Hidroksidet acide janë komponime inorganike të grupit hidroksil -OH dhe një metal ose jometal me gjendje oksidimi +5, +6. Një emër tjetër është acidet inorganike që përmbajnë oksigjen. Karakteristika e tyre është eliminimi i një protoni gjatë disociimit.

Klasifikimi i hidroksideve

Hidroksidet quhen edhe hidrokside dhe hidrate. Pothuajse të gjithë i kanë ato elementet kimike, disa kanë përdorim të gjerë Në natyrë, për shembull, mineralet hydrargilite dhe brucite janë hidroksidet e aluminit dhe magnezit, përkatësisht.

Dallohen llojet e mëposhtme të hidroksideve:

• bazë;
• amfoterike;
• acid.

Klasifikimi bazohet nëse oksidi që formon hidroksidin është bazik, acid ose amfoterik.

Vetitë e përgjithshme

Me interes më të madh janë vetitë acido-bazike të oksideve dhe hidroksideve, pasi mundësia e reaksioneve varet prej tyre. Nëse hidroksidi do të shfaqë veti acidike, bazike ose amfoterike varet nga forca e lidhjes midis oksigjenit, hidrogjenit dhe elementit.

Forca ndikohet nga potenciali jonik, me një rritje në të cilën ato kryesore dobësohen dhe rriten vetitë e acidit hidroksidet.

Hidroksidet më të larta

Hidroksidet më të larta janë komponime në të cilat elementi formues është në gjendjen më të lartë të oksidimit. Këto janë ndër të gjitha llojet në klasë. Një shembull i një baze është hidroksidi i magnezit. Hidroksidi i aluminit është amfoterik, ndërsa acidi perklorik mund të klasifikohet si hidroksid acid.

Ndryshimi në karakteristikat e këtyre substancave në varësi të elementit formues mund të gjurmohet sipas sistemit periodik të D. I. Mendeleev. Vetitë acidike të hidroksideve më të larta rriten nga e majta në të djathtë, ndërsa vetitë metalike, përkatësisht, dobësohen në këtë drejtim.

Hidroksidet bazë

Në një kuptim të ngushtë, ky lloj quhet bazë, pasi anioni OH ndahet gjatë shpërbërjes së tij. Më të famshmit nga këto komponime janë alkalet, për shembull:

• Gëlqere e shuar Ca(OH) 2 e përdorur në dhomat e zbardhjes, për rrezitje lëkure, përgatitjen e lëngjeve antifungale, llaçeve dhe betonit, zbutjen e ujit, prodhimin e sheqerit, zbardhuesit dhe plehrave, nxitjen e karbonateve të natriumit dhe kaliumit, neutralizimin e solucioneve acidike, zbulimin e dioksidit të karbonit, dezinfektimin, rezistenca tokë, si një shtesë ushqimore.
• Kaliumi kaustik KOH përdoret në fotografi, përpunimin e naftës, ushqimin, letrën dhe prodhimin metalurgjik, si dhe një bateri alkaline, neutralizues acidi, katalizator, pastrues gazi, rregullator pH, elektrolit, përbërës detergjentësh, lëngje shpimi, ngjyra, plehra, kalium organik dhe substanca inorganike, pesticide, preparate farmaceutike për trajtimin e lythave, sapunë, gome sintetike.
• NaOH, i domosdoshëm për industrinë e pulpës dhe letrës, saponifikimin e yndyrave në prodhimin e detergjenteve, neutralizimin e acideve, prodhimin e karburantit bionaftë, tretjen e bllokimeve, degazimin e substancave toksike, përpunimin e pambukut dhe leshit, kallëpët e larjes, prodhimin e ushqimit, kozmetologjinë, fotografinë .

Hidroksidet bazë formohen si rezultat i ndërveprimit me ujin e oksideve metalike përkatëse, në shumicën dërrmuese të rasteve me gjendje oksidimi +1 ose +2. Këto përfshijnë elemente alkali, tokë alkaline dhe tranzicion.

Për më tepër, bazat mund të merren në mënyrat e mëposhtme:

• ndërveprimi i alkalit me një kripë të një metali me aktivitet të ulët;
• një reaksion midis një elementi alkalik ose alkalik tokësor dhe ujit;
• elektroliza e një tretësire ujore të kripës.

Acidi dhe hidroksidet bazë ndërveprojnë me njëri-tjetrin për të formuar kripë dhe ujë. Ky reagim quhet neutralizim dhe ka rëndësi të madhe për analizën titrimetrike. Përveç kësaj, përdoret në jetën e përditshme. Kur derdhet acidi, një reagent i rrezikshëm mund të neutralizohet me sode, dhe uthull përdoret për alkalin.

Për më tepër, hidroksidet bazë zhvendosin ekuilibrin jonik gjatë shpërbërjes në tretësirë, i cili manifestohet në një ndryshim në ngjyrat e treguesve dhe hyjnë në reaksione shkëmbimi.

Kur nxehen, përbërësit e patretshëm dekompozohen në oksid dhe ujë, dhe alkalet shkrihen. dhe një oksid acid formojnë një kripë.

Hidroksidet amfoterike

Disa elementë, në varësi të kushteve, shfaqin veti bazike ose acidike. Hidroksidet e bazuara në to quhen amfoterike. Ato janë të lehta për t'u identifikuar nga metali i përfshirë në përbërje, i cili ka një gjendje oksidimi prej +3, +4. Për shembull, një substancë xhelatinoze e bardhë - hidroksidi i aluminit Al (OH) 3, i përdorur në pastrimin e ujit për shkak të kapacitetit të tij të lartë absorbues, në prodhimin e vaksinave si një substancë që rrit përgjigjen imune, në mjekësi për trajtimin e sëmundjeve të varura nga acidi. sëmundjet e traktit gastrointestinal. Gjithashtu shpesh përfshihet në plastika rezistente ndaj flakës dhe vepron si një bartës për katalizatorët.

Por ka përjashtime kur vlera e gjendjes së oksidimit të elementit është +2. Kjo është tipike për beriliumin, kallajin, plumbin dhe zinkun. Hidroksidi i metalit të fundit Zn(OH) 2 përdoret gjerësisht në industritë kimike, kryesisht për sintezën e komponimeve të ndryshme.

Hidroksidi amfoterik mund të merret duke reaguar një tretësirë ​​të një kripe metali kalimtar me alkali të holluar.

Hidroksidi amfoterik dhe oksidi i acidit, alkali ose acidi formojnë një kripë kur ndërveprojnë. Ngrohja e hidroksidit çon në dekompozimin e tij në ujë dhe metahidroksid, i cili, pas ngrohjes së mëtejshme, shndërrohet në një oksid.

Hidroksidet amfoterike dhe ato acide sillen në mënyrë të ngjashme në një mjedis alkalik. Kur ndërveprojnë me acidet, hidroksidet amfoterike veprojnë si baza.

Hidroksidet e acidit

Ky lloj karakterizohet nga prania në përbërjen e elementit në gjendje oksidimi nga +4 në +7. Në tretësirë, ata janë në gjendje të dhurojnë një kation hidrogjeni ose të pranojnë një çift elektronik dhe të formojnë lidhje kovalente. Më shpesh kanë gjendja e grumbullimit lëngje, por mes tyre ka edhe lëndë të ngurta.

Formon një oksid acidik hidroksid të aftë për formimin e kripës dhe që përmban një metal jometal ose në tranzicion. Oksidi fitohet si rezultat i oksidimit të një jometali, dekompozimit të një acidi ose kripe.

Ato acide manifestohen në aftësinë e tyre për të ngjyrosur treguesit, për të tretur metalet aktive me lëshimin e hidrogjenit dhe për të reaguar me bazat dhe oksidet bazë. Karakteristika e tyre dalluese është pjesëmarrja në reaksionet redoks. Gjatë një procesi kimik, ato ngjiten me ngarkesë negative grimcat elementare. Aftësia për të vepruar si një pranues elektroni dobësohet me hollimin dhe shndërrimin në kripëra.

Kështu, është e mundur të dallohen jo vetëm vetitë acido-bazike të hidroksideve, por edhe ato oksiduese.

Acid nitrik

HNO 3 konsiderohet një acid monobazik i fortë. Është shumë helmues, lë ulçera në lëkurë me njolla të verdha të mbulesës dhe avujt e tij irritojnë menjëherë mukozën e frymëmarrjes. Emri i vjetëruar është vodka e fortë. I përket hidroksideve acidike; në tretësirat ujore shpërndahet plotësisht në jone. Nga pamja e jashtme, duket si një lëng pa ngjyrë që tymos në ajër. Një tretësirë ​​ujore konsiderohet e koncentruar, e cila përfshin 60 - 70% të substancës, dhe nëse përmbajtja tejkalon 95%, quhet acid nitrik tymi.

Sa më i lartë të jetë përqendrimi, aq më i errët shfaqet lëngu. Mund të ketë edhe një ngjyrë kafe për shkak të dekompozimit në oksid, oksigjen dhe ujë në dritë ose me ngrohje të lehtë, kështu që duhet të ruhet në një enë qelqi të errët në një vend të freskët.

Vetitë kimike të hidroksidit të acidit janë të tilla që mund të distilohet pa dekompozim vetëm nën presion të reduktuar. Të gjitha metalet reagojnë me të, përveç arit, disa përfaqësues të grupit të platinit dhe tantalit, por produkti përfundimtar varet nga përqendrimi i acidit.

Për shembull, një substancë 60%, kur ndërvepron me zinkun, jep dioksidin e azotit si nënprodukt mbizotërues, 30% - monoksid, 20% - oksid dinitrogjeni (gaz qeshje). Përqendrimet edhe më të ulëta prej 10% dhe 3% japin një substancë të thjeshtë azot në formën e gazit dhe nitratit të amonit, përkatësisht. Kështu, nga acidi mund të përftohen komponime të ndryshme nitro. Siç shihet nga shembulli, sa më i ulët të jetë përqendrimi, aq më i thellë është reduktimi i azotit. Ajo gjithashtu ndikon në aktivitetin e metalit.

Një substancë mund të shpërndajë arin ose platinin vetëm në përbërjen e aqua regia - një përzierje e tre pjesëve të acidit klorhidrik dhe një acidi nitrik. Qelqi dhe politetrafluoroetileni janë rezistent ndaj tij.

Përveç metaleve, substanca reagon me oksidet bazike dhe amfoterike, bazat dhe acidet e dobëta. Në të gjitha rastet, rezultati është kripërat, me jometalet - acidet. Jo të gjitha reagimet ndodhin në mënyrë të sigurt, për shembull, aminat dhe terpentina ndizen spontanisht kur janë në kontakt me hidroksidin në një gjendje të koncentruar.

Kripërat quhen nitrate. Kur nxehen, ato dekompozohen ose shfaqin veti oksiduese. Në praktikë, ato përdoren si plehra. Ato praktikisht nuk ndodhin në natyrë për shkak të tretshmërisë së tyre të lartë, prandaj, të gjitha kripërat përveç kaliumit dhe natriumit merren artificialisht.

Vetë acidi merret nga amoniaku i sintetizuar dhe, nëse është e nevojshme, përqendrohet në disa mënyra:

• zhvendosja e ekuilibrit duke rritur presionin;
• ngrohje në prani të acidit sulfurik;
• distilimi.

Më tej, përdoret në prodhimin e plehrave minerale, ngjyrave dhe ilaçeve, industrinë ushtarake, grafika këmbalec, bizhuteri dhe sintezë organike. Herë pas here, acidi i holluar përdoret në fotografi për të acidifikuar zgjidhjet e ngjyrosjes.

Acidi sulfurik

H 2 SO 4 është një acid dibazik i fortë. Duket si një lëng i rëndë me vaj pa ngjyrë, pa erë. Emri i vjetëruar është vitriol (tretësirë ​​ujore) ose vaj vitriol (përzierje me dioksid squfuri). Ky emër u dha për faktin se fillimi i XIX Për shekuj, squfuri është prodhuar në bimët vitriol. Në haraç ndaj traditës, hidratet sulfate quhen ende vitriol edhe sot e kësaj dite.

Prodhimi i acidit është krijuar në shkallë industriale dhe është rreth 200 milionë tonë në vit. Përftohet duke oksiduar dioksidin e squfurit me oksigjen ose dioksid azoti në prani të ujit, ose duke reaguar me sulfat hidrogjeni me bakër, argjend, plumb ose sulfat merkur. Substanca e koncentruar që rezulton është një agjent i fortë oksidues: zhvendos halogjenet nga acidet përkatëse, shndërron karbonin dhe squfurin në okside acide. Hidroksidi më pas reduktohet në dioksid squfuri, sulfur hidrogjeni ose squfur. Një acid i holluar zakonisht nuk shfaq veti oksiduese dhe formon kripëra ose estere mesatare dhe acidike.

Substanca mund të zbulohet dhe identifikohet me reaksion me kripërat e tretshme të bariumit, si rezultat i së cilës precipiton një precipitat i bardhë sulfati.

Më tej, acidi përdoret në përpunimin e xeheve, prodhimin e plehrave minerale, fibrave kimike, ngjyrave, tymit dhe eksplozivëve, industri të ndryshme, sintezë organike, si elektrolit, për marrjen e kripërave minerale.

Por përdorimi shoqërohet me rreziqe të caktuara. Substanca gërryese shkakton djegie kimike në kontakt me lëkurën ose mukozën. Kur thithet, fillimisht shfaqet një kollë, dhe më pas - sëmundjet inflamatore të laringut, trakesë dhe bronkeve. Tejkalimi i përqendrimit maksimal të lejuar prej 1 mg për metër kub është vdekjeprurës.

Avujt e acidit sulfurik mund t'i hasni jo vetëm në industri të specializuara, por edhe në atmosferën e qytetit. Kjo ndodh kur impiantet kimike dhe metalurgjike lëshojnë okside squfuri, të cilat më pas bien si shi acid.

Të gjitha këto rreziqe kanë çuar në faktin se qarkullimi i përqendrimit masiv më shumë se 45% në Rusi është i kufizuar.

acid squfuri

H 2 SO 3 është një acid më i dobët se acidi sulfurik. Formula e tij ndryshon vetëm nga një atom oksigjeni, por kjo e bën atë të paqëndrueshëm. Nuk është izoluar në gjendje të lirë, ekziston vetëm në tretësirat ujore të holluara. Ato mund të identifikohen nga një erë specifike e mprehtë, që të kujton një shkrepës të djegur. Dhe për të konfirmuar praninë e një joni sulfit - me reagim me permanganat kaliumi, si rezultat i të cilit zgjidhja e kuqe-vjollcë bëhet e pangjyrë.

Një substancë në kushte të ndryshme mund të veprojë si një agjent reduktues dhe një agjent oksidues, të formojë kripëra acidike dhe mesatare. Përdoret për ruajtjen e ushqimit, marrjen e celulozës nga druri, si dhe për zbardhjen delikate të leshit, mëndafshit dhe materialeve të tjera.

Acidi ortofosforik

H 3 RO 4 është një acid me forcë mesatare, i cili duket si kristale pa ngjyrë. Acidi ortofosforik quhet gjithashtu një zgjidhje 85% e këtyre kristaleve në ujë. Duket si një lëng pa erë, shurup, i prirur për hipotermi. Ngrohja mbi 210 gradë Celsius çon në shndërrimin e tij në acid pirofosforik.

Acidi ortofosforik është shumë i tretshëm në ujë, neutralizohet nga alkalet dhe hidratet e amoniakut, reagon me metale dhe formon komponime polimerike.

Ju mund ta merrni substancën në mënyra të ndryshme:

• tretja e fosforit të kuq në ujë nën presion, në temperaturë 700-900 gradë, duke përdorur platin, bakër, titan ose zirkon;
• zierja e fosforit të kuq në acid nitrik të koncentruar;
• shtimi i acidit nitrik të përqendruar të nxehtë në fosfinë;
• oksidimi i fosfinës së oksigjenit në 150 gradë;
• ekspozimi ndaj dekaozidit tetrafosfor me një temperaturë prej 0 gradë, pastaj rritja graduale e tij në 20 gradë dhe një tranzicion i qetë në zierje (uji është i nevojshëm në të gjitha fazat);
• duke tretur pentaklorurin ose triklorurin e oksidit të fosforit në ujë.

Aplikimi i produktit që rezulton është i gjerë. Ndihmon për të reduktuar tensioni sipërfaqësor dhe hiqni oksidet nga sipërfaqet që përgatiten për saldim, pastroni metalet nga ndryshku dhe krijoni një shtresë mbrojtëse në sipërfaqen e tyre që parandalon korrozionin e mëtejshëm. Përveç kësaj, acidi ortofosforik përdoret në ngrirësit industrialë dhe për kërkime në biologjinë molekulare.

Gjithashtu, përbërja është pjesë e lëngjeve hidraulike të aviacionit, aditivëve ushqimorë dhe rregullatorëve të aciditetit. Përdoret në kultivimin e leshit për parandalimin e urolithiasis në minks dhe në stomatologji për manipulime para mbushjes.

acidi pirofosforik

H 4 P 2 O 7 është një acid i karakterizuar si i fortë në hapin e parë dhe i dobët në pjesën tjetër. Ai shkrihet pa dekompozim, pasi ky proces kërkon ngrohjen në vakum ose praninë e acideve të forta. Ai neutralizohet nga alkalet dhe reagon me peroksid hidrogjeni. Merrni atë në një nga mënyrat e mëposhtme:

• dekompozimi i dekaoksidit të tetrafosforit në ujë në temperaturë zero, dhe më pas ngrohja e tij në 20 gradë;
• ngrohja e acidit ortofosforik në 150 gradë;
• ndërveprimi i acidit fosforik të koncentruar me dekaoksid tetrafosfori në 80-100 gradë.

Produkti përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave.

Përveç këtyre, ka shumë përfaqësues të tjerë të hidroksideve acide. Secila prej tyre ka karakteristikat dhe karakteristikat e veta, por në përgjithësi, vetitë acidike të oksideve dhe hidroksideve qëndrojnë në aftësinë e tyre për të ndarë hidrogjenin, për t'u dekompozuar, për të bashkëvepruar me alkalet, kripërat dhe metalet.

Hidroksidet- ky është një elektrolit gjatë shpërbërjes së të cilit në tretësirat ujore formohet një kation metalik dhe një anion hidroksid i ngarkuar negativisht.

Hidroksidet, përveç: bazave të metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, si dhe hidroksideve amfoterike, janë praktikisht të patretshme në ujë.

Hidroksidet bazë (bazat) - vetëm hidroksidet metalike me gjendje oksidimi +1, +2

A M F O T E R N Y E. HY D R O X I D Y.

Hidroksidet amfoterike- këto janë hidrokside të cilat, kur shpërndahen në tretësirat ujore, mund të formojnë H + dhe OH -

Hidroksidet amfoterike, hidroksidet e metaleve me gjendje oksidimi +3, +4 dhe disa metale me gjendje oksidimi +2

Vetitë:

1. Hidroksidet amfoterike reagojnë me alkalet.

2. Hidroksidet amfoterike reagojnë me acidet.

ACIDI E. HIDROKSIDI.

Hidroksidet e acidit- hidroksidet që shfaqin vetitë e acideve - HNO 3, H 3 PO 4

Vetitë:

Vetitë e hidroksideve acidike janë, përkatësisht, të kundërta me ato të hidroksideve alkaline.

Pyetja 18

Pyetja 19 (shih pyetjen 11!!)

Pyetja 20

Koncepti i funksionit shtetëror. Shembuj.

Funksioni i gjendjes së sistemit − disa funksione analitike që varen nga parametrat termodinamikë të sistemit në një gjendje të caktuar. Vlera nuk varet nga historia e sistemit, dhe kur kalon nga një gjendje në tjetrën, nuk varet nga rruga e procesit. Ajo përcaktohet vetëm nga gjendja fillestare dhe përfundimtare e sistemit.

∆U 1.2 \u003d U 2 -U 1

Pyetja 21

Kripë. Klasifikimi. Formulat strukturore. Faturë.

Kripërat:

I thartë 2) i mesëm 3) bazë

Kripë mesatare- ky është një elektrolit gjatë shpërbërjes së të cilit në një tretësirë ​​ujore formohet një kation metalik dhe një anion i një mbetje acidi

Kushtet për marrjen e kripës mesatare

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

Kripë mesatare formohet kur reaksioni vazhdon në raporte stokiometrike

kripë acid- ky është një element gjatë shpërbërjes së të cilit formohet një kation metalik, një kation hidrogjeni dhe një anion i një mbetje acidi

Kushtet për marrjen e kripërave acidike

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

Kripërat e acidit të marra me një tepricë të oksigjenit.

Kripërat bazë- ky është një elektrolit gjatë shpërbërjes së të cilit formohet një kation metalik anion hidroksid dhe një anion i një mbetje acidi

Faturë:

Acid + bazë

Acid + oksid bazë
acid + kripë
kripë + kripë

Bazë + oksid acid
salcë + kripë
oksid bazë + oksid acid
metal + jometal
metal + acid
metal + kripë

Pyetja 22

Entalpia dhe entropia e formimit të substancave kimike.

Entropia- një funksion i gjendjes së sistemit që tregon drejtimin e proceseve në natyrë. Një masë e kaosit dhe çrregullimit të një sistemi.

Entalpiaështë një masë e energjisë së grumbulluar nga një substancë gjatë formimit të saj

Kur entropia është maksimale, entalpia është minimale dhe anasjelltas.

Pyetja 23

Llojet e kimikateve. lidhjet.

Elektronegativiteti - aftësia e atomeve për të tërhequr densitetin e elektroneve në vetvete.

Lidhja kovalente - Lidhja diatomike, kërkohet 2 atome dhe 2 elektrone. (lidhje e fortë, e lokalizuar)

Lidhja jonike - rasti kufizues i një lidhjeje polare kovalente; bashkëveprimi elektrostatik që ndodh ndërmjet kationeve dhe anioneve.

Lidhja universale - ndërmolekulare të van der Waals-it

Specifike

1) Metal. Të gjitha elektronet formojnë një gaz elektronik

2) Lidhja hidrogjenore. Bazuar në vetinë e atomeve H të lidhur nga një element shumë elektronegativ.

Pyetja 24.

themelet – substanca komplekse, i përbërë nga një atom metali dhe një ose më shumë grupe hidroksil. Formula e përgjithshme e bazave Unë (OH) n . Bazat (nga pikëpamja e teorisë së disociimit elektrolitik) janë elektrolite që shpërndahen kur treten në ujë për të formuar katione metalike dhe jone hidroksid OH -.

Klasifikimi. Në bazë të tretshmërisë së tyre në ujë, bazat ndahen në alkalet(baza të tretshme në ujë) dhe bazat e pazgjidhshme në ujë . Alkalet formojnë metale alkaline dhe alkaline tokësore, si dhe disa elementë të tjerë metalikë. Sipas aciditetit (numri i joneve OH të formuara gjatë shpërbërjes së plotë, ose numri i hapave të disociimit), bazat ndahen në acid i vetëm (me zbërthim të plotë fitohet një jon OH; një fazë shpërbërjeje) dhe poliacid (me shpërbërje të plotë fitohet më shumë se një jon OH; më shumë se një hap shpërbërjeje). Ndër bazat poliacid, ekzistojnë dy acide(për shembull, Sn(OH) 2 ), triacid(Fe (OH) 3) dhe katër acide (Th(OH)4). Një acid është, për shembull, baza KOH.

Alokoni një grup hidroksidesh që shfaqin dualitet kimik. Ato ndërveprojnë si me bazat ashtu edhe me acidet. atë hidroksidet amfoterike ( cm. Tabela 1).

Tabela 1 - Hidroksidet amfoterike

vetitë fizike. Bazat janë lëndë të ngurta me ngjyra të ndryshme dhe tretshmëri të ndryshme në ujë.

Vetitë kimike të bazave

1) Shkëputja: KOH + n H 2 O K + × m H 2 O + OH - × d H 2 O ose shkurtuar: KOH K + + OH -.

Bazat e poliacideve shpërndahen në disa hapa (kryesisht disociimi ndodh në hapin e parë). Për shembull, baza me dy acide Fe (OH) 2 shkëputet në dy hapa:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 fazë);

FeOH + Fe 2+ + OH - (faza 2).

2) Ndërveprimi me treguesit(alkalet kthehen në ngjyrë vjollce blu lakmus, metil portokalli në të verdhë dhe fenolftalinë në mjedër):

tregues + OH - ( alkali) përbërje me ngjyrë.

3 ) Zbërthimi me formimin e oksidit dhe ujit (shih. tabela 2). Hidroksidet metalet alkaline janë rezistente ndaj nxehtësisë (shkrihen pa dekompozim). Hidroksidet e tokës alkaline dhe metalet e rënda zakonisht dekompozohen lehtësisht. Përjashtim bën Ba(OH) 2, në të cilin t dallimi është mjaft i lartë (afërsisht 1000° C).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.

Tabela 2 - Temperaturat e zbërthimit për disa hidrokside metali

4 ) Ndërveprimi i alkaleve me disa metale(p.sh. Al dhe Zn):

Në tretësirë: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH - + 6H 2 O ® 2 - + 3H 2.

Kur shkrihet: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.

5 ) Ndërveprimi i alkaleve me jometalet:

6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.

6) Ndërveprimi i alkaleve me oksidet acidike dhe amfoterike:

2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH - + CO 2 ® CO 3 2- + H 2 O.

Në tretësirë: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Kur shkrihet me oksid amfoterik: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

7) Reagimi i bazave me acidet:

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH - ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn (OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.

8) Ndërveprimi i alkaleve me hidroksidet amfoterike(cm. Tabela 1):

Në tretësirë: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Kur shkrihet: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

9 ) Ndërveprimi i alkaleve me kripërat. Kripërat reagojnë me një bazë që është e patretshme në ujë. :

CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.

Faturë. Bazat e pazgjidhshme në ujë përftohet duke reaguar kripën përkatëse me alkalin:

2NaOH + ZnS О 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH - ® Zn(OH) 2 ¯.

Alkalet marrin:

1) Ndërveprimi i oksidit të metalit me ujin:

Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca (OH) 2.

2) Ndërveprimi i metaleve alkaline dhe tokës alkaline me ujin:

2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2.

3) Elektroliza e tretësirave të kripës:

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

4 ) Ndërveprimi i hidroksideve të metaleve alkaline tokësore me disa kripëra. Gjatë reaksionit, duhet domosdoshmërisht të merret një kripë e patretshme. .

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 - ® BaCO 3 ¯.

L.A. Yakovishin

Bazat (hidroksidet)- substanca komplekse, molekulat e të cilave kanë në përbërjen e tyre një ose më shumë grupe hidroksil OH. Më shpesh, bazat përbëhen nga një atom metali dhe një grup OH. Për shembull, NaOH është hidroksid natriumi, Ca (OH) 2 është hidroksid kalciumi, etj.

Ekziston një bazë - hidroksidi i amonit, në të cilin grupi hidroksi është i lidhur jo me metalin, por me jonin NH 4 + (kation i amonit). Hidroksidi i amonit formohet nga tretja e amoniakut në ujë (reaksionet e shtimit të ujit në amoniak):

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

Valenca e grupit hidroksil është 1. Numri i grupeve hidroksil në molekulën bazë varet nga valenca e metalit dhe është i barabartë me të. Për shembull, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, etj.

Të gjitha bazat - të ngurta të cilat kanë ngjyra të ndryshme. Disa baza janë shumë të tretshme në ujë (NaOH, KOH, etj.). Megjithatë, shumica e tyre nuk treten në ujë.

Bazat e tretshme në ujë quhen alkale. Tretësirat alkaline janë "të sapunit", të rrëshqitshme në prekje dhe mjaft kaustike. Alkalet përfshijnë hidroksidet e metaleve alkaline dhe tokësore alkaline (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etj.). Pjesa tjetër janë të pazgjidhshme.

Bazat e pazgjidhshme- këto janë hidrokside amfoterike, të cilat, kur ndërveprojnë me acidet, veprojnë si baza dhe sillen si acidet me alkalin.

Bazat e ndryshme ndryshojnë në aftësinë e tyre për të ndarë grupet hidroksi, kështu që ato ndahen në baza të forta dhe të dobëta sipas veçorisë.

Bazat e forta dhurojnë lehtësisht grupet e tyre hidroksil në tretësirat ujore, por bazat e dobëta jo.

Vetitë kimike të bazave

Vetitë kimike të bazave karakterizohen nga lidhja e tyre me acidet, anhidridet acidike dhe kripërat.

1. Veproni sipas treguesve. Treguesit ndryshojnë ngjyrën e tyre në varësi të ndërveprimit me të ndryshëm kimikatet. Në zgjidhjet neutrale - ato kanë një ngjyrë, në zgjidhjet e acidit - një tjetër. Kur ndërveprojnë me bazat, ato ndryshojnë ngjyrën e tyre: treguesi i portokallit metil shndërrohet në e verdhe, treguesi i lakmusit bëhet blu dhe fenolftaleina bëhet fuchsia.

2. Reagojnë me oksidet acidike formimi i kripës dhe ujit:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagojnë me acide, duke formuar kripë dhe ujë. Reagimi i bashkëveprimit të një baze me një acid quhet reaksion neutralizimi, pasi pas përfundimit të tij mjedisi bëhet neutral:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagojnë me kripëra duke formuar një kripë dhe bazë të re:

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

5. Në gjendje të dekompozohet në ujë dhe oksid bazë kur nxehet:

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

A keni ndonjë pyetje? Dëshironi të dini më shumë rreth fondacioneve?
Për të marrë ndihmën e një tutori - regjistrohuni.
Mësimi i parë është falas!

faqe, me kopjim të plotë ose të pjesshëm të materialit, kërkohet një lidhje me burimin.

Para se të diskutojmë vetitë kimike të bazave dhe hidroksideve amfoterike, le të përcaktojmë qartë se çfarë është?

1) Bazat ose hidroksidet bazë përfshijnë hidroksidet e metaleve në gjendje oksidimi +1 ose +2, d.m.th. formulat e të cilave shkruhen ose si MeOH ose si Me(OH) 2 . Megjithatë, ka përjashtime. Pra, hidroksidet Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 nuk i përkasin bazave.

2) Hidroksidet amfoterike përfshijnë hidroksidet metalike në gjendje oksidimi +3, +4 dhe, si përjashtim, hidroksidet Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hidroksidet e metaleve në gjendje oksidimi +4, in PËRDORIMI i detyrave nuk plotësohen, prandaj nuk do të merren parasysh.

Vetitë kimike të bazave

Të gjitha bazat ndahen në:

Kujtojmë se beriliumi dhe magnezi nuk janë metale alkaline të tokës.

Përveç që janë të tretshëm në ujë, alkalet shpërbëhen shumë mirë edhe në tretësirat ujore, ndërsa bazat e patretshme kanë një shkallë të ulët shpërbërjeje.

Ky ndryshim në tretshmërinë dhe aftësinë për t'u ndarë midis alkaleve dhe hidroksideve të patretshme çon, nga ana tjetër, në ndryshime të dukshme në vetitë e tyre kimike. Pra, në veçanti, alkalet janë komponime kimikisht më aktive dhe shpesh janë të afta të hyjnë në ato reaksione në të cilat nuk hyjnë bazat e patretshme.

Reagimi i bazave me acidet

Alkalet reagojnë me absolutisht të gjitha acidet, madje edhe ato shumë të dobëta dhe të patretshme. Për shembull:

Bazat e patretshme reagojnë me pothuajse të gjitha acidet e tretshme, nuk reagojnë me acidin silicik të patretshëm:

Duhet theksuar se si bazat e forta ashtu edhe ato të dobëta me formulë e përgjithshme speciet Me (OH) 2 mund të formojnë kripëra bazë me mungesë acidi, për shembull:

Ndërveprimi me oksidet e acidit

Alkalet reagojnë me të gjitha oksidet acidike për të formuar kripëra dhe shpesh ujë:

Bazat e patretshme janë në gjendje të reagojnë me të gjitha oksidet më të larta të acidit që korrespondojnë me acide të qëndrueshme, për shembull, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, me formimin e kripërave mesatare:

Bazat e patretshme të formës Me (OH) 2 reagojnë në prani të ujit me dioksid karboni ekskluzivisht me formimin e kripërave bazë. Për shembull:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Me dioksidin e silikonit, për shkak të inertitetit të tij të jashtëzakonshëm, reagojnë vetëm bazat më të forta, alkalet. Në këtë rast, formohen kripëra normale. Reaksioni nuk vazhdon me baza të patretshme. Për shembull:

Ndërveprimi i bazave me oksidet dhe hidroksidet amfoterike

Të gjitha alkalet reagojnë me oksidet dhe hidroksidet amfoterike. Nëse reaksioni kryhet duke shkrirë një oksid ose hidroksid amfoterik me një alkali të ngurtë, një reagim i tillë çon në formimin e kripërave pa hidrogjen:

Nëse përdoren solucione ujore të alkaleve, atëherë formohen kripëra komplekse hidrokso:

Në rastin e aluminit, nën veprimin e një tepricë të alkalit të koncentruar, në vend të kripës Na, formohet kripa Na 3:

Ndërveprimi i bazave me kripërat

Çdo bazë reagon me çdo kripë vetëm nëse plotësohen dy kushte njëkohësisht:

1) tretshmëria e përbërjeve fillestare;

2) prania e një precipitati ose gazi midis produkteve të reaksionit

Për shembull:

Qëndrueshmëria termike e bazave

Të gjitha alkalet, përveç Ca(OH) 2, janë rezistente ndaj nxehtësisë dhe shkrihen pa dekompozim.

Të gjitha bazat e patretshme, si dhe Ca (OH) 2 pak e tretshme, dekompozohen kur nxehen. Shumica ngrohjes dekompozimi i hidroksidit të kalciumit - rreth 1000 o C:

Hidroksidet e patretshme kanë temperatura shumë më të ulëta të dekompozimit. Kështu, për shembull, hidroksidi i bakrit (II) dekompozohet tashmë në temperatura mbi 70 o C:

Vetitë kimike të hidroksideve amfoterike

Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me acidet

Hidroksidet amfoterike reagojnë me acide të forta:

Hidroksidet e metaleve amfoterike në gjendje oksidimi +3, d.m.th. lloji Me (OH) 3, nuk reagojnë me acide të tilla si H 2 S, H 2 SO 3 dhe H 2 CO 3 për shkak të faktit se kripërat që mund të formohen si rezultat i reaksioneve të tilla i nënshtrohen hidrolizës së pakthyeshme ndaj hidroksidi amfoterik origjinal dhe acidi përkatës:

Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me oksidet e acidit

Hidroksidet amfoterike reagojnë me okside më të larta, të cilat korrespondojnë me acide të qëndrueshme (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Hidroksidet e metaleve amfoterike në gjendje oksidimi +3, d.m.th. lloji Me (OH) 3, mos reagon me oksidet e acidit SO 2 dhe CO 2.

Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me bazat

Nga bazat, hidroksidet amfoterike reagojnë vetëm me alkalet. Në këtë rast, nëse përdoret një zgjidhje ujore e alkalit, atëherë formohen kripëra komplekse hidrokso:

Dhe kur hidroksidet amfoterike shkrihen me alkalet e ngurta, fitohen analogët e tyre anhidrë:

Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me oksidet bazike

Hidroksidet amfoterike reagojnë kur shkrihen me oksidet e metaleve alkali dhe alkaline tokësore:

Zbërthimi termik i hidroksideve amfoterike

Të gjitha hidroksidet amfoterike janë të patretshme në ujë dhe, si çdo hidroksid i patretshëm, dekompozohen kur nxehen në oksidin dhe ujin përkatës.