Підстави (гідрокси)- Складні речовини, молекули яких у своєму складі мають одну або кілька гідрокси-груп OH. Найчастіше основи складаються з атома металу та групи OH. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію та ін.

Існує основа - гідроксид амонію, в якому гідрокси-група приєднана не до металу, а до іону NH 4 + (катіону амонію). Гідроксид амонію утворюється при розчиненні аміаку у воді (реакції приєднання води до аміаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гідроксід амонію).

Валентність гірокси-групи – 1. Число гідроксильних груп у молекулі основи залежить від валентності металу та дорівнює їй. Наприклад, NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 і т.д.

Усі підстави –тверді речовини, які мають різне забарвлення. Деякі основи добре розчиняються у воді (NaOH, KOH та ін.). Однак більшість із них у воді не розчиняються.

Розчинні у воді основи називаються лугами.Розчини лугів «мильні», слизькі на дотик і досить їдкі. До луг відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 та ін.). Інші є нерозчинними.

Нерозчинні основи- це амфотерні гідроксиди, які при взаємодії з кислотами виступають як основи, а з лугом поводяться як кислоти.

Різні основи відрізняються різною здатністю відщеплювати гідрокси-групи, тому вони діляться на сильні і слабкі основи.

Сильні основи у водних розчинах легко віддають свої гідрокси-групи, а слабкі – ні.

Хімічні властивості основ

Хімічні властивості основ характеризуються ставленням їх до кислот, ангідридів кислот та солей.

1. Діють на індикатори. Індикатори змінюють своє фарбування залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах – вони мають одне забарвлення, у розчинах кислот – інше. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.

2. Взаємодіють з кислотними оксидами зутворенням солі та води:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступають у реакцію з кислотами,утворюючи сіль та воду. Реакція взаємодії основи з кислотою називається реакцією нейтралізації, оскільки після її закінчення середовище стає нейтральним:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагують із солями,утворюючи нові сіль та основу:

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

5. Здатні при нагріванні розкладатися на воду та основний оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Залишились питання? Бажаєте знати більше про підстави?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

а) отримання підстав.

1) Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:

CuSO 4 + 2 КОН = Су(ОН) 2  + K 2 SO 4 ,

До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2КОН + СО 3 .

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

2) Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

3) Луги в техніці зазвичай одержують електролізом водних розчинів хлоридів:

б)хімічнівластивості основ.

1) Найбільш характерною реакцією основ є їх взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації. У неї вступають як луги, так і нерозчинні основи:

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

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СуSО 4 + 2 H 2 O .

2) Вище було показано, як луги взаємодіють із кислотними та амфотерними оксидами.

3) При взаємодії лугів з розчинними солями утворюється нова сіль та нова основа. Така реакція йде до кінця тільки в тому випадку, коли хоча б одна з отриманих речовин випадає в осад.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) При нагріванні більшість підстав, за винятком гідроксидів лужних металів, розкладаються на відповідний оксид та воду:

2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,

Са(ОН) 2 = СаО + Н2О.

КИСЛОТИ –складні речовини, молекули яких складаються з одного або кількох атомів водню та кислотного залишку. Склад кислот може бути виражений загальною формулою Н х А де А – кислотний залишок. Атоми водню в кислотах здатні заміщатися чи обмінюватися на атоми металів, у своїй утворюються солі.

Якщо кислота містить один такий атом водню, це одноосновна кислота (HCl - соляна, HNO 3 - азотна, HСlO - хлорнуватиста, CH 3 COOH - оцтова); два атоми водню - двоосновні кислоти: H 2 SO 4 - сірчана, H 2 S - сірководнева; три атоми водню - триосновні: H 3 PO 4 - ортофосфорна, H 3 AsO 4 - ортомиш'якова.

Залежно від складу кислотного залишку кислоти поділяють на безкисневі (H 2 S, HBr, HI) і кисневмісні (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). У молекулах кисневмісних кислот атоми водню пов'язані через кисень з центральним атомом: Н - Про - Е. Назви безкисневих кислот утворюються з кореня російської назви неметалу, сполучної голосної - о- і слова «воднева» (H 2 S – сірководнева). Назви кисневмісних кислот дають так: якщо неметал (рідше метал), що входить до складу кислотного залишку, знаходиться у вищому ступені окислення, то до кореня російської назви елемента додають суфікси -н-, -єв-,або - ов-і далі закінчення -а я-(H 2 SO 4 – сірчана, H 2 CrO 4 – хромова). Якщо рівень окислення центрального атома нижче, то використовується суфікс -іст-(H 2 SO 3 - сірчиста). Якщо неметал утворює ряд кислот, використовують і інші суфікси (HClO – хлор оватистая, HClO 2 – хлор істая, HClO 3 – хлор оватая, HClO 4 – хлор на я).

З
точки зору теорії електролітичної дисоціації, кислоти – електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням як катіони тільки іонів водню:

Н х А хН + +А х-

Наявністю Н + -іонів обумовлено зміну забарвлення індикаторів у розчинах кислот: лакмус (червоний), метилоранж (рожевий).

Отримання та властивості кислот

а) одержання кислот.

1) Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем і подальшим розчиненням відповідних газів у воді:

2) Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при взаємодії кислотних оксидів з водою.

3) Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:

Вr 2 + H 2 SO 4 = SО 4 + 2 HBr ,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

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

NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3 ,

4) У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:

3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO 

б ) хімічні властивості кислот.

1) Кислоти взаємодіють з основами та амфотерними гідроксидами. При цьому практично нерозчинні кислоти (H 2 SiO 3 H 3 BO 3) можуть реагувати тільки з розчинними лугами.

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

2) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами розглянуто вище.

3) Взаємодія кислот із солями – це обмінна реакція з утворенням солі та води. Ця реакція йде до кінця, якщо продуктом реакції є нерозчинна або летюча речовина або слабкий електроліт.

Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3

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

4) Взаємодія кислот із металами – окислювально-відновний процес. Відновник - метал, окислювач - іони водню (кислоти-неокислювачі: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(розбавл), H 3 PO 4) або аніон кислотного залишку (кислоти-окислювачі: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц та розб)). Продуктами реакції взаємодії кислот-неокислювачів з металами, що стоять у ряді напруги до водню, є сіль і газоподібний водень:

Zn+H 2 SO 4(розб) = ZnSO 4 +H 2 

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Кислоти окислювачі взаємодіють майже з усіма металами, включаючи малоактивні (Cu, Hg, Ag), при цьому утворюються продукти відновлення аніону кислоти, сіль і вода:

Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,

Рb + 4НNО 3(кінець) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O

АМФОТЕРНІ ГІДРОКСИДИвиявляють кислотно-основну двоїстість: з кислотами вони реагують як основи:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

а з основами – як кислоти:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакція протікає у розчині лугу);

Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакція протікає між твердими речовинами при сплавленні).

З сильними кислотами та основами амфотерні гідроксиди утворюють солі.

Як і інші нерозчинні гідроксиди, амфотерні гідроксиди розкладаються при нагріванні на оксид та воду:

Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.

СОЛІ– іонні сполуки, що складаються з катіонів металів (або амонію) та аніонів кислотних залишків. Будь-яку сіль можна розглядати як продукт реакції нейтралізації основи кислотою. Залежно від того, в якому співвідношенні взято кислоту і основу, виходять солі: середні(ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт повної нейтралізації основи кислотою, кислі(NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при надлишку кислоти, основні(CuOHCl, AlOHSO 4) – при надлишку основи.

Назви солей за міжнародною номенклатурою утворюють із двох слів: назви аніону кислоти в називному відмінку та катіону металу у родовому із зазначенням ступеня його окислення, якщо вона змінна, римською цифрою у дужках. Наприклад: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрому (III), AlCl 3 – хлорид алюмінію. Назви кислих солей утворюють додаванням слова гідро-або дигідро-(залежно від кількості атомів водню в гідроаніоні): Ca(HCO 3) 2 – гідрокарбонат кальцію, NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію. Назви основних солей утворюють додаванням слова гідроксо-або дигідроксо-: (AlOH)Cl 2 - гідроксохлорид алюмінію, 2 SO 4 - дигідроксосульфат хрому(III).

Отримання та властивості солей

а ) хімічні властивості солей.

1) Взаємодія солей з металами – окисно-відновлювальний процес. При цьому метал, що стоїть лівіше в електрохімічному ряду напруг, витісняє наступні розчини їх солей:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu

Лужні та лужноземельні метали не використовують для відновлення інших металів із водних розчинів їх солей, оскільки вони взаємодіють з водою, витісняючи водень:

2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.

2) Взаємодія солей з кислотами та лугами була розглянута вище.

3) Взаємодія солей між собою в розчині протікають незворотно лише в тому випадку, якщо один із продуктів – малорозчинна речовина:

BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.

4) Гідроліз солей – обмінне розкладання деяких солей водою. Гідроліз солей буде детально розглянуто у темі «електролітична дисоціація».

б) способи одержання солей.

У лабораторній практиці зазвичай використовують такі способи одержання солей, засновані на хімічних властивостях різних класів сполук та простих речовин:

1) Взаємодія металів із неметалами:

Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,

2) Взаємодія металів із розчинами солей:

Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.

3) Взаємодія металів із кислотами:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами:

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.

5) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами:

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

6) Взаємодія кислот із солями:

HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .

7) Взаємодія лугів із солями в розчині:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Взаємодія двох солей у розчині:

NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.

9) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:

Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.

10) Взаємодія оксидів різного характеру один з одним:

CaO+CO2 = CaCO3.

Солі зустрічаються в природі у вигляді мінералів та гірських порід, у розчиненому стані у воді океанів та морів.

Поділ підстав на групи за різними ознаками представлено таблиці 11.

Таблиця 11
Класифікація основ

Всі підстави, крім розчину аміаку у воді, є твердими речовинами, що мають різне забарвлення. Наприклад, гідроксид кальцію Са(ОН) 2 білого кольору, гідроксид міді (II) Сu(ОН) 2 блакитного кольору, гідроксид нікелю (II) Ni(OH) 2 зеленого кольору, гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3 червоно- бурого кольору і т.д.

Водний розчин аміаку NH 3 Н 2 O, на відміну інших підстав, містить не катіони металу, а складний однозарядний катіон амонію NH - 4 і існує лише у розчині (цей розчин вам відомий під назвою нашатирного спирту). Він легко розкладається на аміак та воду:

Однак, якими б різними не були підстави, всі вони складаються з іонів металу та гідроксогруп, число яких дорівнює ступеню окиснення металу.

Всі підстави, і в першу чергу луги (сильні електроліти), утворюють при дисоціації гідроксид-іони ОН - , які і зумовлюють ряд загальних властивостей: м'якість на дотик, зміна забарвлення індикаторів (лакмусу, помаранчевого метилового і фенолфталеїну), взаємодія з іншими речовинами.

Типові реакції основ

Першу реакцію (універсальну) було розглянуто в § 38.

Лабораторний досвід №23
Взаємодія лугів із кислотами

H + + ВІН - = Н 2 O.

Проведіть реакції, рівняння яких склали. Згадайте, які речовини (крім кислоти та луги) необхідні для спостереження за цими хімічними реакціями.

Друга реакція протікає між лугами та оксидами неметалів, яким відповідають кислоти, наприклад,

Відповідає

і т.д.

При взаємодії оксидів з основами утворюються солі відповідних кислот та вода:

Мал. 141.
Взаємодія луги з оксидом неметалу

Лабораторний досвід №24
Взаємодія лугів із оксидами неметалів

Повторіть досвід, який ви робили раніше. У пробірку налийте 2-3 мл прозорого розчину вапняної води.

Помістіть у неї соломинку для соку, яка виконує роль газовідвідної трубки. Обережно пропускайте через розчин повітря, що видихається. Що спостерігаєте?

Запишіть молекулярне та іонне рівняння реакції.

Мал. 142.
Взаємодія лугів із солями:
а – з утворенням осаду; б - з утворенням газу

Третя реакція є типовою реакцією іонного обміну і протікає тільки в тому випадку, якщо в результаті утворюється осад або виділяється газ, наприклад:

Лабораторний досвід №25
Взаємодія лугів із солями

Нагрійте вміст 1-ї пробірки та визначте по запаху один із продуктів реакції.

Сформулюйте висновок про можливість взаємодії лугів із солями.

Нерозчинні основи розкладаються при нагріванні на оксид металу та воду, що нехарактерно для лугів, наприклад:

Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O.

Лабораторний досвід №26
Отримання та властивості нерозчинних основ

У дві пробірки налийте по 1 мл сульфату розчину або хлориду міді (II). У кожну пробірку додайте по 3-4 краплі розчину натрію гідроксиду. Опишіть гідроксид міді (II), що утворився.

Примітка. Залишіть пробірки з отриманим гідроксидом міді (II) для наступних дослідів.

Складіть молекулярне та іонні рівняння проведеної реакції. Вкажіть тип реакції за ознакою «число та склад вихідних речовин та продуктів реакції».

Додайте в одну із пробірок з отриманим у попередньому досвіді гідроксидом міді (II) 1-2 мл соляної кислоти. Що спостерігаєте?

Використовуючи піпетку, помістіть 1-2 краплі отриманого розчину на скляну або порцелянову пластину і, використовуючи щипці тиглів, обережно випаруйте його. Розгляньте кристали, що утворюються. Позначте їхній колір.

Складіть молекулярне та іонні рівняння проведеної реакції. Вкажіть тип реакції за ознакою «число та склад вихідних речовин та продуктів реакції», «участь каталізатора» та «оборотність хімічної реакції».

Нагрійте одну з пробірок із отриманим раніше або виданим учителем гідроксидом міді () (мал. 143). Що спостерігаєте?

Мал. 143.
Розкладання гідроксиду міді (II) при нагріванні

Складіть рівняння проведеної реакції, вкажіть умову її перебігу та тип реакції за ознаками «число і склад вихідних речовин і продуктів реакції», «виділення або поглинання теплоти» та «оборотність хімічної реакції».

Ключові слова та словосполучення

Класифікація основ.
Типові властивості основ: взаємодія їх із кислотами, оксидами неметалів, солями.
Типова властивість нерозчинних основ: розкладання під час нагрівання.
Умови перебігу типових реакцій основ.

Робота з комп'ютером

Зверніться до електронної програми. Вивчіть матеріал уроку та виконайте запропоновані завдання.
Знайдіть в Інтернеті електронні адреси, які можуть бути додатковими джерелами, які розкривають зміст ключових слів і словосполучень параграфа. Запропонуйте вчителю свою допомогу у підготовці нового уроку - зробіть повідомлення за ключовими словами та словосполученнями наступного параграфа.

Запитання та завдання

2. ПІДСТАВИ

Основи – це складні речовини, що складаються з атомів металів та однієї або кількох гідроксогруп (ОН -).

З погляду теорії електролітичної дисоціації це електроліти (речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм), що дисоціюють у водних розчинах на катіони металів та аніони тільки гідроксид - іонів ВІН - .

Розчинні у воді основи називаються лугами.До них відносяться основи, які утворені металами 1-ї групи головної підгрупи (, LiOHNaOH та інші) та лужноземельними металами (Са(ВІН) 2 , Sr (ВІН) 2 ,

LiOH(ВІН) 2). Підстави, утворені металами інших груп періодичної системи у воді, практично не розчиняються. Луги у воді дисоціюють повністю:

® Na++ OH-.Багатокислотні

основи у воді дисоціюють ступінчасто:( Ba OH) 2 ®

основи у воді дисоціюють ступінчасто:( BaOH + + OH - ,

OH) + Ba 2+ + OH - . Cтупінчастої

дисоціацією підстав пояснюється утворення основних солей.

Номенклатура основ.

Підстави називаються так: спочатку вимовляють слово «гідроксід», а потім метал, який його утворює. Якщо метал має змінну валентність, вона вказується в назві.

КОН – гідроксид калію; Ca ( OH

) 2 - гідроксид кальцію; Ca ( Fe () 2 - гідроксид заліза (

) 2 - гідроксид кальцію; Ca ( II);) 3 – гідроксид заліза (

III); При складанні формул основ виходять із того, що молекулаелектронейтральна

. Гідроксид – іон має заряд (–1). У молекулі основи їх кількість визначається позитивним зарядом катіону металу. Гідрокогрупа полягає в круглі дужки, а індекс, що вирівнює заряди, ставиться праворуч внизу за дужками: +( Ca +2 (OH ) – 2 , Fe 3

OH ) 3 - .

за такими ознаками:LiOH 1. За кислотністю (за кількістю груп ВІН - у молекулі основи): однокислотні - , KOHбагатокислотні –

Ca(OH)2, Al(OH)3.До них відносяться основи, які утворені металами 1-ї групи головної підгрупи ( 1. За кислотністю (за кількістю груп ВІН - у молекулі основи): однокислотні - 2. По розчинності: розчинні (луги) -, нерозчинні –

Cu(OH)2, Al(OH)3.

3. За силою (за ступенем дисоціації): а) сильні (LiOH, До них відносяться основи, які утворені металами 1-ї групи головної підгрупи (, основи у воді дисоціюють ступінчасто:α = 100 %) – всі розчинні основи ) 2 , (OHмалорозчинний

Ca (OH) 2 . α < 100 %) – все нерастворимые основания б) слабкі (

4. За хімічними властивостями: основні - С та інші) та лужноземельними металами (Са Na ВІН; амфотерні – Zn (ВІН) 2 , Al (ВІН) 3 .

Основи

Це гідроксиди лужних та лужноземельних металів (і магнію), а також металів у мінімальному ступені окислення (якщо вона має змінне значення).

Наприклад: LiOH, До них відносяться основи, які утворені металами 1-ї групи головної підгрупи (, Mg ( OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Cr (OH ) 2 , Mn(OH) 2 .

Отримання

1. Взаємодія активного металу з водою:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2 H 2 O Mg ( Ca () 2 + H 2

2. Взаємодія основних оксидів з водою (тільки для лужних та лужноземельних металів):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO+ H 2 O → Ca(OH) 2 .

3. Промисловим способом одержання лугів є електроліз розчинів солей:

2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2

4. Взаємодія розчинних солей з лугами, причому для нерозчинних основ це єдиний спосіб одержання:

Na 2 SO 4 + основи у воді дисоціюють ступінчасто:(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Фізичні властивості

Усі підстави є твердими речовинами. У воді нерозчинні, крім лугів. Луги – це білі кристалічні речовини, милі навпомацки, що викликають сильні опіки при попаданні на шкіру. Тому вони називаються «їдкими». При роботі з лугами необхідно дотримуватися певних правил і використовувати індивідуальні засоби захисту (окуляри, гумові рукавички, пінцети та ін.).

Якщо луг потрапив на шкіру, необхідно промити це місце великою кількістю води до зникнення м'язкості, а потім нейтралізувати розчином борної кислоти.

Хімічні властивості

Хімічні властивості основ з погляду теорії електролітичної дисоціації обумовлені наявністю в їх розчинах надлишку вільних гідроксид

іонів ВІН - .

1. Зміна кольору індикаторів:

фенолфталеїн – малиновий

лакмус – синій

метиловий оранжевий – жовтий

2. Взаємодія з кислотами з утворенням солі та води (реакція нейтралізації):

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

Розчинне

Cu(OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Нерозчинне

3. Взаємодія із кислотними оксидами:

2 LiOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаємодія з амфотерними оксидами та гідроксидами:

а) при плавленні:

2 LiOH+ AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O ,

LiOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.

б) у розчині:

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],

LiOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Взаємодія з деякими простими речовинами (амфотерними металами, кремнієм та іншими):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ] + H 2

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Взаємодія з розчинними солями з утворенням опадів:

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

основи у воді дисоціюють ступінчасто:( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Малорозчинні та нерозчинні основи розкладаються при нагріванні:

Ca( OH) 2 CaO + H 2 O,

Cu( OH) 2 CuO + H2O.

блакитний колір чорний колір

Амфотерні гідроксиди

Це гідроксиди металів ( Be(OH)2, AI(OH)3,Zn(OH ) 2) і металів у проміжному ступені окислення (Сr(OH) 3, Mn(OH) 4).

Отримання

Амфотерні гідроксиди отримують взаємодією розчинних солей з лугами взятих у нестачі чи еквівалентній кількості, т.к. у надлишку вони розчиняються:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.

Фізичні властивості

Це тверді речовини, що практично нерозчинні у воді.Zn ( OH ) 2 – білий, Fe (ВІН) 3 – бурий колір.

Хімічні властивості

Амфотерні гідроксиди виявляють властивості основ та кислот, тому взаємодіють як з кислотами, так і з основами.

1. Взаємодія з кислотами з утворенням солі та води:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2. Взаємодія з розчинами та розплавами лугів з утворенням солі та води:

AI( OH) 3 + NaOH Na,

Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,

2Fe(OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.

Лабораторна робота №2

Отримання та хімічні властивості основ

Мета роботи: ознайомитися з хімічними властивостями основ та способами їх отримання.

Посуд та реактиви: пробірки, спиртування. Набір індикаторів, магнієва стрічка, розчини солей алюмінію, заліза, міді, магнію; луг( LiOH, К OH ), дистильована вода.

Досвід №1.Взаємодія металів із водою.

У пробірку налити 3-5 см 3 води і опустити кілька шматочків дрібно нарізаної магнієвої стрічки. Нагріти на спиртовці 3-5 хв, охолодити і додати туди 1-2 краплі розчину фенолфталеїну. Як змінився колір індикатора? Порівняти із пунктом 1 на с. 27. Написати рівняння реакції. Які метали взаємодіють із водою?

Досвід №2.Отримання та властивості нерозчинних

підстав

У пробірки з розбавленими розчинами солей MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5-6 крапель) внести по 6-8 крапель розведеного розчину лугу LiOHдо утворення опадів. Відзначити їхнє забарвлення. Записати рівняння реакцій.

Розділити одержаний синій осад Cu (OH ) 2 на дві пробірки. В одну з них додати 2-3 краплі розведеного розчину кислоти, в іншу _ стільки ж лугу. У якій пробірці спостерігали розчинення осаду? Написати рівняння реакції.

Повторити цей досвід із двома іншими гідроксидами, отриманими за обмінними реакціями. Відзначити явища, що спостерігаються, записати рівняння реакцій. Зробити загальний висновок про здатність основ взаємодіяти з кислотами та лугами.

Досвід № 3. Одержання та властивості амфотерних гідроксидів

Повторити попередній досвід із розчином солі алюмінію ( AICI 3 або AI 2 (SO 4 ) 3). Спостерігати утворення білого сирного осаду гідроксиду алюмінію та розчинення його при додаванні як кислоти, так і лугу. Записати рівняння реакцій. Чому гідроксид алюмінію має властивості як кислоти, так і основи? Які ще амфотерні гідроксиди ви знаєте?