Ottenimento delle proprietà fisiche e chimiche delle basi. Acidi e basi

La divisione delle basi in gruppi in base a varie caratteristiche è presentata nella Tabella 11.

Tabella 11
Classificazione delle basi

Tutte le basi, ad eccezione della soluzione di ammoniaca in acqua, sono sostanze solide di diversi colori. Ad esempio, l'idrossido di calcio Ca(OH) 2 bianco, idrossido di rame (II) Cu(OH) 2 colore blu, nichel (II) idrossido Ni(OH) 2 Colore verde, idrossido di ferro (III) Fe(OH) 3 rosso-marrone, ecc.

Una soluzione acquosa di ammoniaca NH 3 H 2 O, a differenza di altre basi, non contiene cationi metallici, ma un complesso catione di ammonio a carica singola NH - 4 ed esiste solo in soluzione (conosci questa soluzione come ammoniaca). Si decompone facilmente in ammoniaca e acqua:

Tuttavia, non importa quanto diverse siano le basi, sono tutte costituite da ioni metallici e gruppi idrossilici, il cui numero è uguale allo stato di ossidazione del metallo.

Tutte le basi, e principalmente gli alcali (elettroliti forti), si formano per dissociazione degli ioni idrossido OH -, che determinano una serie di proprietà generali: saponosità al tatto, cambiamento di colore degli indicatori (cartina di tornasole, metilarancio e fenolftaleina), interazione con altre sostanze .

Reazioni basiche tipiche

La prima reazione (universale) è stata considerata nel § 38.

Esperimento di laboratorio n. 23
Interazione degli alcali con gli acidi

H + + OH - = H2O.

Esegui le reazioni per le quali hai creato le equazioni. Ricorda quali sostanze (eccetto acidi e alcali) sono necessarie per osservare queste reazioni chimiche.

La seconda reazione avviene tra alcali e ossidi non metallici, che corrispondono ad esempio agli acidi

Conforme

eccetera.

Quando gli ossidi interagiscono con le basi, si formano i sali degli acidi corrispondenti e l'acqua:

Riso. 141.
Interazione degli alcali con ossidi non metallici

Esperimento di laboratorio n. 24
Interazione degli alcali con ossidi non metallici

Ripeti l'esperimento che hai fatto prima. Versare 2-3 ml di una soluzione limpida di acqua di calce in una provetta.

Mettici dentro una cannuccia di succo, che funge da tubo di uscita del gas. Far passare delicatamente l'aria espirata attraverso la soluzione. Cosa stai osservando?

Annotare le equazioni molecolari e ioniche della reazione.

Riso. 142.
Interazione degli alcali con i sali:
a - con la formazione di sedimenti; b - con formazione di gas

La terza reazione è una tipica reazione di scambio ionico e si verifica solo se provoca il rilascio di un precipitato o di un gas, ad esempio:

Esperimento di laboratorio n. 25
Interazione degli alcali con i sali

Riscaldare il contenuto della prima provetta e identificare dall'odore uno dei prodotti della reazione.

Formulare una conclusione sulla possibilità di interazione degli alcali con i sali.

Le basi insolubili si decompongono quando riscaldate in ossido di metallo e acqua, cosa non tipica degli alcali, ad esempio:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Esperimento di laboratorio n. 26
Preparazione e proprietà delle basi insolubili

Versare 1 ml di soluzione di solfato o cloruro di rame (II) in due provette. Aggiungere 3-4 gocce di soluzione di idrossido di sodio in ciascuna provetta. Descrivi l'idrossido di rame(II) formato.

Nota. Lasciare le provette con l'idrossido di rame (II) risultante per i prossimi esperimenti.

Annotare le equazioni molecolari e ioniche della reazione. Indicare il tipo di reazione in base al “numero e composizione delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione”.

Aggiungere 1-2 ml di acido cloridrico in una delle provette con idrossido di rame (II) ottenuto nell'esperimento precedente. Cosa stai osservando?

Utilizzando una pipetta, posizionare 1-2 gocce della soluzione risultante su un piatto di vetro o porcellana e, utilizzando una pinza per crogiolo, farla evaporare con cura. Esamina i cristalli che si formano. Nota il loro colore.

Annotare le equazioni molecolari e ioniche della reazione. Indicare il tipo di reazione in base a "numero e composizione dei materiali di partenza e dei prodotti di reazione", "partecipazione di un catalizzatore" e "reversibilità di una reazione chimica".

Riscaldare una delle provette con l'idrossido di rame ottenuto in precedenza o fornito dall'insegnante (Fig. 143). Cosa stai osservando?

Riso. 143.
Decomposizione dell'idrossido di rame (II) quando riscaldato

Redigere un'equazione per la reazione effettuata, indicare le condizioni per il suo verificarsi e il tipo di reazione in base alle caratteristiche "numero e composizione delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione", "rilascio o assorbimento di calore" e "reversibilità di una sostanza chimica reazione".

Parole e frasi chiave

Classificazione delle basi.
Proprietà tipiche delle basi: loro interazione con acidi, ossidi non metallici, sali.
Una proprietà tipica delle basi insolubili è la decomposizione se riscaldate.
Condizioni per le tipiche reazioni basiche.

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Domande e compiti

Dopo aver letto l'articolo, sarai in grado di separare le sostanze in sali, acidi e basi. L'articolo descrive qual è il pH di una soluzione, cosa proprietà generali hanno acidi e basi.

Come i metalli e i non metalli, gli acidi e le basi sono la divisione di sostanze basate su proprietà simili. La prima teoria degli acidi e delle basi apparteneva allo scienziato svedese Arrhenius. Secondo Arrhenius, un acido è una classe di sostanze che, reagendo con l'acqua, si dissociano (decadono), formando il catione idrogeno H+. Le basi di Arrhenius in soluzione acquosa formano OH - anioni. La teoria successiva fu proposta nel 1923 dagli scienziati Bronsted e Lowry. La teoria di Brønsted-Lowry definisce gli acidi come sostanze capaci di donare un protone in una reazione (un catione idrogeno è chiamato protone nelle reazioni). Le basi, quindi, sono sostanze che possono accettare un protone in una reazione. Corrente attiva questo momento teoria - teoria di Lewis. La teoria di Lewis definisce gli acidi come molecole o ioni in grado di accettare coppie di elettroni, formando così addotti di Lewis (un addotto è un composto formato combinando due reagenti senza formare sottoprodotti).

IN chimica inorganica, di regola, per acido si intende un acido di Brønsted-Lowry, cioè sostanze capaci di donare un protone. Se intendono la definizione di acido di Lewis, nel testo tale acido è chiamato acido di Lewis. Queste regole si applicano agli acidi e alle basi.

Dissociazione

La dissociazione è il processo di decomposizione di una sostanza in ioni in soluzioni o fusioni. Ad esempio, la dissociazione dell'acido cloridrico è la decomposizione di HCl in H + e Cl -.

Proprietà degli acidi e delle basi

Le basi tendono a sembrare saponose al tatto, mentre gli acidi generalmente hanno un sapore acido.

Quando una base reagisce con molti cationi si forma un precipitato. Quando un acido reagisce con gli anioni, solitamente viene rilasciato un gas.

Acidi comunemente usati:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Basi comunemente usate:
OH - , H 2 O , CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Acidi e basi forti e deboli

Acidi forti

Tali acidi che si dissociano completamente in acqua, producendo cationi idrogeno H + e anioni. Un esempio di acido forte è acido cloridrico HCl:

HCl (soluzione) + H 2 O (l) → H 3 O + (soluzione) + Cl - (soluzione)

Esempi di acidi forti: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Elenco degli acidi forti

HCl - acido cloridrico
HBr - acido bromidrico
HI - acido iodidrico
HNO3- Acido nitrico
HClO 4 - acido perclorico
H 2 SO 4 - acido solforico

Acidi deboli

Solo parzialmente disciolto in acqua, ad esempio HF:

HF (soluzione) + H2O (l) → H3O + (soluzione) + F - (soluzione) - in tale reazione più del 90% dell'acido non si dissocia:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Gli acidi forti e quelli deboli si possono distinguere misurando la conducibilità delle soluzioni: la conduttività dipende dal numero di ioni, più l'acido è forte, più è dissociato, quindi, più l'acido è forte, maggiore è la conduttività.

Elenco degli acidi deboli

Acido fluoridrico HF
H3PO4fosforico
H 2 SO 3 solforoso
H2S idrogeno solforato
Carbone H2CO3
Silicio H2SiO3

Motivi forti

Le basi forti si dissociano completamente in acqua:

NaOH (soluzione) + H 2 O ↔ NH 4

Le basi forti includono idrossidi metallici del primo (alcalini, metalli alcalini) e del secondo gruppo (alcalinoterreni, metalli alcalino terrosi).

Elenco delle basi forti

NaOH idrossido di sodio (soda caustica)
KOH idrossido di potassio (potassa caustica)
LiOH idrossido di litio
Ba(OH)2 idrossido di bario
Ca(OH)2 idrossido di calcio (calce spenta)

Fondamenta deboli

In una reazione reversibile in presenza di acqua, forma ioni OH -:

NH 3 (soluzione) + H 2 O ↔ NH + 4 (soluzione) + OH - (soluzione)

La maggior parte delle basi deboli sono anioni:

F - (soluzione) + H 2 O ↔ HF (soluzione) + OH - (soluzione)

Elenco delle basi deboli

Mg(OH)2idrossido di magnesio
Fe(OH)2 idrossido di ferro(II).
Zn(OH)2 idrossido di zinco
NH 4 OH idrossido di ammonio
Fe(OH)3 idrossido di ferro(III).

Reazioni di acidi e basi

Acido forte e base forte

Questa reazione è chiamata neutralizzazione: quando la quantità di reagenti è sufficiente a dissociare completamente acido e base, la soluzione risultante sarà neutra.

Esempio:
H 3 O + + OH - ↔ 2 H 2 O

Base debole e acido debole

Forma generale reazioni:
Base debole (soluzione) + H 2 O ↔ Acido debole (soluzione) + OH - (soluzione)

Base forte e acido debole

La base si dissocia completamente, l'acido si dissocia parzialmente, la soluzione risultante ha le proprietà deboli di una base:

HX (soluzione) + OH - (soluzione) ↔ H 2 O + X - (soluzione)

Acido forte e base debole

L'acido si dissocia completamente, la base non si dissocia completamente:

Dissociazione dell'acqua

La dissociazione è la scomposizione di una sostanza nelle sue molecole componenti. Le proprietà di un acido o di una base dipendono dall'equilibrio presente nell'acqua:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (soluzione) + OH - (soluzione)
K c = / 2
La costante di equilibrio dell'acqua a t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, vale anche la seguente uguaglianza: = 10 -14, che è chiamata costante di dissociazione dell'acqua. Per acqua pulita= = 10 -7, da dove -lg = 7.0.

Questo valore (-lg) è chiamato pH - potenziale di idrogeno. Se il pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, allora la sostanza ha proprietà di base.

Metodi per determinare il pH

Metodo strumentale

Un dispositivo speciale, un pHmetro, è un dispositivo che trasforma la concentrazione di protoni in una soluzione in un segnale elettrico.

Indicatori

Una sostanza che cambia colore in un certo intervallo di pH a seconda dell'acidità della soluzione utilizzando diversi indicatori è possibile ottenere un risultato abbastanza accurato;

Sale

Un sale è un composto ionico formato da un catione diverso da H+ e da un anione diverso da O2-. In una soluzione acquosa debole, i sali si dissociano completamente.

Determinare le proprietà acido-base di una soluzione salina, è necessario determinare quali ioni sono presenti nella soluzione e considerare le loro proprietà: gli ioni neutri formati da acidi e basi forti non influenzano il pH: non rilasciano né ioni H + né OH - nell'acqua. Ad esempio, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Gli anioni formati da acidi deboli presentano proprietà alcaline (non esistono cationi F -, CH 3 COO -, CO 2- 3);

Tutti i cationi, ad eccezione dei metalli del primo e del secondo gruppo, hanno proprietà acide.

Soluzione tampone

Soluzioni che mantengono il pH quando aggiunte piccola quantità acido forte o base forte, composto principalmente da:

Una miscela di un acido debole, il suo sale corrispondente e una base debole
Base debole, sale corrispondente e acido forte

Per preparare una soluzione tampone di una certa acidità, è necessario mescolare un acido o una base debole con il sale appropriato, tenendo conto:

Intervallo di pH in cui la soluzione tampone sarà efficace
Capacità della soluzione: la quantità di acido forte o base forte che può essere aggiunta senza influenzare il pH della soluzione
Non dovrebbero esserci reazioni indesiderate che potrebbero modificare la composizione della soluzione

Test:

DEFINIZIONE

Motivi sono chiamati elettroliti, in seguito alla dissociazione dei quali solo gli ioni OH - si formano da ioni negativi:

Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 2OH - ;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH - .

Tutte le basi inorganiche sono classificate in idrosolubili (alcali) - NaOH, KOH e insolubili in acqua (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2). A seconda delle proprietà chimiche esibite, tra le basi si distinguono gli idrossidi anfoteri.

Proprietà chimiche delle basi

Quando gli indicatori agiscono su soluzioni di basi inorganiche, il loro colore cambia, quindi quando una base entra in una soluzione, la cartina di tornasole diventa blu, l'arancio metilico diventa giallo e la fenolftaleina diventa cremisi.

Le basi inorganiche sono in grado di reagire con gli acidi per formare sale e acqua, e le basi insolubili in acqua reagiscono solo con acidi idrosolubili:

Cu(OH)2↓ + H2SO4 = CuSO4 +2H2O;

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Le basi insolubili in acqua sono termicamente instabili, cioè quando riscaldati subiscono la decomposizione per formare ossidi:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

Mg(OH)2 = MgO + H2O.

Gli alcali (basi idrosolubili) reagiscono con gli ossidi acidi per formare sali:

NaOH + CO2 = NaHCO3.

Gli alcali sono anche in grado di entrare in reazioni di interazione (ORR) con alcuni non metalli:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2.

Alcune basi entrano in reazioni di scambio con i sali:

Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4 ↓.

Anche gli idrossidi anfoteri (basi) mostrano le proprietà degli acidi deboli e reagiscono con gli alcali:

Al(OH)3 + NaOH = Na.

Le basi anfotere includono idrossidi di alluminio e zinco. cromo (III), ecc.

Proprietà fisiche delle basi

La maggior parte delle basi sono solidi che variano in solubilità in acqua. Gli alcali sono basi solubili in acqua che sono spesso solidi bianchi. Le basi insolubili in acqua possono avere colori diversi, ad esempio l'idrossido di ferro (III) è un solido marrone, l'idrossido di alluminio è un solido bianco e l'idrossido di rame (II) è un solido blu.

Ottenere motivi

I motivi ottengono diversi modi, ad esempio, secondo la reazione:

- scambio

CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 ↓ + K2SO4 ;

K2CO3 + Ba(OH)2 → 2KOH + BaCO3 ↓;

— interazioni dei metalli attivi o dei loro ossidi con l'acqua

2Li + 2H2O→ 2LiOH +H2;

BaO + H2O → Ba(OH)2↓;

— elettrolisi di soluzioni saline acquose

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2.

Esempi di risoluzione dei problemi

ESEMPIO 1

Esercizio

Calcolare la massa pratica dell'ossido di alluminio (la resa del prodotto target è del 92%) dalla reazione di decomposizione dell'idrossido di alluminio del peso di 23,4 g.

Soluzione

Scriviamo l'equazione di reazione:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O.

Massa molare dell'idrossido di alluminio calcolata utilizzando la tabella elementi chimici DI. Mendeleev – 78 g/mol. Troviamo la quantità di idrossido di alluminio:

v(Al(OH)3) = m(Al(OH)3)/M(Al(OH)3);

v(Al(OH)3) = 23,4/78 = 0,3 mol.

Secondo l'equazione di reazione v(Al(OH) 3): v(Al 2 O 3) = 2:1, quindi, la quantità di sostanza ossido di alluminio sarà:

v(Al2O3) = 0,5 × v(Al(OH)3);

v(Al2O3) = 0,5 × 0,3 = 0,15 mol.

Massa molare dell'ossido di alluminio, calcolata utilizzando la tabella degli elementi chimici di D.I. Mendeleev – 102 g/mol. Troviamo la massa teorica dell'ossido di alluminio:

m(Al2O3) th = 0,15×102 = 15,3 g.

Quindi, la massa pratica dell'ossido di alluminio è:

m(Al2O3) pr = m(Al2O3) th × 92/100;

m(Al2O3) pr = 15,3 × 0,92 = 14 g.

Risposta

Peso dell'ossido di alluminio - 14 g.

ESEMPIO 2

Esercizio

Effettuare una serie di trasformazioni:

Fe→ FeCl 2 → Fe(OH) 2 →Fe(OH) 3 →Fe(NO 3) 3

OBIETTIVI DELLA LEZIONE:

Educativo: studiare le basi, la loro classificazione, metodi di preparazione e proprietà.
Sviluppo: aiuta a consolidare la conoscenza sulle classi di composti inorganici, a sviluppare e approfondire la comprensione degli idrossidi.
Educativo: instillare un interesse per l'argomento della chimica, seguire le regole di sicurezza durante la manipolazione. con basi (alcali).

Attrezzatura: multimedia, computer, attività, PSHE, tabella di solubilità, alcali, cloruro di rame, indicatori.

Durante le lezioni

Organizzare il tempo. Controllo dei compiti.

I. Motivazione della lezione.

Insegnante: Cosa può sostituire shampoo e sapone?

La liscivia è una consistenza di cenere infusa con acqua. La liscivia nell'ecovillaggio viene utilizzata per fare il bagno e lavarsi. A differenza dei vari detersivi venduti nei negozi, questo è completamente sostanza naturale! Lavare i capelli con la cenere è uno degli antichi rimedi utilizzati dalle nostre bisnonne. Frassino di betulla - ha proprietà alcaline grazie al suo contenuto di potassio.

II. Annunciare l'argomento della lezione. Impostazione degli obiettivi.

Argomento della lezione: “Fondamenti, loro classificazione e proprietà”.

III. Aggiornamento della conoscenza.

Gli idrossidi sono composti costituiti da atomi metallici e ioni idrossido.

Dal punto di vista TED, le basi sono elettroliti che in soluzioni acquose si dissociano in cationi metallici e anioni idrossido.

NaOH<->Na + + OH -

Ba(OH)2<->Ba+2+2OH-

IV. Imparare nuovo materiale. Consapevolezza e comprensione.

Insegnante. Studiamo la classificazione delle basi:

a) Per solubilità in acqua: solubile e insolubile

b) Per acidità: monoacido e biacido

c) Secondo il grado di dissociazione elettrolitica: forte e debole

Se aggiungi gli alcali al sale,
Guarda la provetta -
Si formerà un precipitato blu -
Base: idrossido di rame II.

Fe(OH) 3 rosso-marrone,
Cr(OH) 3 - grigio-verde,
Co(OH)2 - viola scuro,
Ni(OH)2 - verde chiaro.

Insegnante. Osserva le proprietà fisiche del sapone da bucato. Gli alcali sono anche morbidi e saponosi al tatto e cambiano il colore degli indicatori. Conduciamo un esperimento:

Fenolftaleina (incolore) + alcali -> colore cremisi

Tornasole (viola) + alcali -> colore blu

NaOH e KOH sono alcali forti, durante la manipolazione è necessario osservare le precauzioni di sicurezza.

3. Metodi per ottenere le basi

A) Metallo attivo e acqua

B) ossido basico e acqua

(Scrivi le equazioni delle reazioni chimiche in modo indipendente)

4. Considera Proprietà chimiche motivi

A) con acidi

B) con ossidi acidi

B) con ossidi anfoteri

D) con sali solubili

D) cambiare il colore degli indicatori. (Esperienza democratica)

UN). Base + acido > sale + acqua

(reazione di scambio)

2NaOH + H2SO4 -> Na2SO4 + 2H2O

OH - + H + -> H 2 O

Cu(OH)2 + 2HCl -> CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H + -> Cu +2 + 2H 2 O

B) Base + ossido acido -> sale + acqua (reazione di scambio)

R2O5+6KON -> 2K3RO4+3H2O

P2O5 + 6OH - -> 2PO43- + 3H2O

2NaOH + N2O5 -> 2NaNO3 + H2O

2OH - + N 2 O 5 -> 2NO 3 - + H 2 O

Insegnante. L'interazione degli alcali con i sali è accompagnata dalla formazione di un nuovo sale e di una nuova base e obbedisce alla legge di Berthollet. La legge di Berthollet è la legge fondamentale della direzione delle sostanze chimiche reversibili. interazioni, che possono essere così formulate: ogni processo chimico procede verso la massima formazione di quei prodotti che durante la reazione escono dalla sfera di interazione.

IN). Alcali + sale > nuova base + nuovo sale (reazione di scambio)

G). Base insolubile -> ossido metallico + acqua (a t°C)

(reazione di decomposizione)

Fe(OH)2 -> FeO + H2O

Cu(OH)2 -> CuO + H2O

D) Cambiare il colore dell'indicatore

5. PROPRIETÀ SPECIALI DELLE BASI

1. Reazione qualitativa al Ca(OH) 2 - torbidità dell'acqua di calce:

Reazioni qualitative allo ione Ba +2:

V. Consolidamento del materiale studiato

Insegnante. Per consolidare il materiale, completeremo le attività.

1. Utilizzando la tabella di solubilità di sali, acidi e basi in acqua, trova basi solubili, scarsamente solubili e leggermente solubili.

2. Componi le equazioni delle reazioni molecolari:

3. Scrivi le equazioni di reazione che caratterizzano le proprietà chimiche dell'idrossido di potassio.

Insegnante. Completa le attività del test:

Opzione 1:
1. Le formule di sole basi vengono fornite in fila
a) Na2CO3, NaOH, NaCl
b) KNO3, HNO3, KOH
c) KOH, Mg(OH)2, Cu(OH)2
d) HCl, BaCl2, Ba(OH)2
2. Le formule dei soli alcali sono fornite in fila
a) Fe(OH)3, NaOH, Ca(OH)2
b) KOH, LiOH, NaOH
c) KOH, Mg(OH)2, Cu(OH)2
d) Al(OH)3, Fe(OH)2, Ba(OH)2
3. Dei composti di cui sopra, la base insolubile in acqua è
a) NaOH
b) Ba(OH)2
c) Fe(OH)2
d) KOH
4. Dei composti indicati, l'alcali è
a) Fe(OH)2
b) LiOH
c) Mg(OH)2
d) Cu(OH)2

Opzione 2:
1. Un metallo che reagisce con l'acqua per formare un alcali è
a) ferro
b) rame
c) potassio
d) alluminio
2. Un ossido che, interagendo con l'acqua, forma un alcali
a) ossido di alluminio
b) ossido di litio
c) ossido di piombo(II).
d) ossido di manganese (II).
3. Quando l'ossido basico reagisce con l'acqua, si forma una base
a) Al(OH)3
b) Ba(OH)2
c) Cu(OH)2
d) Fe(OH) 3
4. Dalle equazioni elencate reazioni chimiche scegli l'equazione della reazione di scambio.
a) 2H2O = 2H2 + O2
b) HgCl2 + Fe = FeCl2 + Hg
c) ZnCl2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KCl
d) CaO + CO2 = CaCO3
Risposte: Opzione 1: 1-B, 2-B, 3-B, 4-B.; Opzione 2: 1-B, 2-B, 3-B, 4-B.

VI. Riassumendo la lezione.

Insegnante. Quale conclusione generaleè possibile farlo studiando la composizione e le proprietà delle basi?

Gli studenti concludono che le proprietà delle basi dipendono dalla loro struttura e lo scrivono sul quaderno.

Classificazione.

Compiti a casa.p.217-218 N. 1-5

Una delle classi difficili sostanze inorganiche- motivi. Si tratta di composti che includono atomi di metallo e un gruppo ossidrile, che può essere scisso quando interagisce con altre sostanze.

Struttura

Le basi possono contenere uno o più gruppi idrossilici. Formula generale basi - Me(OH) x. C'è sempre un atomo di metallo e il numero di gruppi idrossilici dipende dalla valenza del metallo. In questo caso la valenza del gruppo OH è sempre I. Ad esempio, nel composto NaOH la valenza del sodio è I, quindi c'è un gruppo ossidrile. Alla base Mg(OH) 2 la valenza del magnesio è II, Al(OH) 3 la valenza dell'alluminio è III.

Il numero di gruppi idrossilici può variare nei composti con metalli di valenza variabile. Ad esempio Fe(OH)2 e Fe(OH)3. In questi casi, la valenza è indicata tra parentesi dopo il nome: idrossido di ferro (II), idrossido di ferro (III).

Proprietà fisiche

Le caratteristiche e l'attività della base dipendono dal metallo. La maggior parte delle basi sono solidi bianchi e inodori. Tuttavia, alcuni metalli conferiscono alla sostanza un colore caratteristico. Ad esempio, CuOH ha giallo, Ni(OH) 2 - verde chiaro, Fe(OH) 3 - rosso-marrone.

Riso. 1. Alcali allo stato solido.

Tipi

Le basi sono classificate secondo due criteri:

per numero di gruppi OH- monoacido e multiacido;
dalla solubilità in acqua- alcali (solubili) e insolubili.

Si formano alcali metalli alcalini- litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb) e cesio (Cs). Inoltre, i metalli attivi che formano alcali includono i metalli alcalino terrosi: calcio (Ca), stronzio (Sr) e bario (Ba).

Questi elementi formano le seguenti basi:

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

Tutte le altre basi, ad esempio Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Al(OH) 3, sono classificate come insolubili.

In un altro modo, gli alcali sono chiamati basi forti e gli alcali insolubili sono chiamati basi deboli. Durante la dissociazione elettrolitica, gli alcali cedono rapidamente un gruppo ossidrile e reagiscono più rapidamente con altre sostanze. Le basi insolubili o deboli sono meno attive perché non donare un gruppo ossidrile.

Riso. 2. Classificazione delle basi.

Gli idrossidi anfoteri occupano un posto speciale nella sistematizzazione delle sostanze inorganiche. Interagiscono sia con gli acidi che con le basi, ad es. A seconda delle condizioni si comportano come un alcali o un acido. Questi includono Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 e altre basi.

Ricevuta

I motivi ottengono diversi modi. La più semplice è l'interazione del metallo con l'acqua:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2.

Gli alcali si ottengono facendo reagire l'ossido con acqua:

Na2O + H2O → 2NaOH.

Le basi insolubili si ottengono come risultato dell'interazione degli alcali con i sali:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4.

Proprietà chimiche

Le principali proprietà chimiche delle basi sono descritte nella tabella.

*Reazioni*	*Ciò che si forma*	*Esempi*
Con acidi	Sale e acqua. Le basi insolubili reagiscono solo con gli acidi solubili	Cu(OH)2 ↓ + H2SO4 → CuSO4 +2H2O
Decomposizione ad alta temperatura	Ossido di metallo e acqua	2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Con ossidi acidi (gli alcali reagiscono)		NaOH + CO2 → NaHCO3
Con non metalli (entrano gli alcali)	Sale e idrogeno	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2
Scambia con i sali	Idrossido e sale	Ba(OH)2 + Na2SO4 → 2NaOH + BaSO4 ↓
Alcali con alcuni metalli	Sale complesso e idrogeno	2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

Utilizzando l'indicatore, viene effettuato un test per determinare la classe della base. Quando interagisce con una base, la tornasole diventa blu, la fenolftaleina diventa cremisi e l'arancio metilico diventa giallo.

Riso. 3. Reazione degli indicatori alle basi.

Cosa abbiamo imparato?

Dalla lezione di chimica di terza media abbiamo imparato le caratteristiche, la classificazione e l'interazione delle basi con altre sostanze. Motivi - sostanze complesse, costituito da un metallo e un gruppo ossidrile OH. Si dividono in solubili o alcalini ed insolubili. Gli alcali sono basi più aggressive che reagiscono rapidamente con altre sostanze. Le basi si ottengono facendo reagire un metallo o un ossido metallico con acqua, nonché mediante la reazione di un sale e di un alcali. Le basi reagiscono con acidi, ossidi, sali, metalli e non metalli e si decompongono anche ad alte temperature.