طرق الحصول على الهيدروكسيدات. الخواص الكيميائية للهيدروكسيدات. تفاعل الهيدروكسيدات المذبذبة مع الأكاسيد الأساسية

هيدروكسيدات الأحماض هي مركبات غير عضوية من مجموعة الهيدروكسيل -OH ومعدن أو غير فلز بحالة أكسدة +5 ، +6. اسم آخر هو الأحماض غير العضوية المحتوية على الأكسجين. ميزتها هي القضاء على البروتون أثناء التفكك.

تصنيف الهيدروكسيدات

تسمى الهيدروكسيدات أيضًا هيدروكسيدات وهيدرات. تقريبا كل شخص لديه منهم العناصر الكيميائية، بعضها منتشر على نطاق واسع في الطبيعة ، على سبيل المثال ، المعادن الهيدروجينية والبروسيت هي هيدروكسيدات الألومنيوم والمغنيسيوم ، على التوالي.

تتميز الأنواع التالية من الهيدروكسيدات:

• أساسي؛
• مذبذب.
• حامض.

يعتمد التصنيف على ما إذا كان الأكسيد المكون للهيدروكسيد قاعديًا أم حمضيًا أم مذبذبًا.

الخصائص العامة

من الأهمية بمكان أن الخصائص الحمضية القاعدية للأكاسيد والهيدروكسيدات ، لأن إمكانية التفاعلات تعتمد عليها. يعتمد ما إذا كان الهيدروكسيد سيظهر خصائص حمضية أو أساسية أو مذبذبة على قوة الرابطة بين الأكسجين والهيدروجين والعنصر.

تتأثر القوة بالجهد الأيوني ، مع زيادة تضعف الخصائص الأساسية للهيدروكسيدات وتزيد الخواص الحمضية للهيدروكسيدات.

هيدروكسيدات أعلى

الهيدروكسيدات الأعلى هي مركبات يكون فيها عنصر التكوين في أعلى حالة أكسدة. هذه من بين جميع الأنواع في الفصل. مثال على القاعدة هو هيدروكسيد المغنيسيوم. هيدروكسيد الألومنيوم مذبذب ، بينما يمكن تصنيف حمض البيركلوريك على أنه هيدروكسيد حمضي.

يمكن تتبع التغيير في خصائص هذه المواد اعتمادًا على عنصر التكوين وفقًا للنظام الدوري لـ D. I. Mendeleev. تزداد الخصائص الحمضية للهيدروكسيدات الأعلى من اليسار إلى اليمين ، بينما تضعف الخصائص المعدنية ، على التوالي ، في هذا الاتجاه.

هيدروكسيدات أساسية

بالمعنى الضيق ، يسمى هذا النوع بالقاعدة ، حيث ينقسم أنيون OH أثناء تفككه. وأشهر هذه المركبات هي القلويات ، على سبيل المثال:

• الجير المطفأ Ca (OH) 2 المستخدم في غرف التبييض ، دباغة الجلود ، تحضير السوائل المضادة للفطريات ، الملاط والخرسانة ، تليين المياه ، إنتاج السكر ، التبييض والأسمدة ، كربونات الصوديوم والبوتاسيوم الكاوية ، المحاليل الحمضية المعادلة ، الكشف عن ثاني أكسيد الكربون ، التطهير ، التقليل مقاومة التربة ، كمادة مضافة للغذاء.
• البوتاس الكاوي KOH يستخدم في التصوير الفوتوغرافي وتكرير النفط والأغذية والورق وإنتاج المعادن ، بالإضافة إلى بطارية قلوية ، ومعادل حمضي ، ومحفز ، ومنظف الغاز ، ومنظم الأس الهيدروجيني ، والكهارل ، ومكونات المنظفات ، وسوائل الحفر ، والأصباغ ، والأسمدة ، والبوتاسيوم العضوي و مواد غير عضويةوالمبيدات الحشرية والمستحضرات الصيدلانية لعلاج الثآليل والصابون والمطاط الصناعي.
• هيدروكسيد الصوديوم ، ضروري لصناعة اللب والورق ، تصبن الدهون في إنتاج المنظفات ، تحييد الأحماض ، تصنيع وقود الديزل الحيوي ، إذابة الانسدادات ، تفريغ المواد السامة ، معالجة القطن والصوف ، غسل القوالب ، إنتاج الغذاء ، التجميل ، التصوير الفوتوغرافي.

تتشكل الهيدروكسيدات الأساسية نتيجة التفاعل مع الماء من أكاسيد المعادن المقابلة ، في الغالبية العظمى من الحالات مع حالة الأكسدة +1 أو +2. وتشمل هذه العناصر القلوية والأرض القلوية والعناصر الانتقالية.

بالإضافة إلى ذلك ، يمكن الحصول على القواعد بالطرق التالية:

• تفاعل القلويات مع ملح معدن منخفض النشاط ؛
• تفاعل بين عنصر أرضي قلوي أو قلوي والماء ؛
• التحليل الكهربائي لمحلول مائي من الملح.

يتفاعل الحمض والهيدروكسيدات الأساسية مع بعضهما البعض لتكوين الملح والماء. يسمى هذا التفاعل بالتعادل وهو ذو أهمية كبيرة لتحليل المعايرة. بالإضافة إلى ذلك ، يتم استخدامه في الحياة اليومية. عندما ينسكب الحمض ، يمكن تحييد كاشف خطير باستخدام الصودا ، ويستخدم الخل للقلويات.

بالإضافة إلى ذلك ، تقوم الهيدروكسيدات الأساسية بتحويل التوازن الأيوني أثناء التفكك في المحلول ، والذي يتجلى في تغيير ألوان المؤشرات ، ويدخل في تفاعلات التبادل.

عند تسخينها ، تتحلل المركبات غير القابلة للذوبان إلى أكسيد وماء ، وتذوب القلويات. ويشكل أكسيد حمضي ملحًا.

هيدروكسيدات أمفوتيرية

بعض العناصر ، حسب الظروف ، تظهر إما خصائص أساسية أو حمضية. تسمى الهيدروكسيدات القائمة عليها مذبذب. يسهل التعرف عليها من خلال المعدن المتضمن في التركيبة ، والتي لها حالة أكسدة +3 ، +4. على سبيل المثال ، مادة جيلاتينية بيضاء - هيدروكسيد الألومنيوم Al (OH) 3 ، تستخدم في تنقية المياه بسبب قدرتها العالية على الامتصاص ، في تصنيع اللقاحات كمادة تعزز الاستجابة المناعية ، في الطب لعلاج المعتمد على الحمض الأمراض الجهاز الهضمي. غالبًا ما يتم تضمينه أيضًا في المواد البلاستيكية المثبطة للهب ويعمل كحامل للمحفزات.

ولكن هناك استثناءات عندما تكون قيمة حالة الأكسدة للعنصر +2. هذا هو الحال بالنسبة للبريليوم والقصدير والرصاص والزنك. يستخدم هيدروكسيد آخر معدن Zn (OH) 2 على نطاق واسع في الصناعات الكيميائية ، بشكل أساسي لتخليق المركبات المختلفة.

يمكن الحصول على هيدروكسيد الأمفوتريك عن طريق تفاعل محلول ملح معدني انتقالي مع قلوي مخفف.

هيدروكسيد الأمفوتريك وأكسيد الحمض أو القلويات أو الحمض يشكلان ملحًا عند التفاعل. يؤدي تسخين الهيدروكسيد إلى تحلله إلى ماء وميتاهيدروكسيد ، والذي يتحول إلى أكسيد عند مزيد من التسخين.

تتصرف الهيدروكسيدات الأمفوتيرية والحمضية بالمثل في وسط قلوي. عند التفاعل مع الأحماض ، تعمل هيدروكسيدات الأمفوتريك كقواعد.

هيدروكسيدات الحمض

يتميز هذا النوع بالتواجد في تكوين العنصر في حالة الأكسدة من +4 إلى +7. في الحل ، يمكنهم التبرع بكاتيون هيدروجين أو قبول زوج وشكل إلكترون الرابطة التساهمية. غالبًا ما يكون لديهم حالة تجمع سائل ، ولكن توجد أيضًا مواد صلبة بينهم.

يشكل هيدروكسيد أكسيد حمضي قادر على تكوين الملح ويحتوي على معدن غير فلزي أو معادن انتقالية. يتم الحصول على الأكسيد نتيجة أكسدة مادة غير فلزية أو تحلل حمض أو ملح.

تتجلى العناصر الحمضية في قدرتها على تلوين المؤشرات ، وإذابة المعادن النشطة بإطلاق الهيدروجين ، والتفاعل مع القواعد والأكاسيد الأساسية. هُم سمة مميزةيشارك في تفاعلات الأكسدة والاختزال. أثناء العملية الكيميائية ، يعلقون جسيمات أولية سالبة الشحنة بأنفسهم. تضعف القدرة على العمل كمتقبل للإلكترون عند التخفيف والتحول إلى الأملاح.

وبالتالي ، من الممكن التمييز ليس فقط الخصائص الحمضية القاعدية للهيدروكسيدات ، ولكن أيضًا الخصائص المؤكسدة.

حمض النيتريك

يعتبر HNO 3 حمض أحادي القاعدة قوي. إنه سام للغاية ، ويترك تقرحات على الجلد مع تلطيخ أصفر في الجلد ، وأبخاره تهيج الغشاء المخاطي في الجهاز التنفسي على الفور. الاسم القديم هو الفودكا القوية. إنه ينتمي إلى الهيدروكسيدات الحمضية ؛ في المحاليل المائية يتفكك تمامًا إلى أيونات. ظاهريا ، يبدو وكأنه سائل عديم اللون يدخن في الهواء. يعتبر المحلول المائي مركزًا ، ويشتمل على 60-70٪ من المادة ، وإذا تجاوز المحتوى 95٪ فيطلق عليه حمض النيتريك المدخن.

كلما زاد التركيز ، كلما ظهر السائل أغمق. قد يكون لونه بني بسبب التحلل إلى أكسيد وأكسجين وماء في الضوء أو مع تسخين طفيف ، لذلك يجب تخزينه في وعاء زجاجي غامق في مكان بارد.

الخواص الكيميائيةهيدروكسيد الحمض يمكن تقطيره بدون تحلل فقط تحت ضغط منخفض. تتفاعل معه جميع المعادن باستثناء الذهب وبعض ممثلي مجموعة البلاتين والتنتالوم ولكن المنتج النهائي يعتمد على تركيز الحمض.

على سبيل المثال ، مادة 60٪ ، عند التفاعل مع الزنك ، تعطي ثاني أكسيد النيتروجين كمنتج ثانوي سائد ، 30٪ - أول أكسيد ، 20٪ - أكسيد ثنائي النيتروجين (غاز الضحك). حتى التركيزات الأقل من 10٪ و 3٪ تعطي مادة نيتروجين بسيطة في شكل غاز ونترات الأمونيوم ، على التوالي. وبالتالي ، يمكن الحصول على مركبات نيترو مختلفة من الحمض. كما يتضح من المثال ، كلما انخفض التركيز ، زاد تقليل النيتروجين. كما أنه يؤثر على نشاط المعدن.

يمكن للمادة أن تذوب الذهب أو البلاتين فقط في تكوين أكوا ريجيا - خليط من ثلاثة أجزاء من الهيدروكلوريك وحمض النيتريك. الزجاج و polytetrafluoroethylene مقاومة لها.

بالإضافة إلى المعادن ، تتفاعل المادة مع الأكاسيد والقواعد الأساسية والمتذبذبة والأحماض الضعيفة. في جميع الأحوال تكون النتيجة أملاح غير معادن - أحماض. لا تحدث جميع التفاعلات بأمان ، على سبيل المثال ، تشتعل الأمينات وزيت التربنتين تلقائيًا عند ملامستها للهيدروكسيد في حالة مركزة.

تسمى الأملاح النترات. عند تسخينها تتحلل أو تظهر خصائص مؤكسدة. في الممارسة العملية ، يتم استخدامها كسماد. من الناحية العملية لا تحدث في الطبيعة بسبب قابليتها للذوبان العالية ، لذلك يتم الحصول على جميع الأملاح بشكل مصطنع باستثناء البوتاسيوم والصوديوم.

يتم الحصول على الحمض نفسه من الأمونيا المركبة ، وإذا لزم الأمر ، يتم تركيزه بعدة طرق:

• تحويل الميزان عن طريق زيادة الضغط ؛
• التسخين في وجود حامض الكبريتيك.
• التقطير.

ثم يتم استخدامه في الإنتاج. الأسمدة المعدنية، الأصباغ والأدوية ، الصناعة العسكرية ، رسومات الحامل ، المجوهرات ، التوليف العضوي. من حين لآخر ، يتم استخدام الحمض المخفف في التصوير الفوتوغرافي لتحمض حلول الصبغ.

حامض الكبريتيك

H 2 SO 4 هو حمض ثنائي القاعدة قوي. يبدو وكأنه سائل زيتي ثقيل عديم اللون ، عديم الرائحة. الاسم القديم هو فيتريول (محلول مائي) أو زيت لاغ (خليط مع ثاني أكسيد الكبريت). تم إعطاء هذا الاسم بسبب حقيقة أن التاسع عشر في وقت مبكرلعدة قرون ، تم إنتاج الكبريت في نباتات زجاجية. تكريما للتقاليد ، لا تزال هيدرات الكبريتات تسمى اللاذع حتى يومنا هذا.

يتم إنتاج الأحماض على نطاق صناعي ويبلغ حوالي 200 مليون طن سنويًا. يتم الحصول عليها عن طريق أكسدة ثاني أكسيد الكبريت بالأكسجين أو ثاني أكسيد النيتروجين في وجود الماء ، أو عن طريق تفاعل كبريتيد الهيدروجين مع النحاس أو الفضة أو الرصاص أو كبريتات الزئبق. المادة المركزة الناتجة هي عامل مؤكسد قوي: فهي تزيح الهالوجينات من الأحماض المقابلة ، وتحول الكربون والكبريت إلى أكاسيد حمضية. ثم يتم اختزال الهيدروكسيد إلى ثاني أكسيد الكبريت أو كبريتيد الهيدروجين أو الكبريت. عادة لا يظهر الحمض المخفف خواص مؤكسدة ويشكل أملاحًا أو إسترات متوسطة وحمضية.

يمكن الكشف عن المادة وتحديدها من خلال التفاعل مع أملاح الباريوم القابلة للذوبان ، ونتيجة لذلك تترسب مادة بيضاء من الكبريتات.

في المستقبل ، يتم استخدام الحمض في معالجة الخامات ، وإنتاج الأسمدة المعدنية ، والألياف الكيماوية ، والأصباغ ، وتشكيل الدخان والمتفجرات ، والصناعات المختلفة ، والتوليف العضوي ، كإلكتروليت ، للحصول على الأملاح المعدنية.

لكن الاستخدام مرتبط بمخاطر معينة. تسبب المادة المسببة للتآكل حروقًا كيميائية عند ملامستها للجلد أو الأغشية المخاطية. عند الاستنشاق ، يظهر السعال لأول مرة ، وبعد ذلك - الأمراض الالتهابيةالحنجرة والقصبة الهوائية والشعب الهوائية. تجاوز الحد الأقصى للتركيز المسموح به وهو 1 مجم لكل متر مكعبمميت.

يمكنك مواجهة أبخرة حامض الكبريتيك ليس فقط في الصناعات المتخصصة ، ولكن أيضًا في أجواء المدينة. يحدث هذا عندما تنبعث من النباتات الكيميائية والمعدنية أكاسيد الكبريت ، والتي تسقط بعد ذلك على شكل أمطار حمضية.

أدت كل هذه الأخطار إلى حقيقة أن تداول أكثر من 45 ٪ من التركيز الشامل في روسيا محدود.

حمض السلفوراس

H 2 SO 3 حمض أضعف من حمض الكبريتيك. تختلف صيغته عن طريق ذرة أكسجين واحدة فقط ، لكن هذا يجعلها غير مستقرة. لم يتم عزله في الحالة الحرة ؛ إنه موجود فقط في المحاليل المائية المخففة. يمكن التعرف عليها برائحة نفاذة معينة تذكرنا بمباراة محترقة. ولتأكيد وجود أيون الكبريتيت - بالتفاعل مع برمنجنات البوتاسيوم ، ونتيجة لذلك يصبح محلول البنفسج الأحمر عديم اللون.

يمكن للمادة في ظل ظروف مختلفة أن تعمل كعامل مختزل وعامل مؤكسد ، وتشكل أملاحًا حمضية ومتوسطة. يتم استخدامه لحفظ الطعام ، والحصول على السليلوز من الخشب ، وكذلك للتبييض الدقيق للصوف والحرير وغيرها من المواد.

صحيح حامض الفوسفوريك

H 3 RO 4 هو حمض متوسط ​​القوة يشبه بلورات عديمة اللون. يسمى حمض الفوسفوريك أيضًا بمحلول 85 ٪ من هذه البلورات في الماء. يبدو كسائل شراب عديم الرائحة عرضة لانخفاض درجة حرارة الجسم. يؤدي التسخين فوق 210 درجة مئوية إلى تحوله إلى حمض البيروفوسفوريك.

حمض الفوسفوريك قابل للذوبان في الماء بدرجة عالية ، معادل بالقلويات وهيدرات الأمونيا ، ويتفاعل مع المعادن ، ويشكل مركبات بوليمرية.

يمكنك الحصول على الجوهر طرق مختلفة:

• إذابة الفسفور الأحمر في الماء تحت الضغط ، عند درجة حرارة 700-900 درجة ، باستخدام البلاتين أو النحاس أو التيتانيوم أو الزركونيوم ؛
• غليان الفسفور الأحمر في حمض النيتريك المركز ؛
• إضافة حمض النيتريك المركز الساخن إلى الفوسفين ؛
• أكسدة فوسفين الأكسجين عند 150 درجة ؛
• التعرض للديكوسايد رباعي الفوسفور بدرجة حرارة 0 درجة ، ثم زيادته التدريجية إلى 20 درجة والانتقال السلس إلى الغليان (هناك حاجة إلى الماء في جميع المراحل) ؛
• عن طريق إذابة خماسي كلوريد أو أكسيد الفوسفور ثلاثي كلوريد في الماء.

تطبيق المنتج الناتج واسع. بفضل مساعدتها ، يتم تقليل التوتر السطحي وإزالة الأكاسيد من الأسطح المعدة للحام ، ويتم تنظيف المعادن من الصدأ ويتم إنشاء فيلم واقي على سطحها يمنع المزيد من التآكل. بالإضافة إلى ذلك ، يستخدم حمض الفوسفوريك في المجمدات الصناعية وللبحث في البيولوجيا الجزيئية.

أيضا ، المركب هو جزء من السوائل الهيدروليكية للطيران والمضافات الغذائية ومنظمات الحموضة. يتم استخدامه في زراعة الفراء للوقاية من تحص بولي في المنك وفي طب الأسنان للتلاعب قبل الحشو.

حمض البيروفوسفوريك

H 4 P 2 O 7 هو حمض يتميز بأنه قوي في الخطوة الأولى وضعيف في الباقي. يذوب بدون تحلل لأن هذه العملية تتطلب التسخين في الفراغ أو وجود أحماض قوية. يتم تحييده بواسطة القلويات ويتفاعل مع بيروكسيد الهيدروجين. احصل عليه بإحدى الطرق التالية:

• تحلل ديكاوكسيد رباعي الفوسفور في الماء عند درجة حرارة صفر ، ثم تسخينه إلى 20 درجة ؛
• تسخين حامض الفوسفوريك إلى 150 درجة ؛
• تفاعل حامض الفوسفوريك المركز مع ديكاوكسيد رباعي الفوسفور عند 80-100 درجة.

يستخدم المنتج بشكل أساسي في إنتاج الأسمدة.

بالإضافة إلى هؤلاء ، هناك العديد من الممثلين الآخرين لهيدروكسيدات الحمض. كل واحد منهم له خصائصه وخصائصه ، ولكن بشكل عام ، تكمن الخواص الحمضية للأكاسيد والهيدروكسيدات في قدرتها على فصل الهيدروجين ، والتحلل ، والتفاعل مع القلويات والأملاح والمعادن.

قد يتفاعل البوتاسيوم أو الصوديوم أو الليثيوم مع الماء. في هذه الحالة ، توجد المركبات المتعلقة بالهيدروكسيدات في نواتج التفاعل. تعود خصائص هذه المواد ، وخصائص مسار العمليات الكيميائية التي تشارك فيها القواعد ، إلى وجود مجموعة الهيدروكسيل في جزيئاتها. لذلك ، في تفاعلات التفكك الإلكتروليتي ، تنقسم القواعد إلى أيونات معدنية وأنيونات OH. كيف تتفاعل القواعد مع الأكاسيد والأحماض والأملاح غير المعدنية ، سننظر في مقالتنا.

التسمية وهيكل الجزيء

لتسمية القاعدة بشكل صحيح ، تحتاج إلى إضافة كلمة هيدروكسيد إلى اسم العنصر المعدني. لنجلب أمثلة ملموسة. تنتمي قاعدة الألومنيوم إلى هيدروكسيدات مذبذبة ، وخصائصها التي سننظر فيها في المقالة. التواجد الإلزامي في الجزيئات الأساسية لمجموعة الهيدروكسيل المرتبطة بكاتيون معدني نوع أيونيمكن تحديد الروابط باستخدام مؤشرات مثل الفينول فثالين. في الوسط المائي ، يتم تحديد فائض أيونات OH من خلال تغيير لون محلول المؤشر: يصبح الفينول فثالين عديم اللون قرمزيًا. إذا أظهر المعدن عدة تكافؤات ، فيمكن أن يشكل قواعد متعددة. على سبيل المثال ، يحتوي الحديد على قاعدتين ، حيث يساوي 2 أو 3. يتميز المركب الأول بعلامات الثاني - مذبذب. لذلك ، تختلف خصائص الهيدروكسيدات الأعلى عن المركبات التي يكون فيها المعدن درجة تكافؤ أقل.

الصفات الفزيائية

القواعد هي مواد صلبة مقاومة للحرارة. فيما يتعلق بالماء ، يتم تقسيمها إلى قابلة للذوبان (قلوية) وغير قابلة للذوبان. تتكون المجموعة الأولى من معادن نشطة كيميائيًا - عناصر من المجموعتين الأولى والثانية. تتكون المواد غير القابلة للذوبان في الماء من ذرات من معادن أخرى ، يكون نشاطها أقل من الصوديوم أو البوتاسيوم أو الكالسيوم. ومن أمثلة هذه المركبات قواعد الحديد أو النحاس. تعتمد خصائص الهيدروكسيدات على مجموعة المواد التي تنتمي إليها. لذلك ، القلويات مستقرة حرارياً ولا تتحلل عند تسخينها ، بينما القواعد غير قابلة للذوبان في الماء تحت تأثير درجة حرارة عاليةتتحلل لتكوين أكسيد وماء. على سبيل المثال ، تتحلل القاعدة النحاسية على النحو التالي:

Cu (OH) 2 \ u003d CuO + H 2 O

الخواص الكيميائية للهيدروكسيدات

يُطلق على التفاعل بين أهم مجموعتين من المركبات - الأحماض والقواعد - في الكيمياء تفاعل معادلة. يمكن تفسير هذا الاسم من خلال حقيقة أن الهيدروكسيدات والأحماض العدوانية كيميائيًا تشكل منتجات محايدة - الأملاح والماء. نظرًا لكونه ، في الواقع ، عملية تبادل بين مادتين معقدتين ، فإن التحييد هو سمة لكل من القواعد القلوية والقواعد غير القابلة للذوبان في الماء. فيما يلي معادلة تفاعل التعادل بين البوتاس الكاوية وحمض الهيدروكلوريك:

KOH + حمض الهيدروكلوريك \ u003d KCl + H 2 O

من الخصائص المهمة للقواعد المعدنية القلوية قدرتها على التفاعل مع الأكاسيد الحمضية ، مما ينتج عنه الملح والماء. على سبيل المثال ، بتمرير ثاني أكسيد الكربون عبر هيدروكسيد الصوديوم ، يمكنك الحصول على كربوناته وماءه:

2NaOH + CO 2 \ u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

تشمل تفاعلات التبادل الأيوني التفاعل بين القلويات والأملاح ، مما يؤدي إلى تكوين هيدروكسيدات أو أملاح غير قابلة للذوبان. لذلك ، صب المحلول بالتنقيط في محلول كبريتات النحاس ، يمكنك الحصول على ترسبات تشبه الهلام الأزرق. قاعدة نحاسية غير قابلة للذوبان في الماء:

CuSO 4 + 2NaOH \ u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

تختلف الخصائص الكيميائية للهيدروكسيدات ، غير القابلة للذوبان في الماء ، عن القلويات في أنها تفقد الماء عند التسخين الطفيف - فهي تجف وتتحول إلى شكل الأكسيد الأساسي المقابل.

قواعد تظهر خصائص مزدوجة

إذا كان عنصر أو يمكن أن يتفاعل مع كل من الأحماض والقلويات ، فإنه يسمى مذبذب. وتشمل هذه ، على سبيل المثال ، الزنك والألمنيوم وقواعدها. تجعل خصائص الهيدروكسيدات المذبذبة من الممكن تدوين صيغها الجزيئية في كل من عزل مجموعة الهيدروكسو وفي شكل أحماض. دعونا نقدم عدة معادلات لتفاعلات قاعدة الألومنيوم مع حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم. يوضحون خصائص خاصةالهيدروكسيدات المتعلقة بالمركبات المتذبذبة. يحدث التفاعل الثاني مع اضمحلال القلويات:

2Al (OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

Al (OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

ستكون نواتج العمليات هي الماء والأملاح: كلوريد الألومنيوم وألومينات الصوديوم. جميع القواعد المتذبذبة غير قابلة للذوبان في الماء. يتم الحصول عليها نتيجة تفاعل الأملاح والقلويات المقابلة.

طرق الحصول عليها والتطبيق

في الصناعة التي تتطلب كميات كبيرة من القلويات ، يتم الحصول عليها عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح التي تحتوي على كاتيونات المعادن النشطة من المجموعتين الأولى والثانية من النظام الدوري. المادة الخام للاستخراج ، على سبيل المثال ، الصوديوم الكاوية ، هي محلول من الملح الشائع. ستكون معادلة التفاعل:

2NaCl + 2H 2 O \ u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2

يتم الحصول على قواعد المعادن منخفضة النشاط في المختبر عن طريق تفاعل القلويات مع أملاحها. ينتمي التفاعل إلى نوع التبادل الأيوني وينتهي بترسيب القاعدة. طريقة بسيطة للحصول على القلويات هي تفاعل الاستبدال بين المعدن النشط والماء. يرافقه تسخين الخليط المتفاعل وينتمي إلى النوع الطارد للحرارة.

تستخدم خصائص الهيدروكسيدات في الصناعة. تلعب القلويات دورًا خاصًا هنا. يتم استخدامها كمنظفات للكيروسين والبنزين ، لإنتاج الصابون ، ومعالجة الجلود الطبيعية ، وكذلك في تقنيات إنتاج الحرير الصناعي والورق.

الخصائص الفيزيائية

الصيغة العامة لهيدروكسيدات الفلزات القلوية هي MON.

جميع هيدروكسيدات الفلزات القلوية عبارة عن مواد استرطابية عديمة اللون ، سهلة الذوبان في الهواء ، قابلة للذوبان جيدًا في الماء والإيثانول ، مع الانتقال من LiOH إلى CsOH ، تزداد قابلية الذوبان.

بعض الخصائص الفيزيائيةيتم عرض هيدروكسيدات الفلزات القلوية في الجدول.

الخواص الكيميائية

تذوب هيدروكسيدات جميع المعادن القلوية دون تحلل ، ويتحلل هيدروكسيد الليثيوم عند تسخينه إلى درجة حرارة 600 درجة مئوية:

2LiOH \ u003d Li 2 O + H 2 O.

تظهر جميع الهيدروكسيدات خصائص القواعد القوية. في الماء ، ينفصلون تمامًا تقريبًا:

هيدروكسيد الصوديوم = Na + + OH -.

تتفاعل مع أكاسيد اللافلزات:

KOH + CO 2 \ u003d KHCO 3 ؛

2NaOH + CO 2 \ u003d Na 2 CO 3 + H 2 O ؛

2KOH + 2NO 2 = KNO 3 + KNO 2 + H 2 O.

تتفاعل مع الأحماض ، تدخل في تفاعل معادل:

هيدروكسيد الصوديوم + حمض الهيدروكلوريك \ u003d NaCl + H 2 O ؛

KOH + HNO 3 \ u003d KNO 3 + H 2 O.

أدخل في تبادل التفاعلات مع الأملاح:

2NaOH + CuCl 2 = Cu (OH) 2 + 2NaCl.

تفاعل مع الهالوجينات:

2KOH + Cl 2 \ u003d KClO + KCl + H 2 O (في البرد) ؛

6KOH + 3Cl 2 \ u003d KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (عند تسخينها).

في الحالة المنصهرة ، يتفاعلون مع المعادن المذبذبة وأكاسيدها:

2KOH + Zn \ u003d K 2 ZnO 2 + H 2 ؛

2KOH + ZnO = K 2 ZnO 2 + H 2 O.

المحاليل المائية للهيدروكسيدات ، عند التفاعل مع المعادن المذبذبة ، أكاسيدها وهيدروكسيداتها ، تشكل معقدات هيدروكسو:

2NaOH + Be + 2H 2 O \ u003d Na 2 + H 2 ؛

2NaOH + BeO + H 2 O \ u003d Na 2 ؛

2NaOH + Be (OH) 2 = Na 2.

تتفاعل المحاليل المائية وذوبان الهيدروكسيدات مع البورون والسيليكون وأكاسيدها وأحماضها:

4NaOH + 4B + 3O 2 = 4NaBO 2 + 2H 2 O (تذوب) ؛

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 (محلول).

إيصال

يتم الحصول على هيدروكسيدات الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المركزة من كلوريداتها ، بينما يتم إطلاق الهيدروجين عند الكاثود ، ويتكون الكلور عند الأنود:

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

يتم الحصول على هيدروكسيدات الروبيديوم والسيزيوم من أملاحها باستخدام تفاعلات التبادل:

Rb 2 SO 4 + Ba (OH) 2 \ u003d 2RbOH + BaSO 4.

المعادن الأرضية القلوية

خصائص معادن الأرض القلوية

العدد الذري	اسم	الكتلة الذرية	التكوين الإلكترونية	ص ز / سم 3	ر ر ر. درجة مئوية	ر ° الغليان درجة مئوية	EO	نصف القطر الذري، نانومتر	حالة الأكسدة
	البيريليوم كن	9,01	2 ثانية 2	1,86			1,5	0,113	+2
	المغنيسيوم ملغ	24,3	3 ثانية 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	الكالسيوم Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	السترونتيوم الأب	87,62	5 ثانية 2	2,67			1,0	0,213	+2
	الباريوم با	137,34	6 s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	الراديوم رع		7 ثانية 2	~6	~700		0,9	–	+2

الخصائص الفيزيائية

المعادن الأرضية القلوية (مقارنة بالمعادن القلوية) لديها أعلى درجة مئوية. و t ° الغليان ، جهد التأين ، الكثافة والصلابة.

الخواص الكيميائية

1. رد الفعل للغاية.

2. يكون التكافؤ الموجب +2.

3. تفاعل مع الماء في درجة حرارة الغرفة(باستثناء Be) مع تطور الهيدروجين.

4. لديهم انجذاب كبير للأكسجين (عوامل الاختزال).

5. أنها تشكل هيدريدات شبيهة بالملح EH 2 مع الهيدروجين.

6. الأكاسيد لها الصيغة العامة EO. الميل نحو تكوين البيروكسيدات أقل وضوحًا من الفلزات القلوية.

التواجد في الطبيعة

3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 - البريل

MgCO 3 - المغنسيت

CaCO 3 MgCO 3 - الدولوميت

KCl MgSO 4 3H 2 O - كينيت

KCl MgCl 2 6H 2 O - كارناليت

كربونات الكالسيوم 3 - الكالسيت (الحجر الجيري والرخام وما إلى ذلك)

Ca 3 (PO4) 2 - الأباتيت والفوسفوريت

CaSO 4 2H 2 O - الجبس

CaSO 4 - الأنهيدريت

CaF 2 - فلورسبار (فلوريت)

SrSO 4 - سلستين

SrCO 3 - السترونتيانيت

BaSO 4 - الباريت

باكو 3 - يذريت

إيصال

يتم الحصول على البريليوم عن طريق تقليل الفلوريد:

BeF 2 + Mg - t ° ® Be + MgF 2

يتم الحصول على الباريوم عن طريق تقليل الأكسيد:

3BaO + 2Al - t ° ® 3Ba + Al 2 O 3

يتم الحصول على المعادن المتبقية عن طريق التحليل الكهربائي لذوبان الكلوريد:

CaCl 2 ® Ca + Cl 2

الكاثود: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0

الأنود: 2Cl - - 2ē ® Cl 0 2

تعتبر معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية عوامل اختزال قوية ؛ في المركبات ، فإنها تظهر فقط حالة الأكسدة +2. يزيد نشاط المعادن وقدرتها على الاختزال في السلسلة: –Be – Mg – Ca – Sr – Ba®

1. التفاعل مع الماء.

في ظل الظروف العادية ، يكون سطح Be و Mg مغطى بطبقة أكسيد خاملة ، لذا فهي مقاومة للماء. في المقابل ، تذوب Ca و Sr و Ba في الماء لتكوين هيدروكسيدات ، وهي قواعد قوية:

Mg + 2H 2 O - t ° ® Mg (OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2

2. التفاعل مع الأكسجين.

جميع المعادن من أكاسيد RO ، بيروكسيد الباريوم - BaO 2:

2 ملغ + س 2 ® 2 مغ أ

Ba + O 2 ® BaO 2

3 - تتكون المركبات الثنائية من غير فلزات أخرى:

Be + Cl 2 ® BeCl 2 (هاليدات)

Ba + S ® BaS (كبريتيدات)

3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (نيتريد)

Ca + H 2 ® CaH 2 (هيدرات)

Ca + 2C ® CaC 2 (كربيدات)

3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (الفوسفات)

يتفاعل البريليوم والمغنيسيوم ببطء نسبيًا مع اللافلزات.

4. جميع المعادن تذوب في الأحماض:

Ca + 2HCl ® CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (razb.) ® MgSO 4 + H 2

يذوب البريليوم أيضًا في المحاليل المائية للقلويات:

كن + 2NaOH + 2H 2 O ® Na 2 + H 2

5. رد فعل نوعي على الكاتيونات الفلزية الأرضية القلوية - تلوين اللهب بالألوان التالية:

Ca 2+ - برتقالي غامق

ريال 2+ - أحمر غامق

Ba 2+ - أخضر فاتح

عادةً ما يتم فتح كاتيون Ba 2+ عن طريق تفاعل متبادل مع حامض الكبريتيك أو أملاحه:

كبريتات الباريوم عبارة عن راسب أبيض غير قابل للذوبان في الأحماض المعدنية.

أكاسيد الفلزات القلوية الترابية

إيصال

1) أكسدة المعادن (باستثناء Ba ، التي تشكل بيروكسيد)

2) التحلل الحراري للنترات أو الكربونات

كربونات الكالسيوم 3 - t ° ® CaO + CO 2

2 مجم (NO 3) 2 - t ° ® 2MgO + 4NO 2 + O 2

الخواص الكيميائية

أكاسيد قاعدية نموذجية. تفاعل مع الماء (باستثناء BeO) وأكاسيد الأحماض والأحماض

MgO + H 2 O ® Mg (OH) 2

3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 ® كن (NO 3) 2 + H 2 O

BeO - أكسيد مذبذب ، قابل للذوبان في القلويات:

BeO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2

هيدروكسيدات فلز الأرض القلوية R (OH) 2

إيصال

تفاعلات معادن الأرض القلوية أو أكاسيدها مع الماء:

Ba + 2H 2 O ® Ba (OH) 2 + H 2

CaO (الجير الحي) + H 2 O ® Ca (OH) 2 (الجير المطفأ)

الخواص الكيميائية

هيدروكسيدات R (OH) 2 - مواد بلورية بيضاء ، قابلة للذوبان في الماء أسوأ من هيدروكسيدات الفلزات القلوية (تقل قابلية ذوبان الهيدروكسيدات مع تناقص الرقم التسلسلي ؛ يكون (OH) 2 - غير قابل للذوبان في الماء ، قابل للذوبان في القلويات). تزيد قاعدة R (OH) 2 بزيادة العدد الذري:

يكون (OH) 2 - هيدروكسيد مذبذب

Mg (OH) 2 - قاعدة ضعيفة

الهيدروكسيدات المتبقية هي قواعد قوية (قلويات).

1) التفاعلات مع أكاسيد الحمض:

Ca (OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 + H 2 O

Ba (OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 + H 2 O

2) التفاعلات مع الأحماض:

ملغ (أوه) 2 + 2CH 3 COOH ® (CH 3 COO) 2 ملغ + 2 س 2 س

Ba (OH) 2 + 2HNO 3 ® Ba (NO 3) 2 + 2H 2 O

3) تبادل التفاعلات مع الأملاح:

Ba (OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯ + 2KOH

4) تفاعل هيدروكسيد البريليوم مع القلويات:

Be (OH) 2 + 2NaOH ® Na 2

عسر الماء

تسمى المياه الطبيعية التي تحتوي على أيونات Ca 2+ و Mg 2+ صلبة. الماء العسر عند غليه يشكل مقياسًا ، فإنه لا يغلي ناعمًا منتجات الطعام; المنظفاتلا تعطي رغوة.

عسر الكربونات (المؤقتة) ناتج عن وجود بيكربونات الكالسيوم والمغنيسيوم في الماء ، والصلابة غير الكربونية (الدائمة) - الكلوريدات والكبريتات.

يعتبر مجموع عسر الماء مجموع الكربونات وغير الكربونات.

تتم إزالة عسر الماء عن طريق ترسيب أيونات Ca 2+ و Mg 2+ من المحلول.

تسمى هيدرات الأكاسيد مجتمعة هيدروكسيدات. . تسمى القواعد (الهيدروكسيدات الأساسية) هيدرات الأكاسيد القاعدية ، الصيغة العامة هي أنا( أوه) ن. يحدد عدد مجموعات الهيدروكسيل (OH) في الجزيء حموضته.

معظم القواعد غير قابلة للذوبان في الماء فقطهيدروكسيدات القلوية و القلوية الترابيةالمعادن (يطلق عليهمالقلويات) وكذلك الأمونيوم . في المحاليل المائية ، تنفصل القواعد إلى مجموعة هيدروكسيل الكاتيون المعدني ، وتتفكك الهيدروكسيدات الأمفوتيريةعلى حد سواء كحمض وكقاعدة . قواعد بولي أسيد تنفصل في خطوات:

أنا x + + سوه - ⇌ أنا (يا) x ≡H x MeO x ⇌ x ح + + MeO x x - (تفكك هيدروكسيد مذبذب (مخطط عام))

*هذا مثير للاهتمام

يوجد الآن 3 نظريات رئيسية للأحماض والقواعد:

1. نظرية بروتوليتي برونستيد - لوري فيه حامض-جزيء أو أيون قادر على أن يكون متبرعًا في تفاعل معين البروتونات ، على التوالي ، القواعد هي جزيئات أو أيونات تربط البروتونات. تسمى كل من الأحماض والقواعد بروتوليث.

2. نظرية حمض لويس والقاعدة . في ذلك ، الحمض هو أي جسيم قادر على قبول زوج من الإلكترونات ، والقاعدة هي جسيم قادر على التبرع بهذا الزوج. نظرية لويس مشابهة جدًا للنظرية Bronsted - Lowry ، ولكنه يختلف عنه في أنه يغطي نطاقًا أوسع من المركبات.

3. نظرية أوسانوفيتش. في ذلك ، الحمض عبارة عن جسيم يمكنه فصل الكاتيونات ، بما في ذلك البروتون ، أو إضافة الأنيونات ، بما في ذلك الإلكترون. القاعدة عبارة عن جسيم يمكنه قبول بروتون وكاتيونات أخرى أو التبرع بإلكترون وأنيونات أخرى. .

التسمية:

تسمى المركبات غير العضوية التي تحتوي على مجموعات -OH هيدروكسيدات. هيدروكسيد الصوديوم - هيدروكسيد الصوديوم ، Fe (OH) 2 - هيدروكسيد الحديد (II) ،با (OH ) 2-هيدروكسيد الباريوم. (بين قوسين يشار إلى تكافؤ العنصر (إذا كان متغيرًا))

بالنسبة للمركبات التي تحتوي على الأكسجين ، يتم استخدام أسماء الهيدروكسيدات ، مع البادئة "meta": AlO (OH) - metahydroxide الألومنيوم ،مينيسوتا O (OH) - ميتاهيدروكسيد المنغنيز

بالنسبة للأكاسيد المبللة بعدد غير محدد من جزيئات الماء ، أنا 2 سن ن ح 2 O ، من غير القانوني كتابة صيغ مثلأنا (أوه) ن . لا ينصح أيضًا باستدعاء هذه المركبات هيدروكسيدات. أمثلة على الاسم: تل 2 O 3 ∙ n H 2 O - الثاليوم (III) أكسيد متعدد الهيدرات ، MnO 2 ، إن إتش 2 O - المنغنيز (IV) أكسيد متعدد الهيدرات

هناك أيضا هيدرات -NH 3 ∙ H 2 O (هيدراتالأمونيا) \ u003d NH 4 OH (هيدروكسيد الأمونيوم).

تعطي القواعد الأملاح عند التفاعل مع الأحماض (تفاعل التعادل) ، عند التفاعل مع أكسيد الحمض ، هيدروكسيد مذبذب ، معدن مذبذب ، أكسيد مذبذب ، غير فلز.

هيدروكسيد الصوديوم + حمض الهيدروكلوريك → NaCl + H 2 ا(تفاعل التعادل)

2 ناوه + 2 2 → نانو 3 + نانو 2 + ح 2 ا(تفاعل مع أنهيدريد مختلط)

Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 ا(يستمر التفاعل بدون تسخين)

Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3 ح 2 ا(يستمر التفاعل بالتسخين)

3S + 6 NaOH → 2Na 2 S + نا 2 لذا 3 + 3 ح 2 ا

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

ال 2 ا 3 + 6 ناوه → 2 نا 3 AlO 3 + 3 ح 2 ا

هيدروكسيد الصوديوم + آل (أوه) 3 → نا

طرق الحصول على الأسس:

1. تفاعل معادن التربة القلوية والقلوية والأمونيا مع الماء. المعادن (الأرض القلوية أو القلوية فقط) ، التي تتفاعل مع الماء تشكل القلويات وتطلق الهيدروجين. تتفاعل الأمونيا مع الماء لتكوين مركب غير مستقر NH 4 أوه:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H. 2

با + 2 ح 2 O → با ( أوه ) 2 + ح 2

نيو هامبشاير 3 + ح 2 O↔NH 4 أوه

2. الارتباط المباشر بواسطة الأكاسيد الأساسية بالماء. معظم الأكاسيد الأساسية لا تضيف الماء بشكل مباشر ، فقط أكاسيد الفلزات القلوية (الفلزات القلوية) والفلزات القلوية الترابية (الفلزات القلوية الترابية) ، التي تربط الماء ، تشكل القواعد:

لي 2 O + H 2 O → 2LiOH

BaO + H 2 O → با ( أوه ) 2

3. تفاعل الملح . هذه إحدى أكثر الطرق شيوعًا للحصول على الأملاح والقواعد. نظرًا لأن هذا هو تفاعل التبادل الأيوني ، يجب أن يكون كلا المتفاعلين قابلين للذوبان ، ويجب ألا يكون أحد النواتج:

هيدروكسيد الصوديوم + فيكل 3 → 3NaCl + Fe (أوه) 3 ↓

نا 3 ص 4 + 3 LiOH → 3NaOH + Li 3 ص 4 ↓

4. التحليل الكهربائي لمحاليل الملحقلويو المعادن الأرضية القلوية . في التحليل الكهربائي للمحاليلبيانات الملح المعادنأبداًلا يتم إطلاقها عند الكاثود (بدلاً من ذلك ، يتم إطلاق الهيدروجين من الماء: و 2 H. 2 O-2e - \ u003d H 2 ↓ + 2OH - ) ، ويتم تقليل الهالوجين عند الأنود (الكل ما عدا F. - ) ، أو في حالة وجود حمض يحتوي على الأكسجين ، يحدث التفاعل التالي:

2 ح 2 O-4e - = 4 ح + + س 2 ، يتم تقليل الهالوجينات وفقًا للمخطط: 2X - -2e - = س 2 (حيث X عبارة عن هالوجين)

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + ح 2

يتراكم القلوي في محلول مائي ، والذي يمكن بعد ذلك عزله عن طريق تبخير المحلول.

هذا مثير للاهتمام:

تتفاعل البيروكسيدات والأكسدة الفائقة من معادن الأرض القلوية والقلوية مع الماء لتكوين الهيدروكسيد المقابل وبيروكسيد الهيدروجين.

نا 2 ا 2 +2 ح 2 ا →2 هيدروكسيد الصوديوم + ح 2 ا 2

4NaO 2 + 2 ح 2 ا →4 نا أوه + 3O 2

تتيح نظرية Bronsted-Lowry تحديد قوة القواعد ، أي قدرتها على فصل البروتون عن الأحماض. يتم ذلك عادةً باستخدام الثابت الأساسي Kب . على سبيل المثال ، بالنسبة للأمونيا كقاعدة برونزية ، يمكن للمرء أن يكتب:

نيو هامبشاير 3 + ح 2 ا ↔ نيو هامبشاير 4 + + أوه -

لعرض أكثر ملاءمة للثوابت القاعدية ، يتم استخدام اللوغاريتم السالب: pK ب = -سجل ك ب . ومن المنطقي أيضًا أن تزداد قوة القواعد في سلسلة الضغوط المعدنية من اليمين إلى اليسار.

هيدروكسيد الصوديوم + ج 2 ح 5 Cl → كلوريد الصوديوم + ج 2 ح 4 + ح 2 ا (طريقة للحصول على الألكينات ، الإيثيلين (الإيثين) في هذه الحالة) ، تم استخدام محلول كحول من هيدروكسيد الصوديوم.

هيدروكسيد الصوديوم + ج 2 ح 5 Cl → كلوريد الصوديوم + ج 2 ح 5 أوه (طريقة للحصول على الكحول ، الإيثانول في هذه الحالة) ، تم استخدام محلول مائي من هيدروكسيد الصوديوم.

2 هيدروكسيد الصوديوم + ج 2 ح 5 Cl →2 كلوريد الصوديوم + ج 2 ح 2 + ح 2 ا (طريقة للحصول على الألكينات ، الأسيتيلين (إيثين) في هذه الحالة) ، تم استخدام محلول كحول من هيدروكسيد الصوديوم.

ج 6 ح 5 أوه (الفينول)+ هيدروكسيد الصوديوم → ج 6 ح 5 على + ح 2 ا

ناتج استبدال أحد هيدروجين الأمونيا لمجموعة الهيدروكسيل هو هيدروكسيل أمين ( نيو هامبشاير 2 أوه). يتشكل أثناء التحليل الكهربائي لحمض النيتريك (مع الزئبق أو كاثودات الرصاص) ، نتيجة اختزاله بواسطة الهيدروجين الذري ، والذي يتشكل عندما يتم تحليل الماء كهربائياً بالتوازي:

HNO 3 +6 ح → نيو هامبشاير 2 أوه +2 ح 2 ا

2 ح 2 ا → 2 ح 2 + ا 2

هيدروكسيدات مذبذبة.

تعطي هذه المركبات الأملاح عند التفاعل مع الأحماض (الأملاح المتوسطة) وعند التفاعل مع القواعد (المركبات المعقدة). جميع الهيدروكسيدات المذبذبة قابلة للذوبان بشكل طفيف. يمكن اعتبار تفككهم من حيث النوعين الأساسي والحمضي ، ولكن نظرًا لأن هاتين العمليتين تحدثان في وقت واحد ، يمكن كتابة العملية على النحو التالي (Me-metal):

أنا x + + سوه - ⇌ أنا (يا) x ≡H x MeO x ⇌ xح + + MeO x س-

نظرًا لأن هيدروكسيدات الأمفوتريك عبارة عن هيدرات من أكاسيد مذبذبة ، فإن أبرز ممثليها هم هيدرات الأكاسيد التالية: ZnO ، Al 2 O 3 ، BeO ، SnO ، PbO ، Fe 2 O 3 ، Cr 2 O 3 ، MnO 2 ، TiO 2.

أمثلة على التفاعل:

هيدروكسيد الصوديوم + آل (أوه) 3 ↓ → نا- هيدروكس ألومينات الصوديوم

آل (أوه) 3 ↓ + 3HCl → AlCl 3 + 3 ح 2 ا

ولكن ، مع العلم أن الهيدروكسيدات المذبذبة تتفكك أيضًا وفقًا لنوع الحمض ، يمكن للمرء أن يكتب تفاعلها مع القلويات باستخدام معادلة أخرى:

Zn (يا) 2 ↓ + 2 NaOH → Na 2 (في الحل)

ح 2 ZnO 2 ↓ + 2 NaOH → Na 2 ZnO 2 + ح 2 ا(في الذوبان)

1)ح 3 AlO 3 ↓ + 3 ناو → نا 3 AlO 3 + 3 ح 2 ا(تم تكوين أورثوالومينات الصوديوم هنا (حدث التفاعل في محلول) ، ولكن إذا حدث التفاعل أثناء الاندماج ، فسيتم تكوين ميتالومينات الصوديوم)

2) HAlO 2 + هيدروكسيد الصوديوم → NaAlO 2 + ح 2 ا(تم تكوين ميتالومينات الصوديوم ، مما يعني أن أحماض أورثو ألمنيوم وميتالومينيك دخلت في تفاعلات 1 و 2 ، على التوالي)

عادة ما يتم الحصول على هيدروكسيدات الأمفوتريك عن طريق تفاعل أملاحها مع القلويات ، والتي يتم حساب مقدارها بدقة وفقًا لمعادلة التفاعل:

3NaOH + Cr (NO 3 ) 3 → 3NaNO 3 + كر (أوه) 3 ↓

2NaOH + Pb (CH 3 سجع) 2 → 2CH 3 كونا + الرصاص (أوه) 2 ↓

المحرر: خارلاموفا غالينا نيكولاييفنا

قواعد (هيدروكسيدات) – مواد معقدة، التي تحتوي جزيئاتها في تركيبها على مجموعة أو أكثر من مجموعات هيدروكسيل الهيدروكسيل. في أغلب الأحيان ، تتكون القواعد من ذرة معدنية ومجموعة OH. على سبيل المثال ، NaOH هو هيدروكسيد الصوديوم ، Ca (OH) 2 هو هيدروكسيد الكالسيوم ، إلخ.

هناك قاعدة - هيدروكسيد الأمونيوم ، حيث لا يتم ربط مجموعة الهيدروكسي بالمعدن ، ولكن بأيون NH 4 + (كاتيون الأمونيوم). يتكون هيدروكسيد الأمونيوم عن طريق إذابة الأمونيا في الماء (تفاعلات إضافة الماء إلى الأمونيا):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (هيدروكسيد الأمونيوم).

تكافؤ مجموعة الهيدروكسيل هو 1. يعتمد عدد مجموعات الهيدروكسيل في الجزيء الأساسي على تكافؤ المعدن ويساوي ذلك. على سبيل المثال ، NaOH ، LiOH ، Al (OH) 3 ، Ca (OH) 2 ، Fe (OH) 3 ، إلخ.

كل الأسباب -المواد الصلبة التي لها ألوان مختلفة. بعض القواعد قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء (هيدروكسيد الصوديوم ، KOH ، إلخ). ومع ذلك ، فإن معظمهم لا يذوب في الماء.

تسمى القواعد القابلة للذوبان في الماء القلويات.المحاليل القلوية "صابونية" ، زلقة الملمس وكاوية تمامًا. تشتمل القلويات على هيدروكسيدات الفلزات الأرضية القلوية والقلوية (KOH ، LiOH ، RbOH ، NaOH ، CsOH ، Ca (OH) 2 ، Sr (OH) 2 ، Ba (OH) 2 ، إلخ). الباقي غير قابل للذوبان.

قواعد غير قابلة للذوبان- هذه هيدروكسيدات مذبذبة ، والتي عند التفاعل مع الأحماض ، تعمل كقواعد وتتصرف مثل الأحماض ذات القلويات.

تختلف القواعد المختلفة في قدرتها على فصل مجموعات الهيدروكسي ، بحيث يتم تقسيمها إلى قواعد قوية وضعيفة وفقًا للميزة.

تتبرع القواعد القوية بسهولة بمجموعات الهيدروكسيل الخاصة بها في محاليل مائية ، لكن القواعد الضعيفة لا تفعل ذلك.

الخواص الكيميائية للقواعد

تتميز الخواص الكيميائية للقواعد بعلاقتها بالأحماض والأنهيدريدات الحمضية والأملاح.

1. العمل على المؤشرات. تغير المؤشرات لونها حسب التفاعل مع مختلف مواد كيميائية. في المحاليل المحايدة - لها لون واحد ، في المحاليل الحمضية - آخر. عند التفاعل مع القواعد ، فإنها تغير لونها: يتحول مؤشر الميثيل البرتقالي إلى أصفر، مؤشر عباد الشمس - بوصة لون ازرق، ويصبح الفينول فثالين ضارب إلى الحمرة.

2. تفاعل مع الأكاسيد الحمضيةتكوين الملح والماء:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. تتفاعل مع الأحماض ،تشكيل الملح والماء. يسمى تفاعل تفاعل القاعدة مع الحمض بتفاعل التعادل ، لأنه بعد اكتماله يصبح الوسيط محايدًا:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. تفاعل مع الأملاحتشكيل ملح وقاعدة جديدة:

2NaOH + CuSO 4 → Cu (OH) 2 + Na 2 SO4.

5. قادرة على التحلل إلى ماء وأكسيد قاعدي عند تسخينها:

Cu (OH) 2 \ u003d CuO + H 2 O.

هل لديك اسئلة؟ هل تريد معرفة المزيد عن المؤسسات؟
للحصول على مساعدة مدرس - سجل.
الدرس الأول مجاني!

الموقع ، مع النسخ الكامل أو الجزئي للمادة ، يلزم وجود رابط إلى المصدر.