Как классифицируют основания по кислотности

Лабораторная работа № 2

Получение и химические свойства оснований

Цель работы: ознакомиться с химическими свойствами оснований и способами их получения.

Опыт № 1. Взаимодействие металлов с водой.

В пробирку налить 3–5 см 3 воды и опустить в нее несколько кусочков мелко нарезанной магниевой ленты. Нагреть на спиртовке 3–5 мин, охладить и добавить туда 1–2 капли раствора фенолфталеина. Как изменился цвет индикатора? Сравнить с пунктом 1 на с. 27. Написать уравнение реакции. Какие металлы взаимодействуют с водой?

Опыт № 2. Получение и свойства нерастворимых

В пробирки с разбавленными растворами солей MgCI _2, FeCI ₃, CuSO ₄ (5–6 капель) внести по 6–8 капель разбавленного раствора щелочи NaOH до образования осадков. Отметить их окраску. Записать уравнения реакций.

Разделить полученный синий осадок Cu ( OH )₂ на две пробирки. В одну из них добавить 2–3 капли разбавленного раствора кислоты, в другую _ столько же щелочи. В какой пробирке наблюдалось растворение осадка? Написать уравнение реакции.

Опыт№ 3. Получение и свойства амфотерных гидроксидов

Повторить предыдущий опыт с раствором соли алюминия ( AICI ₃ или AI ₂ ( SO ₄ )₃). Наблюдать образование белого творожистого осадка гидроксида алюминия и растворение его при прибавлении как кислоты, так и щелочи. Записать уравнения реакций. Почему гидроксид алюминия обладает свойствами как кислоты, так и основания? Какие еще амфотерные гидроксиды вы знаете?

Источник

Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)₂ и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)₂ — гидроксид кальция
Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II)
Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III)

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

Фенолфталеин придаёт раствору щёлочи малиновую окраску

Источник

Урок №44. Гидроксиды. Основания: классификация, номенклатура, получение

Гидроксиды

ОСНОВАНИЯ

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция,

Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH) 2 – гидроксид бария.

Классификация оснований

Щёлочи – это основания растворимые в воде.

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью как кислоты.

Классификация оснований по числу групп ОН:

Физические свойства

Большинство оснований – твёрдые вещества с различной растворимостью в воде.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

1. Металл + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2 ↑

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra, Sr)

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

Ме х А у + Ме * (OH) n = Me(OH) у ↓+Ме * х А n

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

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ:

№1. Классифицируйте формулы:

№2. Выпишите химические формулы оснований в два отдельных столбика: щёлочи и нерастворимые основания и назовите их : MnO, P 2 O 5 , Ca(OH) 2 , CO, Al(OH) 3 , BeO, Mg(OH) 2 , K 2 O, ZnO, KOH, CrO 3

№3. Приведите по два уравнения реакций получения следующих оснований:

Источник

Классификация оксидов, оснований, кислот и солей

Классификация оксидов

Солеобразующие оксиды:

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII:
оксид углерода(IV) CO₂; оксид серы(IV) SO₂; оксид серы(VI) SO₃; оксид кремния(IV) SiO₂; оксид фосфора(V) P₂O₅; ксид хрома(VI) CrO₃; ксид марганца(VII) Mn₂O₇; оксид азота NO₂; ксиды хлора Cl₂O₅ и Cl₂O₃.

3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от +3 до +4, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO: оксид цинка ZnO; оксид хрома(III) Cr₂O₃; оксид алюминия Al₂O₃; оксид олова(II) SnO; оксид олова(IV) SnO₂; оксид свинца(II) PbO; оксид свинца(IV) PbO₂; оксид титана(IV) TiO₂; оксид марганца(IV) MnO₂; оксид железа(III) Fe₂O₃; оксид бериллия BeO.

Несолеобразующие оксиды

1). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II:
оксид углерода(II) CO; оксид азота(II) NO; оксид азота(I) N₂O; оксид кремния(II) SiO, оксид серы(I) S₂O; оксид водорода H₂O.

Основания. Классификация оснований

Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион. Общая формула оснований — Э(OН)m, где m – степень окисления металла.

Классификация оснований по силе:

Классификация оснований по растворимости

Более приемлемой является классификация оснований по растворимости их в воде.

1) Растворимые основания. Щёлочи – это основания растворимые в воде. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Классификация оснований по числу гидроксильных групп (ОН):

Кислоты. Классификация кислот

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.

а) Классификация кислот по наличию или отсутствию кислорода в молекуле:

б) Классификация кислот по числу атомов водорода:

Другие классификации кислот:

По устойчивости:
Устойчивые кислоты (H₂SO₄);
Неустойчивые кислоты (H₂CO₃).

По принадлежности к классам химических соединений:
Неорганические кислоты: (HBr); (H₂SO₄);
Органические кислоты: (HCOOH,CH3COOH).

По летучести:
Летучие кислоты: (HNO₃,H₂S);
Нелетучие кислоты: (H₂SO₄).

По растворимости в воде:
Растворимые кислоты (H₂SO₄);
Нерастворимые кислоты (H₂SiO₃).

По содержанию атомов металлов:
Металлосодержащие кислоты (HMnO₄, H₂TiO₃);
Не металлосодержащие кислоты (HNO₃, HCN).

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+, например, (NH4)2SO4 – сульфат аммония.

Классификация солей:

2). Кислые соли.
Кислые соли — это продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO₃, KH₂PO₄, K₂HPO₄). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).

4). Комплексные соли.
Комплексные соли — соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. Комплексные ионы, соединяясь с другими ионами, образуют комплексные соли, например, K₄[Fe(CN)₆], [Ag(NH₃)₂]Cl, K₂[PtCl₆], (Na₂[Zn(OH)₄]) и др.

Классификация солей по числу присутствующих в структуре катионов и анионов

Вывыделяют следующие типы солей:

1). Простые соли.
Простые соли — это соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl).

2). Двойные соли.
Двойные соли — это соли, содержащие два различных типа катионов. примером двойных солей являются (KAl(SO₄)₂ . 12H₂O) (алюмокалиевые квасцы), KAl(SO₄)₂ (сульфат алюминия-калия), MgK₂(SO₄)₂, AgK(CN)₂. Двойные соли существуют только в твердом виде.

3). Смешанные соли.
Смешанные соли — это соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl), Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ [сульфат диаммония-железа(II)], LiAl(SiO₃)₂ (метасиликат алюминия-лития), Ca(ClO)Cl (хлорид-гипохлорит кальция), Na₃CO₃(HCO₃) (гидрокарбонат-карбонат натрия), Na₂IO₃(NO₃) (нитрат-иодат натрия)

Источник

Классификация неорганических веществ

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂, MnO₃, Mn₂O₇.

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH, которое распадается на NH₃ и H₂O)

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Кислоты

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Блиц-опрос по теме Классификация неорганических веществ

Источник