Hüdroksiidide saamise meetodid. Hüdroksiidide keemilised omadused. Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega

Happelised hüdroksiidid on hüdroksüülrühma -OH ja metalli või mittemetalli anorgaanilised ühendid, mille oksüdatsiooniaste on +5, +6. Teine nimi on hapnikku sisaldavad anorgaanilised happed. Nende eripäraks on prootoni elimineerimine dissotsiatsiooni käigus.

Hüdroksiidide klassifikatsioon

Hüdroksiide nimetatakse ka hüdroksiidideks ja hüdraatideks. Peaaegu kõigil on need olemas keemilised elemendid, mõned on looduses laialt levinud, näiteks mineraalid hüdrargilliit ja brutsiit on vastavalt alumiinium- ja magneesiumhüdroksiidid.

Eristatakse järgmisi hüdroksiidide tüüpe:

• põhiline;
• amfoteerne;
• hape.

Klassifikatsioon põhineb sellel, kas hüdroksiidi moodustav oksiid on aluseline, happeline või amfoteerne.

Üldised omadused

Suurimat huvi pakuvad oksiidide ja hüdroksiidide happe-aluselised omadused, kuna nendest sõltub reaktsioonide võimalikkus. See, kas hüdroksiidil on happelised, aluselised või amfoteersed omadused, sõltub hapniku, vesiniku ja elemendi vahelise sideme tugevusest.

Tugevust mõjutab ioonpotentsiaal, mille suurenemisel nõrgenevad hüdroksiidide aluselised omadused ja suurenevad hüdroksiidide happelised omadused.

Kõrgemad hüdroksiidid

Kõrgemad hüdroksiidid on ühendid, milles moodustav element on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes. Need on klassi kõigi tüüpide hulgas. Aluse näide on magneesiumhüdroksiid. Alumiiniumhüdroksiid on amfoteerne, samas kui perkloorhapet võib klassifitseerida happeliseks hüdroksiidiks.

Nende ainete omaduste muutumist sõltuvalt moodustavast elemendist saab jälgida D. I. Mendelejevi perioodilise süsteemi järgi. Kõrgemate hüdroksiidide happelised omadused suurenevad vasakult paremale, samas kui metallilised omadused selles suunas nõrgenevad.

Aluselised hüdroksiidid

Kitsas tähenduses nimetatakse seda tüüpi alusteks, kuna OH-anioon eraldub dissotsiatsiooni käigus. Kõige kuulsamad neist ühenditest on leelised, näiteks:

• Kustutatud lubi Ca(OH) 2 kasutatakse valgendamisruumides, naha parkimisel, seenevastaste vedelike, mörtide ja betooni valmistamisel, vee pehmendamisel, suhkru, valgendi ja väetiste tootmisel, naatrium- ja kaaliumkarbonaatide söövitamisel, happeliste lahuste neutraliseerimisel, süsinikdioksiidi tuvastamisel, desinfitseerimisel, redutseerimisel mulla vastupidavus toidulisandina.
• Kaustiline kaaliumkloriid KOH, mida kasutatakse fotograafias, nafta rafineerimisel, toiduainete, paberi ja metallurgia tootmisel, samuti leelispatarei, happe neutraliseerija, katalüsaator, gaasipuhasti, pH regulaator, elektrolüüt, pesuainete komponent, puurimisvedelikud, värvained, väetised, orgaaniline kaalium Ja anorgaanilised ained, pestitsiidid, ravimid tüügaste raviks, seebid, sünteetiline kautšuk.
• NaOH, vajalik tselluloosi- ja paberitööstusele, rasvade seebistamine pesuvahendite tootmisel, hapete neutraliseerimine, biodiislikütuse tootmine, ummistuste lahustamine, mürgiste ainete degaseerimine, puuvilla ja villa töötlemine, pesuainete pesemine. hallitusseened, toiduainete tootmine, kosmetoloogia, fotograafia.

Aluselised hüdroksiidid tekivad vastavate metallioksiidide koostoimel veega, enamikul juhtudel oksüdatsiooniastmega +1 või +2. Nende hulka kuuluvad leelis-, leelismuld- ja üleminekuelemendid.

Lisaks saab aluseid saada järgmistel viisidel:

• leelise interaktsioon madala aktiivsusega metalli soolaga;
• leelis- või leelismuld-elemendi ja vee vaheline reaktsioon;
• soola vesilahuse elektrolüüs.

Happelised ja aluselised hüdroksiidid interakteeruvad üksteisega, moodustades soola ja vett. Seda reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimiseks ja see on titrimeetrilise analüüsi jaoks väga oluline. Lisaks kasutatakse seda igapäevaelus. Happe mahavalgumisel saab ohtliku reaktiivi neutraliseerida soodaga ja leelise jaoks kasutatakse äädikat.

Lisaks nihutavad aluselised hüdroksiidid lahuses dissotsiatsiooni käigus ioonilist tasakaalu, mis väljendub indikaatorite värvuse muutumises, ja astuvad vahetusreaktsioonidesse.

Kuumutamisel lagunevad lahustumatud ühendid oksiidiks ja veeks ning leelised sulavad. ja happeline oksiid moodustavad soola.

Amfoteersed hüdroksiidid

Mõnel elemendil on olenevalt tingimustest kas aluselised või happelised omadused. Nendel põhinevaid hüdroksiide nimetatakse amfoteerseteks. Neid on lihtne tuvastada kompositsioonis sisalduva metalli järgi, mille oksüdatsiooniaste on +3, +4. Näiteks valge želatiinne aine - alumiiniumhüdroksiid Al (OH) 3, mida kasutatakse vee puhastamisel selle suure adsorbeerimisvõime tõttu, vaktsiinide valmistamisel immuunvastust tugevdava ainena, meditsiinis happesõltuvuse raviks. haigused seedetrakti. See sisaldub sageli ka leegiaeglustavates plastides ja toimib katalüsaatorite kandjana.

Kuid on erandeid, kui elemendi oksüdatsiooniastme väärtus on +2. See on tüüpiline berülliumi, tina, plii ja tsingi puhul. Viimase metalli Zn(OH)2 hüdroksiidi kasutatakse laialdaselt keemiatööstuses, eelkõige erinevate ühendite sünteesiks.

Amfoteerset hüdroksiidi saab saada siirdemetallisoola lahuse reageerimisel lahjendatud leelisega.

Amfoteerne hüdroksiid ja happeoksiid, leelis või hape moodustavad koostoimel soola. Hüdroksiidi kuumutamine viib selle lagunemiseni veeks ja metahüdroksiidiks, mis edasisel kuumutamisel muudetakse oksiidiks.

Amfoteersed ja happelised hüdroksiidid käituvad aluselises keskkonnas sarnaselt. Hapetega suhtlemisel toimivad amfoteersed hüdroksiidid alustena.

Happelised hüdroksiidid

Seda tüüpi iseloomustab elemendi olemasolu koostises oksüdatsiooniastmes +4 kuni +7. Lahuses on nad võimelised loovutama vesinikkatiooni või vastu võtma elektronpaari ja moodustama kovalentne side. Enamasti on neil vedeliku agregatsiooni olek, kuid nende hulgas on ka tahkeid aineid.

Moodustab hüdroksiidhappe oksiidi, mis on võimeline moodustama soola ja sisaldab mittemetalli või siirdemetalli. Oksiid saadakse mittemetalli oksüdatsiooni, happe või soola lagunemise tulemusena.

Happelised avalduvad nende võimes värvida indikaatoreid, lahustada aktiivseid metalle vesiniku vabanemisega ning reageerida aluste ja aluseliste oksiididega. Nende eristav omadus osaleb redoksreaktsioonides. Keemilise protsessi käigus seovad nad enda külge negatiivselt laetud elementaarosakesed. Võime toimida elektroni aktseptorina nõrgeneb lahjendamisel ja sooladeks muutumisel.

Seega on võimalik eristada mitte ainult hüdroksiidide happe-aluselisi omadusi, vaid ka oksüdeerivaid omadusi.

Lämmastikhape

HNO 3 peetakse tugevaks ühealuseliseks happeks. See on väga mürgine, jätab nahale haavandid koos naha kollase määrdumisega ja selle aurud ärritavad koheselt hingamisteede limaskesta. Vananenud nimi on kange viin. See kuulub happeliste hüdroksiidide hulka, vesilahustes dissotsieerub täielikult ioonideks. Väliselt näeb see välja nagu värvitu vedelik, mis suitseb õhus. Vesilahust loetakse kontsentreerituks, mis sisaldab 60–70% ainet ja kui sisaldus ületab 95%, siis nimetatakse seda suitsevaks lämmastikhappeks.

Mida suurem on kontsentratsioon, seda tumedam on vedelik. Valguse käes või vähesel kuumutamisel lagunemisel oksiidiks, hapnikuks ja veeks võib see olla isegi pruuni värvi, mistõttu tuleks seda hoida pimedas klaasnõus jahedas kohas.

Keemilised omadused happehüdroksiidid on sellised, et seda saab lagunemata destilleerida ainult alandatud rõhul. Sellega reageerivad kõik metallid, välja arvatud kuld, mõned plaatinarühma esindajad ja tantaal, kuid lõpptoode sõltub happe kontsentratsioonist.

Näiteks 60% ainest annab tsingiga suhtlemisel valdava kõrvalsaadusena lämmastikdioksiidi, 30% - monooksiidi, 20% - dilämmastikoksiidi (naerugaas). Veelgi väiksemad kontsentratsioonid 10% ja 3% annavad lihtaineks lämmastiku vastavalt gaasi ja ammooniumnitraadi kujul. Seega võib happest saada erinevaid nitroühendeid. Nagu näitest näha, mida madalam on kontsentratsioon, seda sügavam on lämmastiku vähenemine. See mõjutab ka metalli aktiivsust.

Aine võib kulda või plaatina lahustada ainult aqua regia koostises - kolme osa vesinikkloriidi ja ühe lämmastikhappe segus. Klaas ja polütetrafluoroetüleen on sellele vastupidavad.

Lisaks metallidele reageerib aine aluseliste ja amfoteersete oksiidide, aluste ja nõrkade hapetega. Kõigil juhtudel on tulemuseks soolad, mittemetallidega - happed. Kõik reaktsioonid ei toimu ohutult, näiteks amiinid ja tärpentin süttivad spontaanselt, kui nad puutuvad kokku kontsentreeritud hüdroksiidiga.

Sooli nimetatakse nitraatideks. Kuumutamisel need lagunevad või avaldavad oksüdeerivaid omadusi. Praktikas kasutatakse neid väetisena. Looduses neid suure lahustuvuse tõttu praktiliselt ei esine, seetõttu saadakse kunstlikult kõik soolad peale kaaliumi ja naatriumi.

Hape ise saadakse sünteesitud ammoniaagist ja vajadusel kontsentreeritakse mitmel viisil:

• tasakaalu nihutamine rõhu suurendamise teel;
• kuumutamine väävelhappe juuresolekul;
• destilleerimine.

Seejärel kasutatakse seda tootmises. mineraalväetised, värvained ja ravimid, sõjatööstus, molbertgraafika, ehted, orgaaniline süntees. Aeg-ajalt kasutatakse fotograafias toonimislahuste hapestamiseks lahjendatud hapet.

Väävelhape

H2SO4 on tugev kahealuseline hape. See näeb välja nagu värvitu raske õline vedelik, lõhnatu. Vananenud nimetus on vitriool (vesilahus) või vitrioolõli (segu vääveldioksiidiga). See nimi anti seetõttu, et XIX algus Sajandeid on väävlit toodetud vitriolitehastes. Austusavaldusena traditsioonile nimetatakse sulfaathüdraate tänapäevani vitriooliks.

Hapet toodetakse tööstuslikus mastaabis ja see on umbes 200 miljonit tonni aastas. Seda saadakse vääveldioksiidi oksüdeerimisel hapniku või lämmastikdioksiidiga vee juuresolekul või vesiniksulfiidi reageerimisel vase, hõbeda, plii või elavhõbeda sulfaadiga. Saadud kontsentreeritud aine on tugev oksüdeerija: see tõrjub välja halogeenid vastavatest hapetest, muudab süsiniku ja väävli happelisteks oksiidideks. Seejärel redutseeritakse hüdroksiid vääveldioksiidiks, vesiniksulfiidiks või väävliks. Lahjendatud happel ei ole tavaliselt oksüdeerivaid omadusi ja see moodustab keskmisi ja happelisi sooli või estreid.

Ainet saab tuvastada ja identifitseerida reaktsioonil lahustuvate baariumisooladega, mille tulemusena sadestub valge sulfaadi sade.

Tulevikus kasutatakse hapet maakide töötlemisel, mineraalväetiste, keemiliste kiudude, värvainete, suitsu moodustavate ja lõhkeainete tootmisel, erinevates tööstusharudes, orgaanilises sünteesis, elektrolüüdina, mineraalsoolade saamiseks.

Kuid kasutamine on seotud teatud ohtudega. Söövitav aine põhjustab kokkupuutel naha või limaskestadega keemilisi põletusi. Sissehingamisel ilmneb kõigepealt köha ja seejärel - põletikulised haigused kõri, hingetoru, bronhid. Maksimaalse lubatud kontsentratsiooni ületamine 1 mg per kuupmeeter surmav.

Väävelhappeaure võib kohata mitte ainult spetsialiseeritud tööstusharudes, vaid ka linna atmosfääris. See juhtub siis, kui keemia- ja metallurgiatehased eraldavad vääveloksiide, mis seejärel langevad välja happevihmana.

Kõik need ohud on viinud selleni, et enam kui 45% massikontsentratsiooni ringlus Venemaal on piiratud.

väävelhape

H 2 SO 3 on nõrgem hape kui väävelhape. Selle valem erineb ainult ühe hapnikuaatomi poolest, kuid see muudab selle ebastabiilseks. Seda ei ole eraldatud vabas olekus, see esineb ainult lahjendatud vesilahustes. Neid saab ära tunda spetsiifilise terava lõhna järgi, mis meenutab põlenud tikku. Ja sulfitiooni olemasolu kinnitamiseks - reaktsioonil kaaliumpermanganaadiga, mille tulemusena muutub punakasvioletne lahus värvituks.

Aine võib erinevates tingimustes toimida redutseeriva ainena ja oksüdeeriva ainena, moodustada happelisi ja keskmisi sooli. Seda kasutatakse toiduainete konserveerimiseks, puidust tselluloosi saamiseks, samuti villa, siidi ja muude materjalide õrnaks pleegitamiseks.

Ortofosforhape

H 3 RO 4 on keskmise tugevusega hape, mis näeb välja nagu värvitu kristallid. Ortofosforhapet nimetatakse ka nende kristallide 85% lahuseks vees. See näib olevat lõhnatu siirupilaadne vedelik, mis on altid hüpotermiale. Kuumutamine üle 210 kraadi Celsiuse järgi viib selle muutumiseni pürofosforhappeks.

Ortofosforhape lahustub vees hästi, neutraliseeritakse leeliste ja ammoniaakhüdraadiga, reageerib metallidega ja moodustab polümeerseid ühendeid.

Aine saab kätte erinevatel viisidel:

• punase fosfori lahustamine vees rõhu all, temperatuuril 700-900 kraadi, kasutades plaatinat, vaske, titaani või tsirkooniumi;
• punase fosfori keetmine kontsentreeritud lämmastikhappes;
• fosfiinile kuuma kontsentreeritud lämmastikhappe lisamine;
• hapniku fosfiini oksüdatsioon 150 kraadi juures;
• kokkupuude tetrafosfordekaosiidiga temperatuuriga 0 kraadi, seejärel selle järkjärguline tõus 20 kraadini ja sujuv üleminek keemiseni (vesi on vajalik kõigil etappidel);
• pentakloriidi või fosforoksiidtrikloriidi lahustamisega vees.

Saadud toote kasutusala on lai. Selle abil vähendatakse pindpinevusi ja eemaldatakse jootmiseks ettevalmistavatelt pindadelt oksiidid, metallid puhastatakse roostest ning nende pinnale tekib kaitsekile, mis takistab edasist korrosiooni. Lisaks kasutatakse fosforhapet tööstuslikes sügavkülmikutes ja teadusuuringutes molekulaarbioloogia.

Samuti on ühend osa lennukihüdraulikavedelikest, toidulisanditest ja happesuse regulaatoritest. Seda kasutatakse karusloomakasvatuses naaritsate urolitiaasi ennetamiseks ja hambaravis täidisele eelnevateks manipulatsioonideks.

pürofosforhape

H 4 P 2 O 7 on hape, mida iseloomustatakse esimeses etapis tugevana ja ülejäänud osas nõrgana. See sulab lagunemata, kuna see protsess nõuab kuumutamist vaakumis või tugevate hapete juuresolekul. See neutraliseeritakse leeliste toimel ja reageerib vesinikperoksiidiga. Hankige see ühel järgmistest viisidest.

• tetrafosfordekaoksiidi lagunemine vees nulltemperatuuril ja seejärel kuumutamine 20 kraadini;
• ortofosforhappe kuumutamine 150 kraadini;
• kontsentreeritud fosforhappe interaktsioon tetrafosfordekaoksiidiga 80-100 kraadi juures.

Toodet kasutatakse peamiselt väetiste tootmiseks.

Lisaks neile on palju teisi happehüdroksiidide esindajaid. Igal neist on oma omadused ja omadused, kuid üldiselt seisnevad oksiidide ja hüdroksiidide happelised omadused nende võimes eraldada vesinikku, laguneda, suhelda leeliste, soolade ja metallidega.

Kaalium, naatrium või liitium võivad veega suhelda. Sel juhul leidub reaktsiooniproduktides hüdroksiididega seotud ühendeid. Nende ainete omadused, keemiliste protsesside käigu tunnused, milles alused osalevad, on tingitud hüdroksüülrühma olemasolust nende molekulides. Niisiis jagunevad alused elektrolüütilise dissotsiatsiooni reaktsioonides metalliioonideks ja OH-anioonideks. Kuidas alused interakteeruvad mittemetallide oksiidide, hapete ja sooladega, käsitleme oma artiklis.

Molekuli nomenklatuur ja struktuur

Aluse õigeks nimetamiseks peate metallielemendi nimele lisama sõna hüdroksiid. Toome konkreetseid näiteid. Alumiiniumalus kuulub amfoteersetesse hüdroksiididesse, mille omadusi me artiklis käsitleme. Metalli katiooniga seotud hüdroksüülrühma kohustuslik olemasolu alusmolekulides iooni tüüp sidemeid saab määrata selliste indikaatorite nagu fenoolftaleiin abil. Vesikeskkonnas määratakse OH-ioonide liig indikaatorlahuse värvuse muutumisega: värvitu fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks. Kui metallil on mitu valentsi, võib see moodustada mitu alust. Näiteks raual on kaks alust, milles see on võrdne 2 või 3. Esimest ühendit iseloomustavad teise märgid - amfoteerne. Seetõttu erinevad kõrgemate hüdroksiidide omadused ühenditest, milles metallil on madalam valentsusaste.

Füüsiline omadus

Alused on kuumuskindlad tahked ained. Vee suhtes jagatakse need lahustuvateks (leelisteks) ja lahustumatuks. Esimese rühma moodustavad keemiliselt aktiivsed metallid - esimese ja teise rühma elemendid. Vees lahustumatud ained koosnevad teiste metallide aatomitest, mille aktiivsus on madalam kui naatriumil, kaaliumil või kaltsiumil. Selliste ühendite näideteks on raud- või vasealused. Hüdroksiidide omadused sõltuvad sellest, millisesse ainerühma nad kuuluvad. Seega on leelised termiliselt stabiilsed ega lagune kuumutamisel, samas kui vees lahustumatud alused kõrge temperatuur lagunevad oksiidiks ja veeks. Näiteks vase alus laguneb järgmiselt:

Cu(OH)2 \u003d CuO + H2O

Hüdroksiidide keemilised omadused

Kahe kõige olulisema ühendirühma – hapete ja aluste – vahelist koostoimet nimetatakse keemias neutraliseerimisreaktsiooniks. Seda nimetust saab seletada asjaoluga, et keemiliselt agressiivsed hüdroksiidid ja happed moodustavad neutraalseid tooteid - soolasid ja vett. Kuna tegemist on vahetusprotsessiga kahe keerulise aine vahel, on neutraliseerimine iseloomulik nii leelistele kui ka vees lahustumatutele alustele. Siin on kaustilise kaaliumkloriidi ja vesinikkloriidhappe vahelise neutraliseerimisreaktsiooni võrrand:

KOH + HCl \u003d KCl + H2O

Leelismetalli aluste oluline omadus on nende võime reageerida happeliste oksiididega, mille tulemuseks on sool ja vesi. Näiteks süsinikdioksiidi juhtimisel läbi naatriumhüdroksiidi saate selle karbonaadi ja vee:

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

Ioonivahetusreaktsioonid hõlmavad leeliste ja soolade vahelist koostoimet, mis viib lahustumatute hüdroksiidide või soolade moodustumiseni. Niisiis, valades lahuse tilkhaaval vasksulfaadi lahusesse, võite saada sinise tarretiselaadse sademe. See on vase alus, vees lahustumatu:

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

Vees lahustumatute hüdroksiidide keemilised omadused erinevad leelistest selle poolest, et nad kaotavad kergel kuumutamisel vett - dehüdreeruvad, muutudes vastavaks aluseliseks oksiidiks.

Alused, millel on kahesugused omadused

Kui element või võib reageerida nii hapete kui ka leelistega, nimetatakse seda amfoteerseks. Nende hulka kuuluvad näiteks tsink, alumiinium ja nende alused. Amfoteersete hüdroksiidide omadused võimaldavad kirjutada üles nende molekulaarvalemid nii hüdroksorühma eraldamisel kui ka hapete kujul. Esitame mitu võrrandit alumiiniumaluse reaktsioonide kohta vesinikkloriidhappe ja naatriumhüdroksiidiga. Need illustreerivad erilised omadused amfoteersete ühenditega seotud hüdroksiidid. Teine reaktsioon toimub leelise lagunemisega:

2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Protsesside saadused on vesi ja soolad: alumiiniumkloriid ja naatriumaluminaat. Kõik amfoteersed alused on vees lahustumatud. Need saadakse vastavate soolade ja leeliste interaktsiooni tulemusena.

Saamis- ja rakendusmeetodid

Tööstuses, kus on vaja suuri koguseid leeliseid, saadakse need soolade elektrolüüsil, mis sisaldavad perioodilise süsteemi esimese ja teise rühma aktiivsete metallide katioone. Ekstraheerimise tooraineks, näiteks leelisnaatriumiks, on keedusoola lahus. Reaktsioonivõrrand on järgmine:

2NaCl + 2H 2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2

Madala aktiivsusega metallide alused laboris saadakse leeliste koostoimel nende sooladega. Reaktsioon kuulub ioonivahetuse tüüpi ja lõpeb aluse sadestumisega. Lihtne viis leeliste saamiseks on aktiivse metalli ja vee vaheline asendusreaktsioon. Sellega kaasneb reageeriva segu kuumutamine ja see kuulub eksotermilisse tüüpi.

Hüdroksiidide omadusi kasutatakse tööstuses. Leelised mängivad siin erilist rolli. Neid kasutatakse petrooleumi ja bensiini puhastusainetena, seebi tootmisel, naturaalse naha töötlemisel, aga ka kunstliku ja paberi tootmise tehnoloogiates.

Füüsikalised omadused

Leelismetallide hüdroksiidide üldvalem on MON.

Kõik leelismetallide hüdroksiidid on värvitud hügroskoopsed ained, õhus kergesti vedelduvad, vees ja etanoolis väga hästi lahustuvad, LiOH-lt CsOH-le üleminekul lahustuvus suureneb.

Mõned füüsikalised omadused leelismetallide hüdroksiidid on näidatud tabelis.

Keemilised omadused

Kõigi leelismetallide hüdroksiidid sulavad lagunemata, liitiumhüdroksiid laguneb kuumutamisel temperatuurini 600 ° C:

2LiOH \u003d Li 2O + H2O.

Kõigil hüdroksiididel on tugevate aluste omadused. Vees dissotsieeruvad nad peaaegu täielikult:

NaOH \u003d Na + + OH -.

Reageerib mittemetallide oksiididega:

KOH + CO 2 \u003d KHCO 3;

2NaOH + CO 2 \u003d Na2CO3 + H2O;

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

Suhelge hapetega, sisenege neutraliseerimisreaktsiooni:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O;

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

Sooritage vahetusreaktsioonid sooladega:

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

Reageerib halogeenidega:

2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (külmas);

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

Sulas olekus interakteeruvad nad amfoteersete metallide ja nende oksiididega:

2KOH + Zn \u003d K2ZnO2 + H2;

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

Hüdroksiidide vesilahused, interakteerudes amfoteersete metallide, nende oksiidide ja hüdroksiididega, moodustavad hüdroksokomplekse:

2NaOH + Be + 2H 2O \u003d Na2 + H2;

2NaOH + BeO + H2O \u003d Na2;

2NaOH + Be(OH)2 = Na2.

Hüdroksiidide vesilahused ja sulamid reageerivad boori ja räniga, nende oksiidide ja hapetega:

4NaOH + 4B + 3O2 = 4NaBO2 + 2H2O (sula);

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

Kviitung

Liitium-, naatrium- ja kaaliumhüdroksiidid saadakse nende kloriidide kontsentreeritud lahuste elektrolüüsil, samal ajal kui katoodil eraldub vesinik, anoodil moodustub kloor:

2NaCl + 2H 2O H2 + 2NaOH + Cl2.

Rubiidium- ja tseesiumhüdroksiidid saadakse nende sooladest vahetusreaktsioonide abil:

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

LEELISMULDMETALLID

Leelismuldmetallide omadused

aatomnumber	Nimi	Aatommass	Elektrooniline konfiguratsioon	r g/cm 3	t°pl. °C	t° keema °C	EO	Aatomi raadius, nm	Oksüdatsiooni olek
	Berüllium Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Magneesium Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	Kaltsium Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Strontsium Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Baarium Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Raadium Ra		7s 2	~6	~700		0,9	–	+2

Füüsikalised omadused

Leelismuldmetallidel (võrreldes leelismetallidega) on suurem t°pl. ja t° keemistemperatuur, ionisatsioonipotentsiaalid, tihedused ja kõvadus.

Keemilised omadused

1. Väga reageeriv.

2. Positiivne valents on +2.

3. Reageerige veega kl toatemperatuuril(välja arvatud Be) koos vesiniku eraldumisega.

4. Neil on kõrge afiinsus hapniku suhtes (redutseerivad ained).

5. Nad moodustavad vesinikuga soolataolisi hüdriide EH 2.

6. Oksiidide üldvalem on EO. Kalduvus peroksiidide tekkele on vähem väljendunud kui leelismetallide puhul.

Looduses olemine

3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 - berüül

MgCO 3 - magnesiit

CaCO 3 MgCO 3 - dolomiit

KCl MgSO 4 3H 2O - kainiit

KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalliit

CaCO 3 - kaltsiit (lubjakivi, marmor jne)

Ca 3 (PO 4) 2 - apatiit, fosforiit

CaSO 4 2H 2 O - kips

CaSO 4 - anhüdriit

CaF 2 – fluoriit (fluoriit)

SrSO 4 - tselestiin

SrCO 3 - strontianiit

BaSO 4 - bariit

BaCO 3 - witeriit

Kviitung

Berüllium saadakse fluoriidi redutseerimisel:

BeF 2 + Mg - t ° ® Be + MgF 2

Baarium saadakse oksiidide redutseerimisel:

3BaO + 2Al - t ° ® 3Ba + Al 2 O 3

Ülejäänud metallid saadakse kloriidsulamite elektrolüüsil:

CaCl 2 ® Ca + Cl 2

katood: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0

anood: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2

II rühma peamise alarühma metallid on tugevad redutseerijad; ühendites on neil ainult +2 oksüdatsiooniaste. Metallide aktiivsus ja nende redutseerimisvõime suureneb reas: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1. Reaktsioon veega.

Normaaltingimustes on Be ja Mg pind kaetud inertse oksiidkilega, mistõttu on need veekindlad. Seevastu Ca, Sr ja Ba lahustuvad vees, moodustades hüdroksiidid, mis on tugevad alused:

Mg + 2H 2O - t ° ® Mg (OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2

2. Reaktsioon hapnikuga.

Kõik metallid moodustavad oksiidid RO, baariumperoksiid - BaO 2:

2Mg + O2® 2MgO

Ba + O 2 ® BaO 2

3. Binaarsed ühendid moodustuvad teiste mittemetallidega:

Be + Cl 2 ® BeCl 2 (halogeniidid)

Ba + S ® BaS (sulfiidid)

3Mg + N2® Mg3N2 (nitriidid)

Ca + H2 ® CaH2 (hüdriidid)

Ca + 2C ® CaC 2 (karbiidid)

3Ba + 2P ® Ba 3P 2 (fosfiidid)

Berüllium ja magneesium reageerivad mittemetallidega suhteliselt aeglaselt.

4. Kõik metallid lahustuvad hapetes:

Ca + 2HCl® CaCl2 + H2

Mg + H 2 SO 4 (razb.) ® MgSO 4 + H 2

Berüllium lahustub ka leeliste vesilahustes:

Be + 2NaOH + 2H 2 O ® Na 2 + H 2

5. Kvalitatiivne reaktsioon leelismuldmetallide katioonidele – leegi värvimine järgmistes värvides:

Ca 2+ - tumeoranž

Sr 2+ - tumepunane

Ba 2+ - heleroheline

Ba 2+ katioon avatakse tavaliselt vahetusreaktsioonil väävelhappe või selle sooladega:

Baariumsulfaat on valge sade, mis ei lahustu mineraalhapetes.

Leelismuldmetallide oksiidid

Kviitung

1) Metallide oksüdatsioon (välja arvatud Ba, mis moodustab peroksiidi)

2) Nitraatide või karbonaatide termiline lagunemine

CaCO 3 - t ° ® CaO + CO 2

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

Keemilised omadused

Tüüpilised aluselised oksiidid. Reageerida veega (va BeO), happeoksiidide ja hapetega

MgO + H 2 O ® Mg (OH) 2

3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 ® Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - amfoteerne oksiid, leelises lahustuv:

BeO + 2NaOH + H2O® Na2

Leelismuldmetallide hüdroksiidid R(OH) 2

Kviitung

Leelismuldmetallide või nende oksiidide reaktsioonid veega:

Ba + 2H 2 O ® Ba (OH) 2 + H 2

CaO (kustutatud lubi) + H 2 O ® Ca (OH) 2 (kustutatud lubi)

Keemilised omadused

Hüdroksiidid R (OH) 2 - valged kristalsed ained, lahustuvad vees halvemini kui leelismetallide hüdroksiidid (hüdroksiidide lahustuvus väheneb seerianumbri vähenemisega; Be (OH) 2 - vees lahustumatud, leelises lahustuvad). R(OH)2 aluselisus suureneb koos aatomarvu suurenemisega:

Olge (OH) 2 - amfoteerne hüdroksiid

Mg(OH)2 - nõrk alus

ülejäänud hüdroksiidid on tugevad alused (leelised).

1) Reaktsioonid happeoksiididega:

Ca(OH)2 + SO2® CaSO3¯ + H2O

Ba(OH)2 + CO2® BaCO3¯ + H2O

2) Reaktsioonid hapetega:

Mg (OH) 2 + 2CH 3 COOH ® (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O

Ba(OH)2 + 2HNO3® Ba(NO3)2 + 2H2O

3) Vahetusreaktsioonid sooladega:

Ba(OH)2 + K2SO4® BaSO4¯+ 2KOH

4) Berülliumhüdroksiidi reaktsioon leelistega:

Be(OH)2 + 2NaOH® Na2

Vee karedus

Looduslikku vett, mis sisaldab Ca 2+ ja Mg 2+ ioone, nimetatakse kõvaks. Kare vesi moodustab keetes katlakivi, see ei kee pehmeks toiduained; pesuvahendid ei anna vahtu.

Karbonaatne (ajutine) kõvadus tuleneb kaltsiumi- ja magneesiumvesinikkarbonaatide olemasolust vees, mittekarbonaatne (püsiv) kõvadus - kloriidid ja sulfaadid.

Vee kogukaredus loetakse karbonaatide ja mittekarbonaatide summaks.

Vee karedus eemaldatakse Ca 2+ ja Mg 2+ ioonide sadestamisel lahusest.

Oksiidhüdraate nimetatakse ühiselt hüdroksiidideks. . Aluseid (aluselisi hüdroksiide) nimetatakse aluseliste oksiidide hüdraatideks.Üldvalem on Mina( Oh) n. Hüdroksüülrühmade (OH) arv molekulis määrab selle happesuse.

Enamik aluseid on ainult vees lahustumatud Hüdroksiidid aluseline ja leelismuldmetallid (neid nimetatakse leelised), aga ka ammoonium . Vesilahustes dissotsieeruvad alused metallikatiooni hüdroksüülrühmaks, amfoteersed hüdroksiidid dissotsieeruvadnii happe kui alusena . Polühappealused dissotsieeruvad etappidena:

Mina x + +xOH - ⇌ mina (OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x - (amfoteerse hüdroksiidi dissotsiatsioon (üldskeem))

*See on huvitav

Nüüd on 3 peamist hapete ja aluste teooriat:

1. Brønsted-Lowry protoliitide teooria .Selles hape-molekul või ioon, mis on võimeline olema antud reaktsioonis doonoriks prootonid , on alused molekulid või ioonid, mis kinnitavad prootoneid. Nii happeid kui ka aluseid nimetatakse protoliitideks.

2. Lewise happe ja aluse teooria . Selles on hape mis tahes osake, mis on võimeline vastu võtma elektronpaari, ja alus on osake, mis on võimeline seda paari loovutama. Lewise teooria on teooriaga väga sarnane Bronsted – Lowry, kuid erineb sellest selle poolest, et hõlmab laiemat valikut ühendeid.

3. Usanovitši teooria. Selles on hape osake, mis võib eraldada katioone, sealhulgas prootoneid, või lisada anioone, sealhulgas elektroni. Alus on osake, mis suudab vastu võtta prootoneid ja muid katioone või loovutada elektrone ja muid anioone. .

Nomenklatuur:

Anorgaanilisi ühendeid, mis sisaldavad -OH rühmi, nimetatakse hüdroksiidideks. NaOH - naatriumhüdroksiid, Fe(OH) 2 - raud(II)hüdroksiid, Ba(OH )2-baariumhüdroksiid. (sulgudes on näidatud elemendi valents (kui see on muutuja))

Hapnikku sisaldavate ühendite puhul kasutatakse hüdroksiidide nimetusi eesliitega "meta": AlO (OH) - alumiiniummetahüdroksiid, Mn O(OH) - mangaani metahüdroksiid

Määramatu arvu veemolekulidega hüdreeritud oksiidide puhul on Me 2 O n n H 2 Oh, selliste valemite kirjutamine on ebaseaduslik Me(OH)n . Samuti ei soovitata selliseid ühendeid nimetada hüdroksiidideks. Nimenäited: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - tallium(III)oksiidi polühüdraat, MnO 2∙nH2 O - mangaan(IV)oksiidi polühüdraat

Samuti on hüdraate -NH 3∙H2O (hüdraat ammoniaak) \u003d NH4OH (ammooniumhüdroksiid).

Alused annavad sooli interakteerudes hapetega (neutraliseerimisreaktsioon), interakteerudes happeoksiidiga, amfoteerse hüdroksiidiga, amfoteerse metalliga, amfoteerse oksiidiga, mittemetalliga.

NaOH+HCl → NaCl+H 2 O(neutraliseerimisreaktsioon)

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O(reaktsioon segaanhüdriidiga)

Cl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O(reaktsioon kulgeb ilma kuumutamata)

Cl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O(reaktsioon kulgeb kuumutamisega)

3S+6NaOH→2Na 2 S+Na 2 NII 3 +3H 2 O

2Al+2NaOH+6H 2 O→2Na+3H 2

Al 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3 AlO 3 +3H 2 O

NaOH+Al(OH) 3 →Na

Aluste saamise meetodid:

1. Leelis- ja leelismuldmetallide ning ammoniaagi koostoime veega. Veega interakteeruvad metallid (ainult leelis- või leelismuldmuld) moodustavad leelise ja eraldavad vesinikku. Veega interakteeruv ammoniaak moodustab ebastabiilse ühendi NH 4OH:

2Na+2H 2 O→2NaOH+H 2

Ba+2H 2 O → Ba ( Oh ) 2 +H 2

NH 3 +H 2 O↔NH 4 Oh

2. Otsene kinnitamine aluseliste oksiididega veega. Enamik aluselisi oksiide ei lisa vett otse, vaid leelismetallide (leelismetallid) ja leelismuldmetallide (leelismuldmetallid) oksiidid, mis ühendavad vett, moodustavad aluseid:

Li 2 O+H 2 O→2LiOH

BaO+H 2 O → Ba ( Oh ) 2

3. Soola koostoime . See on üks levinumaid viise soolade ja aluste saamiseks. Kuna tegemist on ioonivahetusreaktsiooniga, peavad mõlemad reagendid olema lahustuvad ja üks saadustest ei tohi:

NaOH+FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓

Na 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓

4. Soolalahuste elektrolüüsaluseline Ja leelismuldmetallid .Lahenduste elektrolüüsilsoola andmed metallid mitte kunagiei eraldu katoodil (selle asemel eraldub veest vesinik: ja 2H 2 O-2e - \u003d H 2 ↓ + 2OH - ) ja halogeen redutseeritakse anoodil (kõik peale F - ) või hapnikku sisaldava happe puhul toimub järgmine reaktsioon:

2H 2 O-4e - = 4H + +O 2 , halogeene vähendatakse vastavalt skeemile: 2X - -2e - =X 2 (kus X on halogeen)

2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2

Leelis koguneb vesilahusesse, mida saab seejärel lahuse aurustamisega eraldada.

See on huvitav:

Leelis- ja leelismuldmetallide peroksiidid ja superoksiidid reageerivad veega, moodustades vastava hüdroksiidi ja vesinikperoksiidi.

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

4NaO 2 + 2 H 2 O →4 Na Oh + 3O 2

Bronsted-Lowry teooria võimaldab kvantifitseerida aluste tugevust, st nende võimet prootonit hapetest eraldada. Tavaliselt tehakse seda aluselisuskonstandi K abil b . Näiteks ammoniaagi kui Bronstedi alusena võib kirjutada:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + +OH -

Aluselisuse konstantide mugavamaks kuvamiseks kasutatakse negatiivset logaritmi: pK b = -logi K b . Samuti on loogiline, et aluste tugevus suureneb metalli pingete järjestuses paremalt vasakule.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (meetod alkeenide, antud juhul etüleeni (eteeni) saamiseks), kasutati naatriumhüdroksiidi alkoholilahust.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 5 Oh (alkoholide, antud juhul etanooli saamise meetod), kasutati naatriumhüdroksiidi vesilahust.

2 NaOH + C 2 H 5 Cl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (meetod alküünide, antud juhul atsetüleeni (etüüni) saamiseks), kasutati naatriumhüdroksiidi alkoholilahust.

C 6 H 5 Oh (fenool)+ NaOH → C 6 H 5 Peal + H 2 O

Ühe ammoniaagi vesiniku hüdroksüülrühma asendamise saadus on hüdroksüülamiin ( NH 2 Oh). See moodustub lämmastikhappe elektrolüüsil (elavhõbeda- või pliikatoodidega) selle redutseerimisel aatomi vesinikuga, mis tekib vee paralleelsel elektrolüüsil:

HNO 3 +6 H → NH 2 Oh +2 H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

amfoteersed hüdroksiidid.

Need ühendid annavad sooli nii interaktsioonis hapetega (keskmised soolad) kui ka alustega (kompleksühendid). Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vähelahustuvad. Nende dissotsiatsiooni võib käsitleda nii aluselise kui happelise tüübi osas, kuid kuna need 2 protsessi toimuvad samaaegselt, võib protsessi kirjutada järgmiselt (Me-metall):

Mina x+ +xOH - ⇌ mina (OH) x ≡H x MeO x ⇌ xH + +MeO x x-

Kuna amfoteersed hüdroksiidid on amfoteersete oksiidide hüdraadid, on nende silmapaistvamad esindajad järgmiste oksiidide hüdraadid: ZnO, Al 2 O 3, BeO, SnO, PbO, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2, TiO 2.

Näited reaktsioonidest:

NaOH+Al(OH) 3 ↓→Na- naatriumhüdroksoalluminaat

Al(OH) 3 ↓+3HCl→AlCl 3 +3H 2 O

Kuid teades, et amfoteersed hüdroksiidid dissotsieeruvad ka vastavalt happetüübile, võib nende koostoime leelistega kirjutada teise võrrandi abil:

Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (lahuses)

H 2 ZnO 2 ↓+2NaOH→Na 2 ZnO 2 +H 2 O(sulamisel)

1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O(siin tekkis naatriumortoaluminaat (reaktsioon toimus lahuses), aga kui reaktsioon toimub sulamise käigus, siis tekib naatriummetaluminaat)

2) HAlO 2 +NaOH→NaAlO 2 +H 2 O(tekkis naatriummetaaluminaat, mis tähendab, et ortoalumiinium ja metallumiinhape sisenesid vastavalt reaktsioonidesse 1 ja 2)

Amfoteersed hüdroksiidid saadakse tavaliselt nende soolade interaktsioonil leelistega, mille kogus arvutatakse täpselt reaktsioonivõrrandi järgi:

3NaOH+ Cr(NO 3 ) 3 → 3NaNO 3 +Cr(OH) 3 ↓

2NaOH+ Pb(CH 3 COO) 2 → 2CH 3 COONa+Pb(OH) 2 ↓

Toimetaja: Kharlamova Galina Nikolaevna

Alused (hüdroksiidid) – komplekssed ained, mille molekulide koostises on üks või mitu OH-hüdroksüülrühma. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca (OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.

Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalliga, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (vee ammoniaagile lisamise reaktsioonid):

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

Hüdroksüülrühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis oleneb metalli valentsist ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.

Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.

Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on "seebised", katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.

Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis hapetega suhtlemisel toimivad alustena ja käituvad leelisega nagu happed.

Erinevad alused erinevad oma võime poolest hüdroksürühmi eraldada, mistõttu jagunevad need vastavalt tunnusele tugevateks ja nõrkadeks alusteks.

Tugevad alused loovutavad kergesti oma hüdroksüülrühmad vesilahustes, kuid nõrgad alused mitte.

Aluste keemilised omadused

Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.

1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad oma värvi sõltuvalt interaktsioonist erinevatega kemikaalid. Neutraalsetes lahustes - neil on üks värv, happelistes lahustes - teine. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranži indikaator muutub kollane, lakmusindikaator - sisse Sinine värv ja fenoolftaleiinist saab fuksia.

2. Reageerida happeliste oksiididega soola ja vee moodustumine:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse ja happe interaktsiooni reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reageerida sooladega uue soola ja aluse moodustamine:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Kuumutamisel laguneb veeks ja aluseliseks oksiidiks:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O.

Kas teil on küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendaja abi saamiseks - registreeru.
Esimene tund on tasuta!

saidil, materjali täieliku või osalise kopeerimise korral on nõutav link allikale.