Menetelmät hydroksidien saamiseksi. Hydroksidien kemialliset ominaisuudet. Amfoteeristen hydroksidien vuorovaikutus emäksisten oksidien kanssa

Happohydroksidit ovat epäorgaanisia yhdisteitä hydroksyyliryhmästä -OH ja metallista tai ei-metallista, joiden hapetusaste on +5, +6. Toinen nimi on happea sisältävät epäorgaaniset hapot. Niiden ominaisuus on protonin eliminointi dissosioitumisen aikana.

Hydroksidien luokitus

Hydroksideja kutsutaan myös hydroksidiksi ja hydraateiksi. Melkein kaikilla on niitä kemiallisia alkuaineita, jotkut ovat laajalle levinneitä luonnossa, esimerkiksi mineraalit hydrargilliitti ja brusiitti ovat alumiini- ja vastaavasti magnesiumhydroksideja.

Seuraavat hydroksidityypit erotetaan:

• perus;
• amfoteerinen;
• happoa.

Luokittelu perustuu siihen, onko hydroksidin muodostava oksidi emäksinen, hapan vai amfoteerinen.

Yleiset ominaisuudet

Eniten kiinnostavia ovat oksidien ja hydroksidien happo-emäsominaisuudet, koska reaktioiden mahdollisuus riippuu niistä. Se, osoittaako hydroksidilla happamia, emäksisiä tai amfoteerisia ominaisuuksia, riippuu hapen, vedyn ja alkuaineen välisen sidoksen vahvuudesta.

Lujuuteen vaikuttaa ionipotentiaali, jolloin hydroksidien emäksiset ominaisuudet heikkenevät ja hydroksidien happamat ominaisuudet lisääntyvät.

Korkeammat hydroksidit

Korkeammat hydroksidit ovat yhdisteitä, joissa muodostava alkuaine on korkeimmassa hapetustilassa. Nämä ovat kaikkien luokan tyyppien joukossa. Esimerkki emäksestä on magnesiumhydroksidi. Alumiinihydroksidi on amfoteerinen, kun taas perkloorihappo voidaan luokitella happamaksi hydroksidiksi.

Näiden aineiden ominaisuuksien muutos muodostuvasta alkuaineesta riippuen voidaan jäljittää D. I. Mendelejevin jaksollisen järjestelmän mukaisesti. Korkeampien hydroksidien happamat ominaisuudet lisääntyvät vasemmalta oikealle, kun taas metalliset ominaisuudet vastaavasti heikkenevät tähän suuntaan.

Emäksiset hydroksidit

Suppeassa merkityksessä tätä tyyppiä kutsutaan emäkseksi, koska OH-anioni hajoaa dissosioitumisensa aikana. Tunnetuimpia näistä yhdisteistä ovat alkalit, esimerkiksi:

• Sammutettu kalkki Ca(OH) 2, jota käytetään pesuhuoneissa, nahan parkitseminen, sienilääkkeiden, laastien ja betonin valmistuksessa, veden pehmentämisessä, sokerin, valkaisuaineen ja lannoitteiden valmistuksessa, natrium- ja kaliumkarbonaattien syövyttämisessä, happamien liuosten neutraloinnissa, hiilidioksidin havaitsemisessa, desinfioinnissa, pelkistyksissä maaperän vastustuskyky elintarvikelisäaineena.
• Kaustinen potaska KOH, jota käytetään valokuvauksessa, öljynjalostuksessa, elintarvike-, paperi- ja metallurgisessa tuotannossa, samoin kuin alkaliparisto, hapon neutralointiaine, katalyytti, kaasunpuhdistin, pH:n säätelijä, elektrolyytti, pesuaineiden komponentti, porausnesteet, väriaineet, lannoitteet, kaliumorgaaninen aine Ja epäorgaaniset aineet, torjunta-aineet, lääkkeet syylien hoitoon, saippuat, synteettinen kumi.
• Massa- ja paperiteollisuudelle välttämätön NaOH, pesuaineiden valmistuksessa olevien rasvojen saippuointi, happojen neutralointi, biodieselpolttoaineen valmistus, tukosten poisto, myrkyllisten aineiden kaasunpoisto, puuvillan ja villan käsittely, pesuaineiden pesu muotit, elintarviketuotanto, kosmetologia, valokuvaus.

Emäksiset hydroksidit muodostuvat vastaavien metallioksidien vuorovaikutuksen seurauksena veden kanssa, useimmissa tapauksissa niiden hapetusaste on +1 tai +2. Näitä ovat alkali-, maa-alkali- ja siirtymäaineet.

Lisäksi emäksiä voidaan saada seuraavilla tavoilla:

• alkalin vuorovaikutus matala-aktiivisen metallin suolan kanssa;
• reaktio alkali- tai maa-alkalielementin ja veden välillä;
• suolan vesiliuoksen elektrolyysi.

Happo- ja emäksiset hydroksidit ovat vuorovaikutuksessa keskenään muodostaen suolaa ja vettä. Tätä reaktiota kutsutaan neutraloimiseksi ja sillä on suuri merkitys titrimetrisen analyysin kannalta. Lisäksi sitä käytetään jokapäiväisessä elämässä. Kun happoa roiskuu, vaarallinen reagenssi voidaan neutraloida soodalla, ja etikkaa käytetään alkaliin.

Lisäksi emäksiset hydroksidit muuttavat ionitasapainoa dissosioituessa liuoksessa, mikä ilmenee indikaattoreiden värien muutoksena, ja siirtyvät vaihtoreaktioihin.

Kuumennettaessa liukenemattomat yhdisteet hajoavat oksidiksi ja vedeksi, ja alkalit sulavat. ja hapan oksidi muodostavat suolan.

Amfoteeriset hydroksidit

Joillakin alkuaineilla on olosuhteista riippuen joko emäksisiä tai happamia ominaisuuksia. Niihin perustuvia hydroksideja kutsutaan amfoteerisiksi. Ne on helppo tunnistaa koostumukseen sisältyvästä metallista, jonka hapetusaste on +3, +4. Esimerkiksi valkoinen hyytelömäinen aine - alumiinihydroksidi Al (OH) 3, jota käytetään vedenpuhdistuksessa sen korkean adsorbointikyvyn vuoksi, rokotteiden valmistuksessa immuunivastetta tehostavana aineena, lääketieteessä happoriippuvaisten sairauksien hoitoon. sairaudet Ruoansulatuskanava. Se sisältyy usein myös paloa hidastaviin muoveihin ja toimii katalyyttien kantajana.

Mutta on poikkeuksia, kun elementin hapetustilan arvo on +2. Tämä on tyypillistä berylliumille, tinalle, lyijylle ja sinkille. Viimeisen metallin Zn(OH)2 hydroksidia käytetään laajalti kemianteollisuudessa, pääasiassa erilaisten yhdisteiden synteesiin.

Amfoteerinen hydroksidi voidaan saada antamalla siirtymämetallisuolan liuoksen reagoida laimean alkalin kanssa.

Amfoteerinen hydroksidi ja happooksidi, alkali tai happo muodostavat suolan vuorovaikutuksessa. Hydroksidin kuumentaminen johtaa sen hajoamiseen vedeksi ja metahydroksidiksi, joka edelleen kuumennettaessa muuttuu oksidiksi.

Amfoteeriset ja happamat hydroksidit käyttäytyvät samalla tavalla emäksisessä väliaineessa. Vuorovaikutuksessa happojen kanssa amfoteeriset hydroksidit toimivat emäksinä.

Happohydroksidit

Tälle tyypille on ominaista elementin läsnäolo koostumuksessa hapetustilassa +4 - +7. Liuoksessa ne pystyvät luovuttamaan vetykationin tai ottamaan vastaan ​​elektroniparin ja muodostamaan kovalenttisidos. Useimmiten niillä on nesteen aggregaatiotila, mutta niiden joukossa on myös kiinteitä aineita.

Muodostaa hydroksidihappaman oksidin, joka pystyy muodostamaan suolaa ja joka sisältää ei-metallia tai siirtymämetallia. Oksidi saadaan ei-metallin hapettumisen, hapon tai suolan hajoamisen seurauksena.

Happamat ilmenevät niiden kyvyssä värjätä indikaattoreita, liuottaa aktiivisia metalleja vetyä vapauttamalla ja reagoida emästen ja emäksisten oksidien kanssa. Heidän erottuva piirre on mukana redox-reaktioissa. Kemiallisen prosessin aikana ne kiinnittävät negatiivisesti varautuneita alkuainehiukkasia itseensä. Kyky toimia elektronien vastaanottajana heikkenee laimentaessa ja muuttuessaan suoloiksi.

Siten on mahdollista erottaa paitsi hydroksidien happo-emäsominaisuudet, myös hapettavat ominaisuudet.

Typpihappo

HNO 3:a pidetään vahvana yksiemäksisenä happona. Se on erittäin myrkyllistä, jättää iholle haavaumia ja ihon keltaisia ​​värjäytymiä, ja sen höyryt ärsyttävät välittömästi hengitysteiden limakalvoja. Vanhentunut nimi on vahva vodka. Se kuuluu happamiin hydroksideihin; vesiliuoksissa se dissosioituu täysin ioneiksi. Ulkoisesti se näyttää värittömältä nesteeltä, joka savuaa ilmassa. Vesiliuosta pidetään väkevänä, joka sisältää 60 - 70 % ainetta, ja jos pitoisuus ylittää 95 %, sitä kutsutaan savuavaksi typpihapoksi.

Mitä suurempi pitoisuus, sitä tummemmalta neste näyttää. Se voi olla jopa ruskeaa johtuen hajoamisesta oksidiksi, hapeksi ja vedeksi valossa tai lievästi kuumennettaessa, joten se tulee säilyttää tummassa lasisäiliössä viileässä paikassa.

Kemialliset ominaisuudet happohydroksidit ovat sellaisia, että ne voidaan tislata hajoamatta vain alennetussa paineessa. Kaikki metallit reagoivat sen kanssa paitsi kulta, jotkut platinaryhmän edustajat ja tantaali, mutta lopputuote riippuu hapon pitoisuudesta.

Esimerkiksi 60 % aineesta, kun se on vuorovaikutuksessa sinkin kanssa, pääasiallisena sivutuotteena syntyy typpidioksidia, 30 % -monoksidia, 20 % - typpioksidia (naurukaasua). Jopa pienemmät pitoisuudet 10 % ja 3 % antavat yksinkertaisen aineen typen kaasun ja ammoniumnitraatin muodossa, vastaavasti. Siten haposta voidaan saada erilaisia ​​nitroyhdisteitä. Kuten esimerkistä voidaan nähdä, mitä pienempi pitoisuus, sitä syvemmälle typen pelkistys tapahtuu. Se vaikuttaa myös metallin toimintaan.

Aine voi liuottaa kultaa tai platinaa vain aqua regia -koostumuksessa - seoksessa, jossa on kolme osaa suolahappoa ja yksi typpihappo. Lasi ja polytetrafluorieteeni kestävät sitä.

Metallien lisäksi aine reagoi emäksisten ja amfoteeristen oksidien, emästen ja heikkojen happojen kanssa. Kaikissa tapauksissa tuloksena on suoloja, ei-metallien - happojen kanssa. Kaikki reaktiot eivät tapahdu turvallisesti, esimerkiksi amiinit ja tärpätti syttyvät itsestään joutuessaan kosketuksiin tiivistetyn hydroksidin kanssa.

Suoloja kutsutaan nitraateiksi. Kuumennettaessa ne hajoavat tai niillä on hapettavia ominaisuuksia. Käytännössä niitä käytetään lannoitteina. Niitä ei käytännössä esiinny luonnossa niiden korkean liukoisuuden vuoksi, joten kaikki suolat paitsi kalium ja natrium saadaan keinotekoisesti.

Itse happo saadaan syntetisoidusta ammoniakista ja väkevöidään tarvittaessa useilla tavoilla:

• tasapainon siirtäminen lisäämällä painetta;
• lämmitys rikkihapon läsnä ollessa;
• tislaus.

Sitä käytetään sitten tuotannossa. mineraalilannoitteet, väriaineet ja lääkkeet, sotateollisuus, maalaustelinegrafiikka, korut, orgaaninen synteesi. Joskus laimeaa happoa käytetään valokuvauksessa sävytysliuosten happamoittamiseksi.

Rikkihappo

H2SO4 on vahva kaksiemäksinen happo. Se näyttää värittömältä raskaalta öljymäiseltä nesteeltä, hajuttomalta. Vanhentunut nimi on vitrioli (vesiliuos) tai vitrioliöljy (seos rikkidioksidin kanssa). Tämä nimi annettiin siitä syystä alku XIX Rikkiä on tuotettu vitriolikasveissa vuosisatojen ajan. Perinteen kunniaksi sulfaattihydraatteja kutsutaan edelleen vitrioliksi.

Hapon tuotanto on vakiintunutta teollisessa mittakaavassa ja on noin 200 miljoonaa tonnia vuodessa. Sitä saadaan hapettamalla rikkidioksidia hapella tai typpidioksidilla veden läsnä ollessa tai saattamalla rikkivety reagoimaan kuparin, hopean, lyijyn tai elohopeasulfaatin kanssa. Syntynyt tiivistetty aine on voimakas hapetin: se syrjäyttää halogeeneja vastaavista hapoista, muuttaa hiiltä ja rikkiä happooksideiksi. Hydroksidi pelkistetään sitten rikkidioksidiksi, rikkivedyksi tai rikiksi. Laimealla hapolla ei yleensä ole hapettavia ominaisuuksia ja se muodostaa väliaine- ja happamia suoloja tai estereitä.

Aine voidaan havaita ja tunnistaa reaktiolla liukoisten bariumsuolojen kanssa, minkä seurauksena valkoinen sulfaattisakka saostuu.

Jatkossa happoa käytetään malmien jalostuksessa, mineraalilannoitteiden, kemiallisten kuitujen, väriaineiden, savua muodostavien ja räjähdysaineiden tuotannossa, eri teollisuudenaloilla, orgaanisessa synteesissä, elektrolyyttinä mineraalisuolojen saamiseksi.

Mutta käyttöön liittyy tiettyjä vaaroja. Syövyttävä aine aiheuttaa kemiallisia palovammoja joutuessaan kosketuksiin ihon tai limakalvojen kanssa. Hengitettynä ilmaantuu ensin yskä ja sitten - tulehdukselliset sairaudet kurkunpää, henkitorvi, keuhkoputket. Ylittää suurimman sallitun pitoisuuden 1 mg per kuutiometri tappava.

Voit kohdata rikkihappohöyryjä ei vain erikoistuneilla teollisuudenaloilla, vaan myös kaupungin ilmapiirissä. Näin tapahtuu, kun kemian- ja metallurgiset laitokset päästävät rikkioksideja, jotka sitten putoavat happosateena.

Kaikki nämä vaarat ovat johtaneet siihen, että yli 45 %:n massapitoisuuden kierto Venäjällä on rajoitettua.

rikkihappoa

H2SO3 on heikompi happo kuin rikkihappo. Sen kaava eroaa vain yhdellä happiatomilla, mutta tämä tekee siitä epävakaan. Sitä ei ole eristetty vapaana, se esiintyy vain laimeissa vesiliuoksissa. Ne voidaan tunnistaa erityisestä pistävästä hajusta, joka muistuttaa palanutta tulitikkua. Ja vahvistaa sulfiitti-ionin läsnäolo - reaktiolla kaliumpermanganaatin kanssa, minkä seurauksena punavioletti liuos muuttuu värittömäksi.

Aine voi erilaisissa olosuhteissa toimia pelkistimenä ja hapettavana aineena, muodostaa happamia ja keskimääräisiä suoloja. Sitä käytetään elintarvikkeiden säilöntään, selluloosan saamiseen puusta sekä villan, silkin ja muiden materiaalien hienovaraiseen valkaisuun.

Ortofosforihappo

H 3 RO 4 on keskivahva happo, joka näyttää värittömiltä kiteiltä. Ortofosforihappoa kutsutaan myös näiden kiteiden 85-prosenttiseksi liuokseksi vedessä. Se näyttää hajuttomalta, siirappimaisesta nesteestä, joka on altis hypotermialle. Kuumentaminen yli 210 celsiusasteeseen johtaa sen muuttumiseen pyrofosforihapoksi.

Ortofosforihappo liukenee hyvin veteen, neutraloituu alkalien ja ammoniakkihydraatin vaikutuksesta, reagoi metallien kanssa ja muodostaa polymeeriyhdisteitä.

Saat aineen eri tavoilla:

• punaisen fosforin liuottaminen veteen paineen alaisena, lämpötilassa 700-900 astetta, käyttämällä platinaa, kuparia, titaania tai zirkoniumia;
• kiehuva punainen fosfori väkevässä typpihapossa;
• lisäämällä kuumaa väkevää typpihappoa fosfiiniin;
• happifosfiinin hapetus 150 asteessa;
• altistuminen tetrafosforidekaosidille, jonka lämpötila on 0 astetta, sitten sen asteittainen nousu 20 asteeseen ja sujuva siirtyminen kiehumiseen (vettä tarvitaan kaikissa vaiheissa);
• liuottamalla pentakloridia tai fosforioksiditrikloridia veteen.

Tuloksena olevan tuotteen käyttöalue on laaja. Sen avulla alennetaan pintajännitystä ja poistuvat oksidit juotettaviksi valmistettavilta pinnoilta, metallit puhdistetaan ruosteesta ja niiden pinnalle muodostuu suojakalvo, joka estää korroosion lisääntymisen. Lisäksi fosforihappoa käytetään teollisuuden pakastimissa ja tutkimuksessa molekyylibiologia.

Lisäksi yhdiste on osa ilmailun hydraulinesteitä, elintarvikelisäaineita ja happamuudensäätöaineita. Sitä käytetään turkistarhauksessa minkkien virtsakivitaudin ehkäisyyn ja hammaslääketieteessä täyttöä edeltäviin manipulaatioihin.

pyrofosforihappo

H 4 P 2 O 7 on happo, joka on luonnehdittu vahvaksi ensimmäisessä vaiheessa ja heikoksi muualla. Se sulaa hajoamatta, koska tämä prosessi vaatii kuumentamista tyhjiössä tai vahvojen happojen läsnä ollessa. Se neutraloituu alkalien vaikutuksesta ja reagoi vetyperoksidin kanssa. Hanki se jollakin seuraavista tavoista:

• tetrafosforidekaoksidin hajottaminen vedessä nollalämpötilassa ja sitten sen kuumennus 20 asteeseen;
• ortofosforihapon kuumennus 150 asteeseen;
• väkevän fosforihapon vuorovaikutus tetrafosforidekaoksidin kanssa 80-100 asteessa.

Tuotetta käytetään pääasiassa lannoitteiden valmistukseen.

Näiden lisäksi on monia muita happohydroksidien edustajia. Jokaisella niistä on omat ominaisuutensa ja ominaisuutensa, mutta yleensä oksidien ja hydroksidien happamat ominaisuudet ovat niiden kyky pilkkoa vetyä, hajota, olla vuorovaikutuksessa alkalien, suolojen ja metallien kanssa.

Kalium, natrium tai litium voivat olla vuorovaikutuksessa veden kanssa. Tässä tapauksessa reaktiotuotteissa esiintyy hydroksideihin liittyviä yhdisteitä. Näiden aineiden ominaisuudet, kemiallisten prosessien ominaisuudet, joissa emäkset ovat mukana, johtuvat hydroksyyliryhmän läsnäolosta niiden molekyyleissä. Joten elektrolyyttisen dissosiaation reaktioissa emäkset jaetaan metalli-ioneiksi ja OH-anioneiksi. Miten emäkset ovat vuorovaikutuksessa ei-metallioksidien, happojen ja suolojen kanssa, tarkastelemme artikkelissamme.

Molekyylin nimikkeistö ja rakenne

Pohjan nimeämiseksi oikein sinun on lisättävä sana hydroksidi metallielementin nimeen. Tuodaan konkreettisia esimerkkejä. Alumiinipohja kuuluu amfoteerisiin hydroksideihin, joiden ominaisuuksia tarkastelemme artikkelissa. Metallikationiin liittyvän hydroksyyliryhmän pakollinen läsnäolo emäsmolekyyleissä ionityyppi sidokset voidaan määrittää käyttämällä indikaattoreita, kuten fenolftaleiinia. Vesipitoisessa väliaineessa OH-ionien ylimäärä määräytyy indikaattoriliuoksen värin muutoksella: värittömästä fenolftaleiinista tulee karmiininpunainen. Jos metallilla on useita valensseja, se voi muodostaa useita emäksiä. Esimerkiksi raudalla on kaksi emästä, joissa se on yhtä suuri kuin 2 tai 3. Ensimmäiselle yhdisteelle on ominaista toisen - amfoteerisen - merkit. Siksi korkeampien hydroksidien ominaisuudet eroavat yhdisteistä, joissa metallilla on alhaisempi valenssi.

Fyysinen ominaisuus

Pohjat ovat kuumuutta kestäviä kiinteitä aineita. Veden suhteen ne jaetaan liukoisiin (alkaleihin) ja liukenemattomiin. Ensimmäisen ryhmän muodostavat kemiallisesti aktiiviset metallit - ensimmäisen ja toisen ryhmän elementit. Veteen liukenemattomat aineet koostuvat muiden metallien atomeista, joiden aktiivisuus on huonompi kuin natriumin, kaliumin tai kalsiumin. Esimerkkejä tällaisista yhdisteistä ovat rauta- tai kupariemäkset. Hydroksidien ominaisuudet riippuvat siitä, mihin aineryhmään ne kuuluvat. Joten alkalit ovat lämpöstabiileja eivätkä hajoa kuumennettaessa, kun taas veteen liukenemattomat emäkset ovat korkea lämpötila hajoaa muodostaen oksideja ja vettä. Esimerkiksi kuparipohja hajoaa seuraavasti:

Cu(OH)2 \u003d CuO + H2O

Hydroksidien kemialliset ominaisuudet

Kahden tärkeimmän yhdisteryhmän - happojen ja emästen - välistä vuorovaikutusta kutsutaan kemiassa neutralointireaktioksi. Tämä nimi voidaan selittää sillä, että kemiallisesti aggressiiviset hydroksidit ja hapot muodostavat neutraaleja tuotteita - suoloja ja vettä. Koska neutralointi on itse asiassa kahden monimutkaisen aineen välinen vaihtoprosessi, se on ominaista sekä emäksille että veteen liukenemattomille emäksille. Tässä on kaustisen potaskan ja kloorivetyhapon välisen neutralointireaktion yhtälö:

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O

Alkalimetalliemästen tärkeä ominaisuus on niiden kyky reagoida happamien oksidien kanssa, jolloin syntyy suolaa ja vettä. Esimerkiksi ohjaamalla hiilidioksidia natriumhydroksidin läpi, saat sen karbonaatin ja veden:

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

Ioninvaihtoreaktioihin kuuluu alkalien ja suolojen välinen vuorovaikutus, joka johtaa liukenemattomien hydroksidien tai suolojen muodostumiseen. Joten kaatamalla liuos tipoittain kuparisulfaattiliuokseen, saat sinisen hyytelömäisen sakan. Se on kuparipohjainen, veteen liukenematon:

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

Veteen liukenemattomien hydroksidien kemialliset ominaisuudet eroavat emäksistä siinä, että ne menettävät vettä lievästi kuumentaessaan - ne kuivuvat ja muuttuvat vastaavan emäksisen oksidin muotoon.

Pohjat, joissa on kaksi ominaisuutta

Jos alkuaine tai se voi reagoida sekä happojen että alkalien kanssa, sitä kutsutaan amfoteeriseksi. Näitä ovat esimerkiksi sinkki, alumiini ja niiden pohjat. Amfoteeristen hydroksidien ominaisuudet mahdollistavat niiden molekyylikaavojen kirjaamisen sekä hydroksoryhmän eristämisessä että happojen muodossa. Esitetään useita yhtälöitä alumiiniemäksen reaktioihin suolahapon ja natriumhydroksidin kanssa. Ne kuvaavat erityisiä ominaisuuksia amfoteerisiin yhdisteisiin liittyvät hydroksidit. Toinen reaktio tapahtuu alkalin hajoamisen kanssa:

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

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

Prosessien tuotteet ovat vettä ja suoloja: alumiinikloridia ja natriumaluminaattia. Kaikki amfoteeriset emäkset ovat veteen liukenemattomia. Ne saadaan vastaavien suolojen ja alkalien vuorovaikutuksen tuloksena.

Hankinta- ja soveltamismenetelmät

Teollisuudessa, joka vaatii suuria määriä alkaleja, niitä saadaan elektrolyysillä suoloista, jotka sisältävät jaksollisen järjestelmän ensimmäisen ja toisen ryhmän aktiivisten metallien kationeja. Uuton raaka-aine, esimerkiksi kaustinen natrium, on tavallisen suolan liuos. Reaktioyhtälö tulee olemaan:

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

Matala-aktiivisten metallien emäkset laboratoriossa saadaan emästen vuorovaikutuksesta niiden suolojen kanssa. Reaktio kuuluu ioninvaihdon tyyppiin ja päättyy emäksen saostumiseen. Yksinkertainen tapa saada alkaleja on substituutioreaktio aktiivisen metallin ja veden välillä. Siihen liittyy reagoivan seoksen kuumennus ja se kuuluu eksotermiseen tyyppiin.

Hydroksidien ominaisuuksia käytetään teollisuudessa. Alkalilla on tässä erityinen rooli. Niitä käytetään kerosiinin ja bensiinin puhdistusaineina, saippuan valmistuksessa, luonnonnahan jalostuksessa sekä raionin ja paperin tuotantoteknologioissa.

Fyysiset ominaisuudet

Alkalimetallihydroksidien yleinen kaava on MON.

Kaikki alkalimetallihydroksidit ovat värittömiä hygroskooppisia aineita, helposti nesteytyviä ilmassa, liukenevat erittäin hyvin veteen ja etanoliin, LiOH:sta CsOH:ksi siirtyessä liukoisuus kasvaa.

Jonkin verran fyysiset ominaisuudet alkalimetallihydroksidit on esitetty taulukossa.

Kemialliset ominaisuudet

Kaikkien alkalimetallien hydroksidit sulavat hajoamatta, litiumhydroksidi hajoaa kuumennettaessa 600 °C:n lämpötilaan:

2LiOH \u003d Li 2O + H2O.

Kaikilla hydroksideilla on vahvojen emästen ominaisuuksia. Vedessä ne hajoavat lähes kokonaan:

NaOH \u003d Na + + OH -.

Reagoi epämetallien oksidien kanssa:

KOH + CO 2 \u003d KHCO 3;

2NaOH + CO2 \u003d Na2CO3 + H20;

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

Vuorovaikutuksessa happojen kanssa, osallistu neutralointireaktioon:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H20;

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

Mene vaihtoreaktioihin suolojen kanssa:

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl.

Reagoi halogeenien kanssa:

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

6KOH + 3Cl2 \u003d KC103 + 5KCl + 3H20 (lämmitettynä).

Sulassa tilassa ne ovat vuorovaikutuksessa amfoteeristen metallien ja niiden oksidien kanssa:

2KOH + Zn \u003d K2ZnO2 + H2;

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

Hydroksidien vesiliuokset muodostavat vuorovaikutuksessa amfoteeristen metallien, niiden oksidien ja hydroksidien kanssa hydroksokomplekseja:

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

2NaOH + BeO + H20 \u003d Na2;

2NaOH + Be(OH)2 = Na2.

Vesipitoiset liuokset ja hydroksidisulat reagoivat boorin ja piin, niiden oksidien ja happojen kanssa:

4NaOH + 4B + 302 = 4NaBO2 + 2H20 (sula);

2NaOH + Si + H20 = Na2SiO3 + 2H2 (liuos).

Kuitti

Litium-, natrium- ja kaliumhydroksidit saadaan elektrolyysillä niiden kloridien väkevistä liuoksista, kun taas katodilla vapautuu vetyä, anodilla muodostuu klooria:

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

Rubidium- ja cesiumhydroksidit saadaan niiden suoloista vaihtoreaktioilla:

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

ALKALISMAAMETALLIT

Maa-alkalimetallien ominaisuudet

atominumero	Nimi	Atomimassa	Elektroninen konfigurointi	r g/cm 3	t°pl. °C	t° kiehuvaa °C	EO	Atomin säde, nm	Hapetustila
	Beryllium Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Magnesium Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	Kalsium Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Strontium Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Barium Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Radium Ra		7s 2	~6	~700		0,9	–	+2

Fyysiset ominaisuudet

Maa-alkalimetallien t°pl (verrattuna alkalimetalleihin) on korkeampi. ja t ° kiehumispiste., ionisaatiopotentiaalit, tiheydet ja kovuus.

Kemialliset ominaisuudet

1. Erittäin reaktiivinen.

2. Positiivinen valenssi on +2.

3. Reagoi veden kanssa klo huonelämpötila(paitsi Be) vedyn kehittymisen kanssa.

4. Niillä on korkea affiniteetti happea kohtaan (pelkistävät aineet).

5. Ne muodostavat suolan kaltaisia ​​hydridejä EH2 vedyn kanssa.

6. Oksideilla on yleinen kaava EO. Taipumus peroksidien muodostumiseen on vähemmän selvä kuin alkalimetallien.

Luonnossa oleminen

3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 - beryyli

MgCO 3 - magnesiitti

CaCO 3 MgCO 3 - dolomiitti

KCl MgSO 4 3H 2O - kainiitti

KCl MgCl 2 6H 2O - karnalliitti

CaCO 3 - kalsiitti (kalkkikivi, marmori jne.)

Ca 3 (PO 4) 2 - apatiitti, fosforiitti

CaSO 4 2H 2 O - kipsi

CaSO 4 - anhydriitti

CaF 2 - fluorisälpä (fluoriitti)

SrSO 4 - selestiini

SrCO 3 - strontianiitti

BaSO 4 - bariitti

BaCO 3 - witheriitti

Kuitti

Berylliumia saadaan pelkistämällä fluoria:

BeF 2 + Mg - t ° ® Be + MgF 2

Bariumia saadaan oksidipelkistyksellä:

3BaO + 2Al - t ° ® 3Ba + Al 2 O 3

Loput metallit saadaan kloridisulatteiden elektrolyysillä:

CaCl 2 ® Ca + Cl 2

katodi: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0

anodi: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2

Ryhmän II pääalaryhmän metallit ovat vahvoja pelkistäviä aineita; yhdisteissä niillä on vain +2 hapetusaste. Metallien aktiivisuus ja niiden pelkistyskyky lisääntyvät sarjassa: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1. Reaktio veden kanssa.

Normaaleissa olosuhteissa Be:n ja Mg:n pinta on peitetty inertillä oksidikalvolla, joten ne kestävät vettä. Sitä vastoin Ca, Sr ja Ba liukenevat veteen muodostaen hydroksideja, jotka ovat vahvoja emäksiä:

Mg + 2H 2O - t ° ® Mg (OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2O® Ca (OH) 2 + H2

2. Reaktio hapen kanssa.

Kaikki metallit muodostavat oksideja RO, bariumperoksidia - BaO 2:

2Mg + O2® 2MgO

Ba + O 2 ® BaO 2

3. Binääriyhdisteitä muodostuu muiden ei-metallien kanssa:

Be + Cl 2 ® BeCl 2 (halogenidit)

Ba + S ® BaS (sulfidit)

3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (nitridit)

Ca + H 2 ® CaH 2 (hydridit)

Ca + 2C ® CaC 2 (karbidit)

3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (fosfidit)

Beryllium ja magnesium reagoivat suhteellisen hitaasti ei-metallien kanssa.

4. Kaikki metallit liukenevat happoihin:

Ca + 2HCl® CaCl2 + H2

Mg + H 2SO 4 (razb.) ® MgSO 4 + H 2

Beryllium liukenee myös alkalien vesiliuoksiin:

Be + 2NaOH + 2H2O® Na2 + H2

5. Laadullinen reaktio maa-alkalimetallikationeihin - liekin värjäys seuraavilla väreillä:

Ca 2+ - tummanoranssi

Sr 2+ - tummanpunainen

Ba 2+ - vaaleanvihreä

Ba 2+ -kationi avautuu yleensä vaihtoreaktiolla rikkihapon tai sen suolojen kanssa:

Bariumsulfaatti on valkoinen sakka, joka ei liukene mineraalihappoihin.

Maa-alkalimetallioksidit

Kuitti

1) Metallien hapetus (paitsi Ba, joka muodostaa peroksidin)

2) Nitraattien tai karbonaattien lämpöhajoaminen

CaCO 3 - t ° ® CaO + CO 2

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

Kemialliset ominaisuudet

Tyypillisiä emäksisiä oksideja. Reagoi veden (paitsi BeO), happooksidien ja happojen kanssa

MgO + H2O® Mg (OH) 2

3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 ® Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - amfoteerinen oksidi, liukenee emäksiin:

BeO + 2NaOH + H2O® Na 2

Maa-alkalimetallihydroksidit R(OH) 2

Kuitti

Maa-alkalimetallien tai niiden oksidien reaktiot veden kanssa:

Ba + 2H 2O® Ba (OH) 2 + H2

CaO (poltettu kalkki) + H 2 O ® Ca (OH) 2 (sammutettu kalkki)

Kemialliset ominaisuudet

Hydroksidit R (OH) 2 - valkoiset kiteiset aineet, liukenevat veteen huonommin kuin alkalimetallihydroksidit (hydroksidien liukoisuus laskee sarjanumeron pienentyessä; Be (OH) 2 - veteen liukenematon, emäksiin liukeneva). R(OH)2:n emäksisyys kasvaa atomiluvun kasvaessa:

Ole (OH) 2 - amfoteerinen hydroksidi

Mg(OH)2 - heikko emäs

muut hydroksidit ovat vahvoja emäksiä (emäksiä).

1) Reaktiot happooksidien kanssa:

Ca(OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 ¯ + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 ¯ + H 2 O

2) Reaktiot happojen kanssa:

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

Ba(OH)2 + 2HNO3® Ba(NO3)2 + 2H2O

3) Vaihtoreaktiot suolojen kanssa:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯+ 2KOH

4) Berylliumhydroksidin reaktio alkalien kanssa:

Be(OH)2 + 2NaOH® Na2

Veden kovuus

Luonnonvettä, joka sisältää Ca 2+- ja Mg 2+ -ioneja, kutsutaan kovaksi. Kova vesi muodostaa keitettynä hilseen, se ei kiehu pehmeäksi elintarvikkeita; pesuaineetälä anna vaahtoa.

Karbonaattikovuus (väliaikainen) johtuu kalsium- ja magnesiumbikarbonaattien läsnäolosta vedessä, ei-karbonaattinen (pysyvä) kovuus - kloridit ja sulfaatit.

Veden kokonaiskovuus lasketaan karbonaattien ja ei-karbonaattien summana.

Veden kovuus poistetaan saostamalla liuoksesta Ca 2+- ja Mg 2+ -ioneja.

Oksidihydraatteja kutsutaan yhteisesti hydroksidiksi. . Emäksiä (emäksisiä hydroksideja) kutsutaan emäksisten oksidien hydraatiksi.Yleinen kaava on Minä( vai niin) n. Hydroksyyliryhmien (OH) lukumäärä molekyylissä määrää sen happamuuden.

Useimmat emäkset ovat vain veteen liukenemattomia Hydroksidit alkalinen ja maa-alkalimetallit (niitä kutsutaan alkalit) sekä ammonium . Vesiliuoksissa emäkset hajoavat metallikationin hydroksyyliryhmäksi, amfoteeriset hydroksidit dissosioituvatsekä happona että emäksenä . Polyhappoemäkset dissosioituvat vaiheittain:

Minä x + +xOH - ⇌ minä (OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x - (amfoteerisen hydroksidin dissosiaatio (yleinen kaavio))

*Tämä on mielenkiintoista

Nyt on olemassa 3 pääteoriaa hapoista ja emäksistä:

1. Brønsted-Lowryn protoliittinen teoria .Siinä happo-molekyyli tai ioni, joka pystyy toimimaan luovuttajana tietyssä reaktiossa protonit emäkset ovat molekyylejä tai ioneja, jotka kiinnittävät protoneja. Sekä happoja että emäksiä kutsutaan protoliiteiksi.

2. Lewisin hapon ja emäksen teoria . Siinä happo on mikä tahansa hiukkanen, joka pystyy vastaanottamaan elektroniparin, ja emäs on hiukkanen, joka pystyy luovuttamaan tämän parin. Lewisin teoria on hyvin samanlainen kuin teoria Bronsted - Lowry, mutta eroaa siitä siinä, että se kattaa laajemman valikoiman yhdisteitä.

3. Usanovitšin teoria. Siinä happo on hiukkanen, joka voi pilkkoa kationeja, mukaan lukien protonin, tai lisätä anioneja, mukaan lukien elektronin. Emäs on hiukkanen, joka voi ottaa vastaan ​​protonin ja muita kationeja tai luovuttaa elektronin ja muita anioneja. .

Nimikkeistö:

Epäorgaanisia yhdisteitä, jotka sisältävät -OH-ryhmiä, kutsutaan hydroksideiksi. NaOH - natriumhydroksidi, Fe(OH) 2 - rauta(II)hydroksidi, Ba(OH )2-bariumhydroksidi. (suluissa elementin valenssi ilmoitetaan (jos se on muuttuja))

Happipitoisille yhdisteille käytetään hydroksidien nimiä etuliitteellä "meta": AlO (OH) - alumiinimetahydroksidi, Mn O(OH) - mangaanimetahydroksidi

Oksideille, jotka on hydratoitu määrittelemättömällä määrällä vesimolekyylejä, Me 2 O n n H2 Oi, on laitonta kirjoittaa sellaisia ​​kaavoja Me(OH)n . Tällaisten yhdisteiden kutsumista hydroksidiksi ei myöskään suositella. Nimiesimerkkejä: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - tallium(III)oksidipolyhydraatti, MnO 2∙nH2 O - mangaani(IV)oksidipolyhydraatti

On myös hydraatteja -NH 3∙H2O (hydraatti ammoniakki) \u003d NH4OH (ammoniumhydroksidi).

Emäkset muodostavat suoloja vuorovaikutuksessa happojen kanssa (neutralointireaktio), kun ne ovat vuorovaikutuksessa happooksidin, amfoteerisen hydroksidin, amfoteerisen metallin, amfoteerisen oksidin, ei-metallin kanssa.

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

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O(reaktio seka-anhydridin kanssa)

Cl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O(reaktio etenee ilman kuumennusta)

Cl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O(reaktio etenee lämmittämällä)

3S+6NaOH→2Na 2 S+Na 2 NIIN 3 +3H 2 O

2AI+2NaOH+6H 2 O->2Na+3H 2

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

NaOH+Al(OH) 3 →Na

Pohjien hankintamenetelmät:

1. Alkali- ja maa-alkalimetallien sekä ammoniakin vuorovaikutus veden kanssa. Metallit (vain alkali tai maa-alkali), jotka ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa, muodostavat alkalia ja vapauttavat vetyä. Ammoniakki vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostaa epästabiilin yhdisteen NH 4OH:

2Na+2H 2 O->2NaOH+H 2

Ba+2H 2 O → Ba ( vai niin ) 2 +H 2

NH 3 +H 2 O↔NH 4 vai niin

2. Suora kiinnitys emäksisillä oksideilla veteen. Useimmat emäksiset oksidit eivät lisää vettä suoraan, vain alkalimetallien (alkalimetallit) ja maa-alkalimetallien (maa-alkalimetallit) oksidit, jotka kiinnittävät vettä, muodostavat emäksiä:

Li 2 O+H 2 O → 2 LiOH

BaO+H 2 O → Ba ( vai niin ) 2

3. Suolan vuorovaikutus . Tämä on yksi yleisimmistä tavoista saada suoloja ja emäksiä. Koska kyseessä on ioninvaihtoreaktio, molempien lähtöaineiden on oltava liukoisia, eikä toinen tuotteista saa:

NaOH+FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓

Na 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓

4. Suolaliuosten elektrolyysiemäksinen Ja maa-alkalimetallit .Liuosten elektrolyysissäsuolatiedot metallit ei koskaaneivät vapaudu katodilla (sen sijaan vedestä vapautuu vetyä: ja 2H 2 O-2e - \u003d H2 ↓ + 2OH - ), ja halogeeni pelkistyy anodilla (kaikki paitsi F - ), tai happea sisältävän hapon tapauksessa tapahtuu seuraava reaktio:

2H 2 O-4e - = 4H + +O 2 , halogeeneja vähennetään kaavion mukaisesti: 2X - -2e - =X 2 (jossa X on halogeeni)

2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2

Vesiliuokseen kerääntyy alkali, joka voidaan sitten eristää haihduttamalla liuos.

Tämä on mielenkiintoista:

Alkali- ja maa-alkalimetallien peroksidit ja superoksidit reagoivat veden kanssa muodostaen vastaavan hydroksidin ja vetyperoksidin.

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

4NaO 2 + 2 H 2 O →4 Na vai niin + 3O 2

Bronsted-Lowryn teoria mahdollistaa emästen vahvuuden kvantifioinnin, eli niiden kyvyn erottaa protoni hapoista. Tämä tehdään yleensä käyttämällä emäksisyysvakiota K b . Esimerkiksi ammoniakille Bronsted-pohjana voidaan kirjoittaa:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + +OH -

Emäsisyysvakioiden näyttämiseksi helpommin käytetään negatiivista logaritmia: pK b = -Hirsi K b . On myös loogista, että kannasten lujuus kasvaa metallijännityssarjassa oikealta vasemmalle.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (menetelmä alkeenien, tässä tapauksessa eteenin (eteeni) saamiseksi), käytettiin natriumhydroksidin alkoholiliuosta.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 5 vai niin (menetelmä alkoholien, tässä tapauksessa etanolin, saamiseksi), käytettiin natriumhydroksidin vesiliuosta.

2 NaOH + C 2 H 5 Cl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (tässä tapauksessa menetelmä alkyynien, asetyleenin (eteenin) saamiseksi), käytettiin natriumhydroksidin alkoholiliuosta.

C 6 H 5 vai niin (fenoli)+ NaOH → C 6 H 5 ONa + H 2 O

Tuote, kun yksi ammoniakkivedyistä korvataan hydroksyyliryhmällä, on hydroksyyliamiini ( NH 2 vai niin). Se muodostuu typpihapon elektrolyysin aikana (elohopea- tai lyijykatodilla) sen pelkistämisen seurauksena atomivedyllä, joka muodostuu veden elektrolysoituessa rinnakkain:

HNO 3 +6 H → NH 2 vai niin +2 H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

amfoteeriset hydroksidit.

Nämä yhdisteet tuottavat suoloja sekä ollessaan vuorovaikutuksessa happojen kanssa (keskisuolat) että ollessaan vuorovaikutuksessa emästen kanssa (monimutkaiset yhdisteet). Kaikki amfoteeriset hydroksidit ovat vähän liukoisia. Niiden dissosiaatiota voidaan tarkastella sekä emäksisen että happaman tyypin kannalta, mutta koska nämä kaksi prosessia tapahtuvat samanaikaisesti, prosessi voidaan kirjoittaa seuraavasti (Me-metalli):

Minä x+ +xOH - ⇌ minä (OH) x ≡H x MeO x ⇌ xH + +MeO x x-

Koska amfoteeriset hydroksidit ovat amfoteeristen oksidien hydraatteja, niiden merkittävimmät edustajat ovat seuraavien oksidien hydraatit: ZnO, Al 2 O 3, BeO, SnO, PbO, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2, TiO 2.

Esimerkkejä reaktioista:

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

Al(OH) 3 ↓+3HCl→AlCl 3 +3H 2 O

Mutta kun tiedetään, että amfoteeriset hydroksidit dissosioituvat myös happotyypin mukaan, voidaan kirjoittaa niiden vuorovaikutus alkalien kanssa käyttämällä toista yhtälöä:

Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (ratkaisussa)

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

1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O(tässä muodostui natriumortoaluminaattia (reaktio tapahtui liuoksessa), mutta jos reaktio tapahtuu fuusion aikana, muodostuu natriummetaaluminaattia)

2) HAlO 2 +NaOH→NaAlO 2 +H 2 O(muodostui natriummetaluminaattia, mikä tarkoittaa, että ortoalumiini ja metallialumiinihappo osallistuivat reaktioihin 1 ja 2)

Amfoteerisia hydroksideja saadaan yleensä niiden suolojen vuorovaikutuksella alkalien kanssa, joiden määrä lasketaan tarkasti reaktioyhtälön mukaan:

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

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

Toimittaja: Kharlamova Galina Nikolaevna

Emäkset (hydroksidit) – monimutkaiset aineet, joiden koostumuksessa olevissa molekyyleissä on yksi tai useampi OH-hydroksyyliryhmä. Useimmiten emäkset koostuvat metalliatomista ja OH-ryhmästä. Esimerkiksi NaOH on natriumhydroksidi, Ca (OH) 2 on kalsiumhydroksidi jne.

On emäs - ammoniumhydroksidi, jossa hydroksiryhmä ei ole kiinnittynyt metalliin, vaan NH 4 + -ioniin (ammoniumkationi). Ammoniumhydroksidia muodostuu liuottamalla ammoniakkia veteen (veden lisäysreaktiot ammoniakkiin):

NH3 + H2O = NH4OH (ammoniumhydroksidi).

Hydroksyyliryhmän valenssi on 1. Hydroksyyliryhmien lukumäärä emäsmolekyylissä riippuu metallin valenssista ja on yhtä suuri kuin se. Esimerkiksi NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.

Kaikki perusteet - erivärisiä kiinteitä aineita. Jotkut emäkset liukenevat hyvin veteen (NaOH, KOH jne.). Suurin osa niistä ei kuitenkaan liukene veteen.

Vesiliukoisia emäksiä kutsutaan alkaleiksi. Alkaliliuokset ovat "saippuaisia", liukkaita kosketettaessa ja melko syövyttäviä. Alkaleihin kuuluvat alkali- ja maa-alkalimetallien hydroksidit (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne.). Loput ovat liukenemattomia.

Liukenemattomat emäkset- nämä ovat amfoteerisia hydroksideja, jotka vuorovaikutuksessa happojen kanssa toimivat emäksinä ja käyttäytyvät kuin hapot alkalin kanssa.

Eri emästen kyky erottaa hydroksiryhmiä eroaa toisistaan, joten ne jaetaan vahvoihin ja heikkoihin emäksiin ominaisuuden mukaan.

Vahvat emäkset luovuttavat helposti hydroksyyliryhmänsä vesiliuoksissa, mutta heikot emäkset eivät.

Emästen kemialliset ominaisuudet

Emästen kemiallisille ominaisuuksille on tunnusomaista niiden suhde happoihin, happoanhydrideihin ja suoloihin.

1. Toimi indikaattoreista. Indikaattorit muuttavat väriään riippuen vuorovaikutuksesta erilaisten kanssa kemikaalit. Neutraaleissa liuoksissa - niillä on yksi väri, happamissa liuoksissa - toinen. Kun ne ovat vuorovaikutuksessa emästen kanssa, ne muuttavat väriään: metyylioranssi indikaattori muuttuu keltainen, lakmusindikaattori - sisään Sininen väri, ja fenolftaleiini muuttuu fuksiaksi.

2. Reagoi happamien oksidien kanssa suolan ja veden muodostuminen:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagoi happojen kanssa, muodostaen suolaa ja vettä. Emäksen ja hapon vuorovaikutuksen reaktiota kutsutaan neutralointireaktioksi, koska sen valmistuttua väliaine muuttuu neutraaliksi:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reagoi suolojen kanssa uuden suolan ja emäksen muodostaminen:

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

5. Pystyy hajoamaan vedeksi ja emäksiseksi oksidiksi kuumennettaessa:

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

Onko sinulla kysymyksiä? Haluatko tietää lisää säätiöistä?
Saadaksesi tutorin apua - rekisteröidy.
Ensimmäinen oppitunti on ilmainen!

Sivusto, jossa materiaali kopioidaan kokonaan tai osittain, linkki lähteeseen vaaditaan.