Bases (hydroxydes)– les substances complexes dont les molécules contiennent un ou plusieurs groupes hydroxy OH. Le plus souvent, les bases sont constituées d’un atome métallique et d’un groupe OH. Par exemple, NaOH est l'hydroxyde de sodium, Ca(OH) 2 est l'hydroxyde de calcium, etc.

Il existe une base - l'hydroxyde d'ammonium, dans laquelle le groupe hydroxy n'est pas attaché au métal, mais à l'ion NH 4 + (cation ammonium). L'hydroxyde d'ammonium se forme lorsque l'ammoniac est dissous dans l'eau (réaction d'ajout d'eau à l'ammoniac) :

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (hydroxyde d'ammonium).

La valence du groupe hydroxy est de 1. Le nombre de groupes hydroxyle dans la molécule de base dépend de la valence du métal et lui est égal. Par exemple, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.

Toutes les raisons - des solides qui ont des couleurs différentes. Certaines bases sont très solubles dans l'eau (NaOH, KOH...). Cependant, la plupart d’entre eux ne sont pas solubles dans l’eau.

Les bases solubles dans l'eau sont appelées alcalis. Les solutions alcalines sont « savonneuses », glissantes au toucher et assez caustiques. Les alcalis comprennent les hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etc.). Le reste est insoluble.

Bases insolubles- ce sont des hydroxydes amphotères, qui agissent comme des bases lorsqu'ils interagissent avec des acides, et se comportent comme des acides avec les alcalis.

Différentes bases ont des capacités différentes à éliminer les groupes hydroxy, elles sont donc divisées en bases fortes et faibles.

Les bases fortes dans les solutions aqueuses abandonnent facilement leurs groupes hydroxy, mais pas les bases faibles.

Propriétés chimiques des bases

Les propriétés chimiques des bases sont caractérisées par leurs relations avec les acides, les anhydrides d'acide et les sels.

1. Agir sur les indicateurs. Les indicateurs changent de couleur en fonction de l'interaction avec différents produits chimiques. Dans les solutions neutres, ils ont une couleur, dans les solutions acides, ils ont une autre couleur. Lorsqu'ils interagissent avec des bases, ils changent de couleur : l'indicateur méthylorange devient jaune, l'indicateur tournesol devient bleu et la phénolphtaléine devient fuchsia.

2. Interagir avec les oxydes d'acide avec formation de sel et d'eau :

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Réagir avec les acides, formant du sel et de l'eau. La réaction d'une base avec un acide est appelée réaction de neutralisation, car une fois terminée, le milieu devient neutre :

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Réagit avec les sels formant un nouveau sel et une nouvelle base :

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

5. Lorsqu'ils sont chauffés, ils peuvent se décomposer en eau et en oxyde principal :

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

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Monoacide (NaOH, KOH, NH 4 OH, etc.) ;

Diacide (Ca(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)2 ;

Triacide (Ni(OH) 3, Co(OH) 3, Mn(OH) 3.

Classification selon la solubilité dans l'eau et le degré d'ionisation :

Bases fortes hydrosolubles

Par exemple:

alcalis - hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux LiOH - hydroxyde de lithium, NaOH - hydroxyde de sodium (soude caustique), KOH - hydroxyde de potassium (potasse caustique), Ba(OH) 2 - hydroxyde de baryum ;

Bases fortes insolubles dans l'eau

Par exemple:

Cu(OH) 2 - hydroxyde de cuivre (II), Fe(OH) 2 - hydroxyde de fer (II), Ni(OH) 3 - hydroxyde de nickel (III).

Propriétés chimiques

1. Action sur les indicateurs

Tournesol - bleu;

Orange de méthyle - jaune,

Phénolphtaléine - framboise.

2. Interaction avec les oxydes d'acide

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O

KOH + CO2 = KHCO3

3. Interaction avec les acides (réaction de neutralisation)

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

4. Réaction d'échange avec les sels

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = 2KOH + BaSO 4

3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3

5. Décomposition thermique

Cu(OH) 2 t = CuO + H 2 O; 2 CuOH = Cu 2 O + H 2 O

2Co(OH) 3 = Co 2 O 3 + ZH 2 O; 2AgOH = Ag 2 O + H 2 O

6. Hydroxydes dans lesquels les métaux D ont un faible c. o., capable d'être oxydé par l'oxygène de l'air,

Par exemple:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 2Mn(OH) 4

7. Les solutions alcalines interagissent avec les hydroxydes amphotères :

2KOH + Zn(OH)2 = K2

2KON + Al2O3 + ZN2O = 2K

8. Les solutions alcalines interagissent avec les métaux qui forment des oxydes et hydroxydes amphotères (Zn, AI, etc.),

Par exemple:

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

2AI + 2KOH + 6H 2 O= 2KAl(OH) 4 ] + 3H 2

9. Dans les solutions alcalines, certains non-métaux sont disproportionnés,

Par exemple:

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

3S+ 6NaOH = 2Na 2 S+ Na 2 SO 3 + 3H 2 O

4P+ 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2

10. Les bases solubles sont largement utilisées dans les réactions d'hydrolyse alcaline de divers composés organiques (hydrocarbures halogénés, esters, graisses, etc.),

Par exemple:

C 2 H 5 CI + NaOH = C 2 H 5 OH + NaCl

Méthodes d'obtention d'alcalis et de bases insolubles

1. Réactions des métaux actifs (métaux alcalins et alcalino-terreux) avec l'eau :

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

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

2. Interaction des oxydes métalliques actifs avec l'eau :

BaO + H 2 O = Ba(OH)2

3. Électrolyse de solutions aqueuses salines :

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

CaCI 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 + Cl 2

4. Précipitation à partir de solutions des sels correspondants avec des alcalis :

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

FeCI 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCI

1. Base + sel acide + eau

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Base + oxyde d'acide
sel + eau

2KOH + SO2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Alcali + oxyde/hydroxyde amphotère
sel + eau

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

NaOH (solide) + Al(OH) 3
NaAlO 2 + 2H 2 O.

La réaction d'échange entre une base et un sel se produit uniquement en solution (la base et le sel doivent être solubles) et seulement si au moins un des produits est un précipité ou un électrolyte faible (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Seules les bases de métaux alcalins, à l'exception du LiOH, résistent à la chaleur.

Ca(OH)2
CaO + H2O;

NaOH ;

NH4OH
NH 3 + H 2 O.

2NaOH(s) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2 .

ACIDES

Acides du point de vue de TED, on appelle des substances complexes qui se dissocient en solutions pour former l'ion hydrogène H +.

Classification des acides

1. Selon le nombre d'atomes d'hydrogène capables d'être éliminés dans une solution aqueuse, les acides sont divisés en monobasique(HF, HNO2), dibasique(H 2 CO 3, H 2 SO 4), tribasique(H3PO4).

2. Selon la composition de l'acide, ils sont divisés en sans oxygène(HCl, H 2 S) et contenant de l'oxygène(HClO 4, HNO 3).

3. Selon la capacité des acides à se dissocier dans les solutions aqueuses, ils sont divisés en faible Et fort. Les molécules d'acides forts dans les solutions aqueuses se désintègrent complètement en ions et leur dissociation est irréversible.

Par exemple, HCl
H + + Cl - ;

H2SO4
H++HSO .

Les acides faibles se dissocient de manière réversible, c'est-à-dire leurs molécules dans les solutions aqueuses se désintègrent partiellement en ions et en polybasiques - par étapes.

CH 3 COOH
CH 3 COO - + H + ;

1)H2S
HS - + H + , 2) HS -
H + + S 2- .

La partie d'une molécule d'acide sans un ou plusieurs ions hydrogène H+ est appelée résidu acide. La charge d'un résidu acide est toujours négative et est déterminée par le nombre d'ions H + retirés de la molécule d'acide. Par exemple, l'acide orthophosphorique H 3 PO 4 peut former trois résidus acides : H 2 PO - ion dihydrogène phosphate, HPO - ion hydrogénophosphate, PO - l'ion phosphate.

Les noms des acides sans oxygène sont composés en ajoutant à la racine du nom russe de l'élément acidifiant (ou au nom d'un groupe d'atomes, par exemple CN - - cyan) la terminaison - hydrogène : HCl - acide chlorhydrique (acide chlorhydrique), H 2 S - acide sulfure d'hydrogène, HCN - acide cyanhydrique (acide cyanhydrique).

Les noms des acides contenant de l'oxygène sont également formés à partir du nom russe de l'élément acidifiant avec l'ajout du mot « acide ». Dans ce cas, le nom de l'acide dans lequel l'élément est dans l'état d'oxydation le plus élevé se termine par « ... ova » ou « ... ova », par exemple, H 2 SO 4 est l'acide sulfurique, H 3 AsO 4 est l’acide arsénique. Avec une diminution de l'état d'oxydation de l'élément acidifiant, les terminaisons changent dans l'ordre suivant : "... non"(HClO 4 – acide perchlorique), "...ish"(HClO 3 – acide perchlorique), "...fatigué"(HClO 2 – acide chloreux), "...vous êtes"(HClO est l’acide hypochloreux). Si un élément forme des acides alors qu'il n'est que dans deux états d'oxydation, alors le nom de l'acide correspondant à l'état d'oxydation le plus bas de l'élément reçoit la terminaison « ... pur » (HNO 3 - acide nitrique, HNO 2 - acide nitreux) .

Un même oxyde acide (par exemple P 2 O 5) peut correspondre à plusieurs acides contenant un atome d'un élément donné dans la molécule (par exemple HPO 3 et H 3 PO 4). Dans de tels cas, le préfixe « méta... » est ajouté au nom de l'acide contenant le plus petit nombre d'atomes d'oxygène dans la molécule, et le préfixe « ortho... » est ajouté au nom de l'acide contenant le plus petit nombre d'atomes d'oxygène dans la molécule. le plus grand nombre d'atomes d'oxygène dans la molécule (HPO 3 - acide métaphosphorique, H 3 PO 4 – acide orthophosphorique).

Si une molécule d'acide contient plusieurs atomes d'un élément acidifiant, un préfixe numérique est ajouté à son nom, par exemple H 4 P 2 O 7 - deux acide phosphorique, H 2 B 4 O 7 – quatre acide borique.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H-O-O OOOO

Acide peroxosulfurique Acide peroxosulfurique

Propriétés chimiques des acides

HF + KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.

Les acides interagissent avec les solutions salines si cela entraîne la formation d'un sel insoluble dans les acides ou d'un acide plus faible (volatile) par rapport à l'acide d'origine.

H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl ;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO3 + H2O + CO2 .

H2CO3
H2O + CO2.

H 2 SO 4 (dilué) + Fe
FeSO 4 + H 2;

HCl + Cu .

La figure 2 montre l'interaction des acides avec les métaux.

ACIDE - OXYDANT

Métal dans la série de tension après H 2

aucune réaction

Métal dans la plage de tension jusqu'à N 2

+
sel métallique + H 2

au degré minimum

H 2 SO 4 concentré

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oxydation (d.a.)

+
aucune réaction

/Mq/Zn

selon les conditions

Sulfate métallique en max.

+
+ +

Métal (autres)

+
+ +

HNO 3 concentré

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
aucune réaction

Métal alcalin/alcalino-terreux

Nitrate métallique en d.o. max.

Métal (autres ; Al, Cr, Fe, Co, Ni lorsqu'ils sont chauffés)

TN+

HNO 3 dilué

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
aucune réaction

Métal alcalin/alcalino-terreux

NH 3 (NH 4 NON 3)

Nitratemétal

la en max s.o.

+
+

Métal (le reste dans la cour des contraintes jusqu'à N 2)

NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)

selon les conditions

Métal (le reste dans la série de contraintes après H 2)

Fig.2. INTERACTION DES ACIDES AVEC LES MÉTAUX

SEL

Sels – Ce sont des substances complexes qui se dissocient dans les solutions pour former des ions chargés positivement (cations - résidus basiques), à l'exception des ions hydrogène, et des ions chargés négativement (anions - résidus acides), autres que les ions hydroxyde.

Après avoir lu l'article, vous serez en mesure de séparer les substances en sels, acides et bases. L'article décrit le pH d'une solution et les propriétés générales des acides et des bases.

Comme les métaux et les non-métaux, les acides et les bases constituent une division de substances basée sur des propriétés similaires. La première théorie des acides et des bases appartenait au scientifique suédois Arrhenius. Selon Arrhenius, un acide est une classe de substances qui, lorsqu'elles réagissent avec l'eau, se dissocient (se désintègrent), formant le cation hydrogène H +. Les bases d'Arrhenius en solution aqueuse forment des anions OH -. La théorie suivante a été proposée en 1923 par les scientifiques Bronsted et Lowry. La théorie de Brønsted-Lowry définit les acides comme des substances capables de donner un proton dans une réaction (un cation hydrogène est appelé proton dans les réactions). Les bases sont donc des substances capables d’accepter un proton dans une réaction. La théorie actuellement pertinente est la théorie de Lewis.

En chimie inorganique, en règle générale, un acide désigne un acide de Bronsted-Lowry, c'est-à-dire des substances capables de donner un proton. S'il s'agit de la définition d'un acide de Lewis, alors dans le texte, un tel acide est appelé acide de Lewis. Ces règles s'appliquent aux acides et aux bases.

Dissociation

La dissociation est le processus de décomposition d'une substance en ions dans des solutions ou des fondus. Par exemple, la dissociation de l'acide chlorhydrique est la décomposition de HCl en H + et Cl -.

Propriétés des acides et des bases

Les bases ont tendance à être savonneuses au toucher, tandis que les acides ont généralement un goût aigre.

Lorsqu’une base réagit avec de nombreux cations, un précipité se forme. Lorsqu'un acide réagit avec des anions, un gaz est généralement libéré.

Acides couramment utilisés :
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 −, HCl, CH 3 OH, NH 3

Bases couramment utilisées :
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −

Acides et bases forts et faibles

Acides forts

De tels acides se dissocient complètement dans l'eau, produisant des cations hydrogène H + et des anions.

Un exemple d’acide fort est l’acide chlorhydrique HCl :

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

Exemples d'acides forts : HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4

Liste des acides forts
HCl - acide chlorhydrique
HBr - bromure d'hydrogène
HI - iodure d'hydrogène
HNO 3 - acide nitrique
HClO 4 - acide perchlorique

H 2 SO 4 - acide sulfurique

Acides faibles

Seulement partiellement dissous dans l'eau, par exemple HF :
= < 0,01M для вещества 0,1М

HF (solution) + H2O (l) → H3O + (solution) + F - (solution) - dans une telle réaction plus de 90 % de l'acide ne se dissocie pas :

Les acides forts et faibles peuvent être distingués en mesurant la conductivité des solutions : la conductivité dépend du nombre d'ions, plus l'acide est fort, plus il est dissocié, donc plus l'acide est fort, plus la conductivité est élevée.

Liste des acides faibles
Fluorure d'hydrogène HF
H 3 PO 4 phosphorique
H 2 SO 3 sulfureux
H 2 S sulfure d'hydrogène
Charbon H 2 CO 3

Silicium H 2 SiO 3

Des bases solides

Les bases fortes se dissocient complètement dans l'eau :

NaOH (solution) + H 2 O ↔ NH 4

Les bases fortes comprennent les hydroxydes métalliques du premier (alcalins, métaux alcalins) et du second (alcalinotherrènes, métaux alcalino-terreux).

Liste des bases fortes
NaOH hydroxyde de sodium (soude caustique)
KOH hydroxyde de potassium (potasse caustique)
Hydroxyde de lithium LiOH
Ba(OH) 2 hydroxyde de baryum

Ca(OH) 2 hydroxyde de calcium (chaux éteinte)

Des fondations fragiles

Dans une réaction réversible en présence d'eau, il forme des ions OH - :

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

Les bases les plus faibles sont les anions :

Liste des bases faibles

Mg(OH) 2 hydroxyde de magnésium
Fe(OH) 2 hydroxyde de fer(II)
Zn(OH) 2 hydroxyde de zinc
hydroxyde d'ammonium NH 4 OH
Fe(OH) 3 hydroxyde de fer(III)

Réactions des acides et des bases

Acide fort et base forte

Cette réaction est appelée neutralisation : lorsque la quantité de réactifs est suffisante pour dissocier complètement l'acide et la base, la solution obtenue sera neutre.

Exemple:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Base faible et acide faible

Type général de réaction :
Base faible (solution) + H 2 O ↔ Acide faible (solution) + OH - (solution)

Base forte et acide faible

La base se dissocie complètement, l'acide se dissocie partiellement, la solution résultante a de faibles propriétés de base :

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

Acide fort et base faible

L'acide se dissocie complètement, la base ne se dissocie pas complètement :

Dissociation de l'eau

La dissociation est la décomposition d'une substance en ses molécules constitutives. Les propriétés d'un acide ou d'une base dépendent de l'équilibre présent dans l'eau :

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (solution) + OH - (solution)
K c = / 2
La constante d'équilibre de l'eau à t=25° : K c = 1,83⋅10 -6, l'égalité suivante est également vraie : = 10 -14, qui est appelée constante de dissociation de l'eau. Pour l'eau pure = = 10 -7, donc -lg = 7,0.

Cette valeur (-lg) est appelée pH - potentiel hydrogène. Si le pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, alors la substance a des propriétés fondamentales.

Méthodes de détermination du pH

Méthode instrumentale

Un appareil spécial, un pH-mètre, est un appareil qui transforme la concentration de protons dans une solution en un signal électrique.

Indicateurs

Une substance qui change de couleur dans une certaine plage de pH en fonction de l'acidité de la solution ; en utilisant plusieurs indicateurs, vous pouvez obtenir un résultat assez précis.

Sel

Un sel est un composé ionique formé par un cation autre que H+ et un anion autre que O2-.

Dans une solution aqueuse faible, les sels se dissocient complètement. Déterminer les propriétés acido-basiques d'une solution saline

, il est nécessaire de déterminer quels ions sont présents dans la solution et de considérer leurs propriétés : les ions neutres formés à partir d'acides et de bases forts n'affectent pas le pH : ils ne libèrent ni ions H + ni OH - dans l'eau. Par exemple, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.

Les anions formés à partir d'acides faibles présentent des propriétés alcalines (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3 n'existent pas) ;

Tous les cations, à l'exception des métaux des premier et deuxième groupes, ont des propriétés acides.

Les solutions qui maintiennent leur pH lorsqu’une petite quantité d’acide fort ou de base forte est ajoutée sont principalement composées de :

Un mélange d'un acide faible, de son sel correspondant et d'une base faible
Base faible, sel correspondant et acide fort

Pour préparer une solution tampon d'une certaine acidité, il est nécessaire de mélanger un acide ou une base faible avec le sel approprié en tenant compte :

Plage de pH dans laquelle la solution tampon sera efficace
Capacité de la solution - la quantité d'acide fort ou de base forte qui peut être ajoutée sans affecter le pH de la solution
Il ne doit y avoir aucune réaction indésirable susceptible de modifier la composition de la solution.

Test:

La répartition des bases en groupes selon diverses caractéristiques est présentée dans le tableau 11.

Tableau 11
Classement des bases

Toutes les bases, à l'exception d'une solution d'ammoniaque dans l'eau, sont des substances solides de différentes couleurs. Par exemple, l'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2 est blanc, l'hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH) 2 est bleu, l'hydroxyde de nickel (II) Ni(OH) 2 est vert, l'hydroxyde de fer (III) Fe(OH) 3 est rouge-marron, etc.

Une solution aqueuse d'ammoniac NH 3 H 2 O, contrairement à d'autres bases, ne contient pas de cations métalliques, mais un cation ammonium complexe à charge unique NH - 4 et n'existe qu'en solution (vous connaissez cette solution sous le nom d'ammoniac). Il se décompose facilement en ammoniac et en eau :

Cependant, peu importe la différence entre les bases, elles sont toutes constituées d'ions métalliques et de groupes hydroxo dont le nombre est égal à l'état d'oxydation du métal.

Toutes les bases, et principalement les alcalis (électrolytes forts), se forment lors de la dissociation des ions hydroxyde OH -, qui déterminent un certain nombre de propriétés générales : savonnosité au toucher, changement de couleur des indicateurs (tournesol, méthylorange et phénolphtaléine), interaction avec d'autres substances. .

Réactions basiques typiques

La première réaction (universelle) a été envisagée au § 38.

Expérience de laboratoire n°23
Interaction des alcalis avec les acides

H + + OH - = H 2 O.

Réalisez les réactions pour lesquelles vous avez créé des équations. Rappelez-vous quelles substances (à l'exception des acides et des alcalis) sont nécessaires pour observer ces réactions chimiques.

La deuxième réaction se produit entre les alcalis et les oxydes non métalliques, qui correspondent aux acides, par exemple,

Conforme

etc.

Lorsque les oxydes interagissent avec des bases, des sels des acides correspondants et de l'eau se forment :

Riz. 141.
Interaction de l'alcali avec l'oxyde non métallique

Expérience de laboratoire n°24
Interaction des alcalis avec des oxydes non métalliques

Répétez l'expérience que vous avez faite auparavant. Versez 2-3 ml d'une solution claire d'eau de chaux dans un tube à essai.

Placez-y une paille à jus, qui fait office de tube de sortie de gaz. Faites passer doucement l'air expiré à travers la solution. Qu'observez-vous ?

Notez les équations moléculaires et ioniques de la réaction.

Riz. 142.
Interaction des alcalis avec les sels :
a - avec formation de sédiments ; b - avec formation de gaz

La troisième réaction est une réaction d'échange d'ions typique et ne se produit que si elle entraîne la libération d'un précipité ou d'un gaz, par exemple :

Expérience de laboratoire n°25
Interaction des alcalis avec les sels

Chauffer le contenu du 1er tube à essai et identifier l'un des produits de la réaction par son odeur.

Formuler une conclusion sur la possibilité d'interaction des alcalis avec les sels.

Les bases insolubles se décomposent lorsqu'elles sont chauffées en oxyde métallique et en eau, ce qui n'est pas typique des alcalis, par exemple :

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O.

Expérience de laboratoire n°26
Préparation et propriétés des bases insolubles

Versez 1 ml de solution de sulfate ou de chlorure de cuivre (II) dans deux tubes à essai. Ajoutez 3 à 4 gouttes de solution d'hydroxyde de sodium dans chaque tube à essai. Décrire l'hydroxyde de cuivre(II) formé.

Note. Laissez les tubes à essai contenant l’hydroxyde de cuivre (II) obtenu pour les expériences suivantes.

Notez les équations moléculaires et ioniques de la réaction. Indiquez le type de réaction en fonction du « nombre et de la composition des substances de départ et des produits de réaction ».

Ajoutez 1 à 2 ml d'acide chlorhydrique dans l'un des tubes à essai contenant de l'hydroxyde de cuivre (II) obtenu lors de l'expérience précédente. Qu'observez-vous ?

À l'aide d'une pipette, déposez 1 à 2 gouttes de la solution obtenue sur une assiette en verre ou en porcelaine et, à l'aide d'une pince à creuset, évaporez-la soigneusement. Examinez les cristaux qui se forment. Notez leur couleur.

Notez les équations moléculaires et ioniques de la réaction. Indiquez le type de réaction en fonction de « le nombre et la composition des matières premières et des produits de réaction », de la « participation d'un catalyseur » et de la « réversibilité d'une réaction chimique ».

Chauffez l'un des tubes à essai avec de l'hydroxyde de cuivre () obtenu précédemment ou donné par l'enseignant (Fig. 143). Qu'observez-vous ?

Riz. 143.
Décomposition de l'hydroxyde de cuivre (II) lorsqu'il est chauffé

Établir une équation pour la réaction effectuée, indiquer les conditions de son apparition et le type de réaction en fonction des caractéristiques « nombre et composition des substances de départ et des produits de réaction », « dégagement ou absorption de chaleur » et « réversibilité d'un produit chimique ». réaction".

Mots et expressions clés

Classement des bases.
Propriétés typiques des bases : leur interaction avec les acides, les oxydes non métalliques, les sels.
Une propriété typique des bases insolubles est la décomposition lorsqu’elles sont chauffées.
Conditions pour les réactions basiques typiques.

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