oxydants. Il est logique de s'attendre à ce qu'à la suite de telles réactions, il ne se forme pas d'hydrogène H 2, mais d'autres substances sont obtenues: nécessairement du sel et de l'eau, ainsi que l'un des produits de la réduction des ions nitrate ou sulfate, selon le concentration d'acides, la position du métal dans une série de tensions et les conditions de réaction (température, finesse du métal, etc.).
Ces caractéristiques du comportement chimique de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) illustrent clairement la thèse de la théorie structure chimique sur l'influence mutuelle des atomes dans les molécules des substances.
Les notions de volatilité et de stabilité (stabilité) sont souvent confondues. Les acides volatils sont appelés acides, dont les molécules passent facilement à l'état gazeux, c'est-à-dire qu'elles s'évaporent. Par exemple, acide hydrochlorique est un acide volatil mais persistant et stable. La volatilité des acides instables ne peut pas être jugée. Par exemple, l'acide silicique non volatil et insoluble se décompose en eau et en SiO 2 . Les solutions aqueuses d'acides chlorhydrique, nitrique, sulfurique, phosphorique et d'un certain nombre d'autres acides sont incolores. Une solution aqueuse d'acide chromique H 2 CrO 4 est jaune, l'acide permanganique HMnO 4 est framboise.
Matériel de référence pour réussir le test:
Table de Mendeleïev
Tableau de solubilité