36575cc60056440095ddc78d519939f1

1. Гидраты оксидов

2. Гидраты оксидов получаются при «взаимодействии» оксидов с водой

ОКСИДЫ
основные
Соответствуют
основным
гидроксидам, т.е.
ОСНОВАВНИЯМ
Na2O + H2O → 2NaOH
амфотерные
Соответствуют
амфотерным
гидроксидам, т.е.
ОСНОВАВНИЯМ
И КИСЛОТАМ
Zn(OH)2 ← ZnO → H2ZnO2
кислотные
Соответствуют
кислотным
гидроксидам, т.е.
КИСЛОТАМ
SO3 + H2O → H2SO4

3. Основания

• С точки зрения состава – сложные соединения, в
состав которых входят металл и гидроксогруппа
(ОН)
• С точки зрения теории электролитической
диссоциации – электролиты, которые при
диссоциации образует только один вид анионов
– гидроксид-анионы ОН−
ОСНОВАНИЯ
Растворимые
основания (щелочи)
Амфотерные
гидроксиды
Нерастворимые
основания

4. Основания

Гидроксиды щелочных и
щелочноземельных
металлов называются
ЩЕЛОЧАМИ. Это
твердые белые
кристаллические
вещества, водные
растворы которых
мылкие и едкие.
Растворение щелочей в воде – экзотермический
процесс, при котором выделяется много теплоты, что
приводит к закипанию воды в растворе. Поэтому следует
вносить щелочь в воду небольшими порциями при
постоянном перемешивании жидкости

5.

Основания
Контакт щелочей с кожей может
привести к химическим ожогам,
а попадание в глаза – к потере
зрения.
В таких ситуациях необходимо
немедленно промыть
пораженный участок большим
количеством воды, а затем
обработать специально
приготовленным разбавленным
раствором борной или
уксусной кислоты.

6. Окраски некоторых оснований

7.

Окраски некоторых
оснований
Тривиальные названия
некоторых оснований:
NaOH – едкий натр
KOH – едкое кали
Ca(OH)2 – гашеная известь,
прозрачный раствор данного
вещества называется
известковой водой

8. Химические свойства оснований

1. Действие на индикатор
Условие: только щелочи
Растворимые
основания
(щелочи)
+
Индикатор
Фенолфталеин
Лакмус
Метиловыйоранжевый
Изменение
цвета

9. Химические свойства оснований

1. Действие на индикатор
Условие: только щелочи

10. Химические свойства оснований

2. Взаимодействие с кислотными оксидами
Условие: амфотерные и нерастворимые в
воде основания не могут реагировать с
газообразными кислотными оксидами
Основание +
Кислотный
оксид
Соль
Mg(OH)2 + SO3 → MgSO4 + H2O
Mg(OH)2 (нед) + 2SO3 → Mg(HSO4)2
2Mg(OH)2 (изб) + SO3 → (MgOH)2SO4 + H2O
+
H2O

11. Химические свойства оснований

3. Взаимодействие с кислотами ( реакция
нейтрализации, так как ОН− (щелочная среда)
связывается с Н+ (кислая среда) образуя
малодиссоциируемое вещество Н2О,
обладающее нейтральной средой)
Основание +
Кислота
Соль
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
NaOH (нед) + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
Zn(OH)2 (изб) + HCl → ZnOHCl + H2O
+
H2O

12. Химические свойства оснований

4. Взаимодействие с амфотерными
оксидами
Условие: только щелочи
Щелочь
+
Амфотерный
оксид
t
Средняя
соль
+
+
H2O
Комплексная
соль
t
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
Метаалюминат натрия
2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
тетрагидроксоалюминат натрия
H2O

13. Химические свойства оснований

5. Взаимодействие с амфотерными
гидроксидами
Условие: только щелочи
Щелочь
+
Амфотерный
гидроксид
Средняя
соль
t
+
H2O
Комплексная
соль
2NaOH + ZnO → 2Na2ZnO2 + H2O
цинкат натрия
t
2NaOH + Zn(OH)2 →
Na2[Zn(OH)4]
тетрагидроксоцинкат натрия
NaOHконц. + Fe(OH)3 → Na3[Fe(OH)6]
гексагидроксоферрат натрия
Fe(OH)3 и Cr(OH)3
растворяются только в
концентрированных
растворах щелочей!!!

14. Химические свойства оснований

6. Взаимодействие с солями
Условия:
1) между щелочами и растворимыми
солями с образованием
малодиссоциируемого вещества
(осадка, газа, воды или другого
слабого электролита)

15. Химические свойства оснований

6. Взаимодействие с солями (примеры на
следующем слайде!)
Щелочь
+
Растворимая
соль
Нерастворимое
основание
+
Нерастворимая
соль
+ основание
Газ
+
Реакция не идет
H2O
+
соль
соль

16. Химические свойства оснований

6. Взаимодействие с солями
2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Р
Р
Н
Р
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + Na2SO4
Р
Р
Н
Р
KOH + NH4Cl → NH3↑ + H2O + KCl
Р
Р
NaOH + KCl →
газ
слабый
электролит
NH4OH
Р

17. Химические свойства оснований

6. Взаимодействие с солями
Условия:
2) Между щелочами и кислыми
солями с образованием одной (если
соль и основание образованы одним
металлом) или двух (если соль и
основание образованы разными
металлами) средних солей

18. Химические свойства оснований

6. Взаимодействие с солями
Щелочь
Растворимая
+ кислая соль
Средняя
соль
+
H2O
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → K2CO3 + Na2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH3 + 2H2O
NH4OH

19. Химические свойства оснований

6. Взаимодействие с солями
Запомнить!!!
Если исходная соль образована металлом в с.о. +3,
+4, то при избытке щелочи образуется комплексная
соль:
4NaOH(изб) + AlCl3 → Na[Al(OH)4] + 3NaCl
Растворимы дихроматы под действием щелочей
превращаются в хроматы (с кислотами идёт
обратный процесс):
2KOH + K2Cr2O7 → 2K2CrO4 + H2O
2K2CrO4 + 2HCl → K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

20. Химические свойства оснований

7. Разложение
Условие: только нерастворимые основания,
LiOH, NH4OH
NH4OH, AgOH, Hg(OH)2 разлагаютсяпри
комнатной температуре, все остальные – при
нагревании
Основание
Основный/амфотерный
оксид
t
2LiOH →
Li2O + H2O
t
Cu(OH)2 →
CuO + H2O
+
H2O
t
Fe(OH)3 →
Fe2O3 + H2O
NH4OH → NH3 + H2O

21. Способы получения щелочей

1. Взаимодействие основного оксида,
образованного щелочным и
щелочноземельным металлом, с водой
Основный
оксид
+
H2O
Щелочь
2. Взаимодействие щелочных,
щелочноземельных металлов и магния с
водой (магний только с парами воды)
Металл
+
H2O
Щелочь/
Mg(OH)2
+
H2

22. Способы получения оснований

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
t
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
Чем легче металл отдаёт свои
электроны, тем бурнее протекает
реакция (металл может сгореть или
даже взорваться)
Задание: посмотреть опыт

23. Способ получения нерастворимых оснований

Взаимодействие щелочей с солями
(см. «Химические свойства оксидов»
пункт 6 цифра 1)
Растворимая
Щелочь +
соль
Нерастворимое
основание
2KOH + FeSO4 → Fe(OH)2 + K2SO4
Ba(OH)2 + ZnCl2 → Zn(OH)2 + BaCl2
+ соль

24. Применение оснований

Производство сахара
Фармацевтика

25. Применение оснований

В последнее время в быту получили широкое
распространение щелочные гели — густые жидкости,
содержащие гидроксид натрия. Они предназначены для
быстрого удаления остатков пригоревшего жира с
поверхности кухонных плит и микроволновых печей.
В гораздо большем объеме гидроксид натрия
применяется в химической промышленности. Его
используют в производстве мыла, жидких моющих средств,
бумаги, искусственных волокон, различных солей и
некоторых лекарств.
Другое растворимое основание, которое используется в
больших масштабах, — гидроксид кальция Ca(OH)2. Его
техническое название — «известь» или «извёстка». Взвесь
этого основания в воде, напоминающая по внешнему виду
молоко, используется для побелки деревьев весной.
Делается это для того, чтобы личинки вредных насекомых
не смогли проползти из земли к ветвям деревьев. Дело в
том, что при контакте с известью эти личинки погибают.

26. Применение оснований

Кроме того, гидроксид кальция широко используется в
качестве строительного материала для побелки стен и
потолков. Он входит в состав строительных смесей для
штукатурки, его часто добавляют в цементные растворы
для увеличения прочности бетонных и железобетонных
конструкций. Большие количества гидроксида кальция
используются в производстве сахара из сахарной
свеклы.
Из нерастворимых оснований применение находят
гидроксиды алюминия Al(OH)3 и магния Mg(OH)2.
Они входят в состав медицинского препарата
«Алмагель», который принимают внутрь при
заболеваниях пищеварительной системы.

27. Кислоты

• С точки зрения состава – сложные соединения, в
состав которых входят водород и кислотный
остаток
• С точки зрения теории электролитической
диссоциации – электролиты, которые при
диссоциации образует только один вид канионов
– Н+
КИСЛОТЫ
Растворы газов в
воде
(H2S, HCl, H2CO3, H2SO3)
Жидкие
Твердые
(H2SO4, HNO3,
HClO4 и др.)
(H3PO4, H3BO3,
H2SiO3)

28. Кислоты

Большинство кислот
кислые на вкус и
обладают
разъедающим
действием (аналогично
щелочам). У жидких
концентрированных
растворов кислот
плотность больше чем
плотность воды.
Растворение кислот в воде – экзотермический процесс,
при котором выделяется много теплоты, что приводит к
закипанию воды в растворе. Поэтому следует вливать
концентрированную кислоту в воду по стеклянной
палочке небольшими порциями при постоянном
перемешивании жидкости

29.

Кислоты
Контакт кислот с кожей может
привести к химическим ожогам,
а попадание в глаза – к потере
зрения.
В таких ситуациях необходимо
немедленно промыть
пораженный участок большим
количеством воды, а затем
обработать специально
приготовленным разбавленным
раствором пищевой соды
(гидрокарбонат натрия).
В природе вы чаще всего
встречаетесь с органическими
кислотами

30.

Щавель
Щавелевая кислота
Виноград
Винная кислота
Лимон
Лимонная кислота
Яблоко
Яблочная кислота
Апельсин
Скисшее молоко
Молочная кислота
Аскорбиновая кислота

31.

Салициловая
кислота
Янтарная кислота
Уксусная
кислота
Муравьиная кислота
Иботеновая кислота (токсин)

32. Классификация кислот

1. По содержанию кислорода
o Бескислородные
o Кислородосодержащие
2. По растворимости
3. По летучести (способности испаряться)
o
o
Летучие (HCl, HClO4, HBr, HNO3, H2S, H2CO3, H2SO3)
Нелетучие (все остальные)
4. По окислительной способности аниона:
o
o
Кислоты-окислители (концентрированная H2SO4 и HNO3
любой концентрации)
Кислоты-неокислители (все остальные)

33. Классификация кислот

5. По степени диссоциации (строго в том порядке,
в котором они записаны степень диссоциации
кислот уменьшается)
HI
HBr
HClO4 HCl
H2SO4 HMnO4 HNO3 HClO3 H2CrO4
Сильные кислоты
H2SO3
H3PO4
HF
HNO2
Средние кислоты
CH3COOH H2CO3
H2S
HCN
H3BO3
H2SiO3
Слабые кислоты
Сила кислот уменьшается

34. Химические свойства кислот

1. Действие на индикатор
Условие: только растворимые кислоты
Растворимые
кислоты
+
Индикатор
Фенолфталеин
Лакмус
Метиловыйоранжевый
Изменение
цвета

35. Химические свойства кислот

1. Действие на индикатор
Условие: только растворимые кислоты

36. Химические свойства кислот

2. Взаимодействие с основными
оксидами (см. в конспекте
«Оксиды»)
Кислота
+
Основный
оксид
Соль
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
2CuO + H2SO4 (нед) → (CuOH)2SO4
Na2O + 2H2SO4 (изб) → 2NaHSO4 + H2O
+
H2O

37. Химические свойства кислот

3. Взаимодействие с основаниями
(реакция нейтрализации) – см. конспект
«Основания»
Основание +
Кислота
Соль
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
NaOH (нед) + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
Zn(OH)2 (изб) + HCl → ZnOHCl + H2O
+
H2O

38. Химические свойства кислот

4. Взаимодействие с амфотерными
оксидами – см. конспект «Оксиды»
Кислота
+
Амфотерный
оксид
Соль
6HCl + Al2O3 → 2AlCl3 + 3H2O
4HCl(нед) + Al2O3 → 2AlOHCl2 + H2O
2H2S(изб) + ZnO → Zn(HS)2 + H2O
+
H2O

39. Химические свойства кислот

5. Взаимодействие с амфотерными
гидроксидами
Кислота
+
Амфотерный
гидроксид
Соль
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + H2O
H3PO4 (изб) + Zn(OH)2 → ZnHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3 (изб) → Al(OH)2Cl + H2O
+
H2O

40. Химические свойства кислот

6. Взаимодействие с солями
Условие: кислоты взаимодействуют с
растворами солей более слабых
кислот с образованием
малодиссоциируемого вещества
(осадка, газа и воды или другого
слабого электролита)

41. Химические свойства кислот

6. Взаимодействие со средними солями
Более слабая
СОЛЬ кислоты 1 + КИСЛОТА 2
КИСЛОТА
1
+
СОЛЬ более
слабой
кислоты 2
H2SO4 + 2NaNO2 → Na2SO4 + 2HNO2
Сильная
кислота
более слабая кислота
(слабый электролит)
+
Нерастворимая
СОЛЬ
Более слабая
КИСЛОТА 2
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓+ 2HCl
р
р
н

42. Химические свойства кислот

6. Взаимодействие с основными и кислыми
солями
Кислота
+
Основная
соль
Средняя/ос
новная
СОЛЬ
+
H2 O
HBr + MgOHBr → MgBr2 + H2O
HCl + Al(OH)2Cl → AlOHCl2 + H2O
КИСЛОТА 1
многоосновная
+
Средняя/кислая
СОЛЬ кислоты 1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
H2CO3
Кислая
СОЛЬ
кислоты 1

43. Химические свойства кислот

6. Взаимодействие с солями
Запомнить!!!
Кислоты вступают в реакции с некоторыми
нерастворимыми солями, если при этом
происходит более полное связывание ионов
(например с образованием газа):
А) карбонаты
2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2↑ + H2O
Б) сульфиты
2HCl + BaSO3 → BaCl2 + SO2↑ + H2O
В) сульфиды (кроме Ag2S, CuS, PbS, CdS, HgS)
2HCl + FeS → FeCl2 + H2S↑

44. Химические свойства кислот

6. Взаимодействие с солями
Запомнить!!!
Слабая сероводородная кислота H2S вытесняет
даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu,
Pb, Cd, Hg, образуя с ними осадки сульфидов,
нерастворимые не только в воде, но и в
образующейся кислоте
Кислота + Соль Ag, Cu,
H2S
Pb, Cd, Hg
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Ag2S/CuS/PbS/ + Кислота
CdS/HgS↓

45. Химические свойства кислот

7. Взаимодействие с металлами
Химические свойства металлов определяются их активностью.
Простые вещества – металлы в химических реакциях всегда
являются восстановителями. Насколько активно данный
металл способен вступать в химические реакции (т. е. то,
насколько сильно у него проявляются восстановительные
свойства) отражено в электрохимическом ряду напряжений
металлов.

46. Химические свойства кислот

7. Взаимодействие с металлами
Данный ряд металлов можно использовать только для
растворов, содержащих ионы данных металлов. Для
расплавов данный ряд не соблюдается!
Более полный ряд активности металлов

47. Химические свойства кислот

7. Взаимодействие с металлами
+
Кислотанеокислитель
+
Металл в ряду
напряжения
до H2
Металл в ряду
напряжения
после H2
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
Cu + H2SO4 (разб) →
→
Растворимая
соль, в состав
которой входит
металл в
минимальной
степени
окисления
+ H2↑
→ реакция не идет
C кислотами-окислителями
реакции протекают по другому!

48.

Me
MeО
MeОН
соли

49. Химические свойства кислот

8. Разложение – см. способы получения
оксидов
Кислота
t
Кислотный оксид
+
H2O
Продукты окислительно-восставновительного
разложения кислот разнообразны:
t
4HNO3 →
4NO2 + O2 + 2H2O
t
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
t
2HNO2 →
NO2 + NO + H2O

50. Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой,
кроме SiO2 (способ получение
кислородосодержащих кислот)
Кислотный
оксид
+
H2O
Кислота
2. Взаимодействие неметалла с H2 с дальнейшим
растворением в воде (бескислородные
кислоты
Неметалл
hν
+
Cl2 + H2 → 2HCl
H2
Кислота
t
S + H 2 → H2S

51. Способ получения кислот

3. Один из способов получения летучих
кислот - взаимодействие
концентрированной серной кислоты с
твердыми солями
NaCl(тв) + H2SO4(конц) → NaHSO4 + HCl↑
2NaNO3 (тв) + H2SO4(конц) → Na2SO4 + 2HNO3↑

52. Применение кислот

53. Применение кислот

Серную кислоту применяют для производства
минеральных удобрений, моющих средств, для очистки
нефтепродуктов;
Азотная кислота используется при получении красителей,
взрывчатых веществ, минеральных удобрений.
Соляную кислоту широко применяют для очистки
поверхности металлов, в производстве лекарств,
пластмасс, различных солей;
Фосфорная кислота является исходным веществом для
получения ценных минеральных удобрений, применяется
для защиты железных изделий от ржавления. Она также
используется в качестве регулятора кислотности при
изготовлении ряда пищевых продуктов;
Угольная кислота содержится во всех газированных водах и
напитках. Их изготавливают, насыщая под давлением
соответствующие жидкости углекислым газом. Он при
этом реагирует с водой, образуя угольную кислоту.