Koje se tvari nazivaju hidroksidi. Hidroksidi - bazični (baze), amfoterni, kiseli (okso kiseline)

Kalij, natrij ili litij mogu komunicirati s vodom. U ovom slučaju, spojevi povezani s hidroksidima nalaze se u produktima reakcije. Svojstva ovih tvari, značajke tijeka kemijskih procesa u koje su uključene baze, posljedica su prisutnosti hidroksilne skupine u njihovim molekulama. Dakle, u reakcijama elektrolitičke disocijacije, baze se cijepaju na metalne ione i OH - anione. Kako baze međusobno djeluju s oksidima, kiselinama i solima nemetala, razmotrit ćemo u našem članku.

Nomenklatura i struktura molekule

Da biste ispravno imenovali bazu, nazivu metalnog elementa trebate dodati riječ hidroksid. Navedimo konkretne primjere. Aluminijska baza pripada amfoternim hidroksidima, čija ćemo svojstva razmotriti u članku. Obavezna prisutnost u osnovnim molekulama hidroksilne skupine povezane s metalnim kationom tipom ionske veze može se odrediti pomoću indikatora, na primjer, fenolftaleina. U vodenom mediju, višak OH - iona određuje se promjenom boje indikatorske otopine: bezbojni fenolftalein postaje grimiz. Ako metal pokazuje više valencija, može formirati više baza. Na primjer, željezo ima dvije baze, u kojima je jednako 2 ili 3. Prvi spoj karakteriziraju znakovi drugog - amfoternog. Stoga se svojstva viših hidroksida razlikuju od spojeva u kojima metal ima niži stupanj valencije.

Fizička karakteristika

Baze su čvrste tvari koje su otporne na toplinu. U odnosu na vodu dijele se na topive (alkalne) i netopljive. Prvu skupinu čine kemijski aktivni metali - elementi prve i druge skupine. Tvari netopive u vodi sastoje se od atoma drugih metala, čija je aktivnost inferiorna u odnosu na natrij, kalij ili kalcij. Primjeri takvih spojeva su željezne ili bakrene baze. Svojstva hidroksida ovisit će o tome kojoj skupini tvari pripadaju. Dakle, lužine su termički stabilne i ne razgrađuju se zagrijavanjem, dok se baze netopive u vodi uništavaju pod djelovanjem visoke temperature, stvarajući oksid i vodu. Na primjer, bakrena baza se razlaže na sljedeći način:

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

Kemijska svojstva hidroksida

Interakcija između dviju najvažnijih skupina spojeva – kiselina i baza – u kemiji se naziva reakcijom neutralizacije. Ovaj naziv može se objasniti činjenicom da kemijski agresivni hidroksidi i kiseline tvore neutralne produkte - soli i vodu. Budući da je zapravo proces izmjene dviju složenih tvari, neutralizacija je karakteristična i za lužine i za baze netopive u vodi. Ovdje je jednadžba za reakciju neutralizacije između kaustične potaše i klorovodične kiseline:

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O

Važno svojstvo baza alkalnih metala je njihova sposobnost da reagiraju s kiselim oksidima, što rezultira soli i vodom. Na primjer, propuštanjem ugljičnog dioksida kroz natrijev hidroksid, možete dobiti njegov karbonat i vodu:

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

Reakcije ionske izmjene uključuju interakciju između lužina i soli, što dovodi do stvaranja netopivih hidroksida ili soli. Dakle, ulijevajući otopinu kap po kap u otopinu bakrenog sulfata, možete dobiti plavi želeast talog. To je bakrena baza, netopiva u vodi:

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

Kemijska svojstva hidroksida koji su netopivi u vodi razlikuju se od lužina po tome što pri laganom zagrijavanju gube vodu – dehidriraju, prelazeći u oblik odgovarajućeg bazičnog oksida.

Baze koje pokazuju dvostruka svojstva

Ako element ili može reagirati i s kiselinama i s lužinama, naziva se amfoternim. To uključuje, na primjer, cink, aluminij i njihove baze. Svojstva amfoternih hidroksida omogućuju zapisivanje njihovih molekularnih formula kako u izolaciji hidroksi skupine tako iu obliku kiselina. Predstavimo nekoliko jednadžbi za reakcije aluminijeve baze s klorovodičnom kiselinom i natrijevim hidroksidom. Oni ilustriraju posebna svojstva amfoternih hidroksida. Druga reakcija odvija se raspadom lužine:

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

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

Produkti procesa bit će voda i soli: aluminij klorid i natrijev aluminat. Sve amfoterne baze su netopive u vodi. Dobivaju se kao rezultat interakcije odgovarajućih soli i lužina.

Načini dobivanja i primjene

U industriji koja zahtijeva velike količine lužina dobivaju se elektrolizom soli koje sadrže katione aktivnih metala prve i druge skupine periodnog sustava. Sirovina za ekstrakciju, na primjer, kaustični natrij, je otopina obične soli. Jednadžba reakcije bit će:

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

Baze niskoaktivnih metala u laboratoriju se dobivaju interakcijom lužina s njihovim solima. Reakcija pripada tipu ionske izmjene i završava taloženjem baze. Jednostavan način dobivanja lužina je reakcija supstitucije između aktivnog metala i vode. Popraćen je zagrijavanjem reakcijske smjese i pripada egzotermnom tipu.

Svojstva hidroksida koriste se u industriji. Tu posebnu ulogu imaju lužine. Koriste se kao sredstva za čišćenje kerozina i benzina, za izradu sapuna, preradu prirodne kože, kao i u tehnologijama za proizvodnju rajona i papira.

HIDROKSIDI, anorganski spojevi metala opće formule M(OH)n, gdje je M metal, n je njegovo oksidacijsko stanje. Bazni hidroksidi ili amfoterni (imaju kisela i bazična svojstva) spojevi, alkalni i zemnoalkalni hidroksidi ... ... Moderna enciklopedija

Kemijski spojevi oksida s vodom. Hidroksidi mnogih metala su baze, dok su nemetali kiseline. Hidroksidi koji pokazuju i bazična i kisela svojstva nazivaju se amfoterni. Obično se izraz hidroksid odnosi samo na baze. cm…… Veliki enciklopedijski rječnik

HIDROKSIDI, anorganski kemijski spojevi koji sadrže OH ion, koji pokazuju svojstva BAZA (tvari koje vežu protone i reagiraju s kiselinom, stvarajući sol i vodu). Jake anorganske baze kao što su ... ... Znanstveno-tehnički enciklopedijski rječnik

HIDROKSIDI- kem. veze (vidi) s vodom. G. mnogi metali (vidi), i nemetali (vidi). U formuli baze, kemikalija je stavljena na prvo mjesto. metalni simbol, na drugom kisiku i na posljednjem vodiku (kalijev hidroksid KOH, natrijev hidroksid NaOH, itd.). Grupa…… Velika politehnička enciklopedija

Kemijski spojevi oksida s vodom. Hidroksidi mnogih metala su baze, dok su nemetali kiseline. Hidroksidi koji pokazuju i bazična i kisela svojstva nazivaju se amfoterni. Obično se izraz "hidroksidi" odnosi samo na baze... enciklopedijski rječnik

Inorg. spoj metali općeg tipa M (OH) n, gdje i oksidacijsko stanje metala M. Oni su baze ili amfoterni spojevi. G. alkalna, lužnata. zemljište metali i Tl(I) tzv. lužine, kristalne. rešetke G. alkalne i alkalne. zemljište metali sadrže ... ... Kemijska enciklopedija

Anorganski spojevi koji sadrže jedan ili više. OH skupine. Mogu biti baze ili amfoterni spojevi (vidi Amfoternost). G. se u prirodi javljaju u obliku minerala, na primjer, hidrargilit A1 (OH) 3, brucit Mg (OH) 2 ... Veliki enciklopedijski veleučilišni rječnik

Chem. spoj oksida s vodom. G. pl. metali su baze, a nemetali kiseline. G., pokazujući i bazična i kisela svojstva, tzv. amfoterna. Obično se izraz G. odnosi samo na osnove. Vidi također Alkalije… Prirodna znanost. enciklopedijski rječnik

hidroksidi- hidroksidi, ov, ur. h s id-om i... Ruski pravopisni rječnik

hidroksidi- mn., R. hidroksi/dov; jedinice hidroksi/d (2 m) … Pravopisni rječnik ruskog jezika

knjige

• Kemija. Udžbenik za akademsku maturu, O.S. Zaitsev. Prilikom otvaranja kolegija posebna se pozornost posvećuje pitanjima termodinamike i kinetike kemijskih reakcija. Po prvi put su predstavljena pitanja novog područja kemijskog znanja, koje je izuzetno važno za stručnjake ...
• Anorganska i analitička kemija skadija, LN Komissarova. Monografija sažima podatke o glavnim skupinama anorganskih spojeva skadija (intermetalni spojevi, binarni spojevi bez kisika, uključujući halogenide i tiocijanate, složene okside,…

baze (hidroksidi)- složene tvari čije molekule u svom sastavu imaju jednu ili više OH hidroksilnih skupina. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH skupine. Na primjer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijev hidroksid, itd.

Postoji baza - amonijev hidroksid, u kojem je hidroksi skupina vezana ne na metal, već na NH 4 + ion (amonijev kation). Amonijev hidroksid nastaje otapanjem amonijaka u vodi (reakcije dodavanja vode u amonijak):

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

Valencija hidroksilne skupine je 1. Broj hidroksilnih skupina u osnovnoj molekuli ovisi o valenciji metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, itd.

Svi razlozi -čvrste tvari koje imaju različite boje. Neke su baze vrlo topljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina ih se ne otapa u vodi.

Baze topljive u vodi nazivaju se lužine. Alkalne otopine su "sapunaste", skliske na dodir i prilično jetke. Alkalije uključuju hidrokside alkalijskih i zemnoalkalijskih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.). Ostali su netopivi.

Netopljive baze- to su amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze, a ponašaju se kao kiseline s lužinom.

Različite baze razlikuju se po sposobnosti odcjepljenja hidroksi skupina, pa se prema osobini dijele na jake i slabe baze.

Jake baze lako doniraju svoje hidroksilne skupine u vodenim otopinama, ali slabe baze ne.

Kemijska svojstva baza

Kemijska svojstva baza karakterizira njihov odnos s kiselinama, anhidridima kiselina i solima.

1. Djelujte na pokazateljima. Indikatori mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim otopinama - imaju jednu boju, u kiselim otopinama - drugu. U interakciji s bazama mijenjaju svoju boju: indikator metilnarančaste boje postaje žut, lakmusov indikator postaje plav, a fenolftalein postaje fuksija.

2. Reagiraju s kiselim oksidima stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagiraju s kiselinama, tvoreći sol i vodu. Reakcija interakcije baze s kiselinom naziva se reakcijom neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagirati sa solima stvaranje nove soli i baze:

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

5. Može se razgraditi na vodu i bazični oksid kada se zagrijava:

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

Imate li kakvih pitanja? Želite li saznati više o temeljima?
Za pomoć učitelja - registrirajte se.
Prva lekcija je besplatna!

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, potrebna je poveznica na izvor.

3. Hidroksidi

Hidroksidi čine važnu skupinu među višeelementnim spojevima. Neki od njih pokazuju svojstva baza (bazičnih hidroksida) - NaOH, Ba(OH ) 2 itd.; drugi pokazuju svojstva kiselina (kiseli hidroksidi) - HNO3, H3PO4 i drugi. Postoje i amfoterni hidroksidi, koji, ovisno o uvjetima, mogu pokazivati ​​i svojstva baza i svojstva kiselina - Zn (OH) 2, Al (OH) 3, itd.

3.1. Klasifikacija, dobivanje i svojstva baza

Baze (bazični hidroksidi), sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, su tvari koje disociraju u otopinama stvaranjem OH hidroksidnih iona - .

Prema modernoj nomenklaturi, obično se nazivaju hidroksidi elemenata, ukazujući, ako je potrebno, na valenciju elementa (rimski brojevi u zagradama): KOH - kalijev hidroksid, natrijev hidroksid NaOH , kalcijev hidroksid Ca(OH ) 2 , krom hidroksid ( II)-Cr(OH ) 2 , krom hidroksid ( III) - Cr (OH) 3.

Metalni hidroksidi obično se dijeli u dvije grupe: topiv u vodi(formirani od alkalijskih i zemnoalkalijskih metala - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba pa se stoga nazivaju lužine) i netopiv u vodi. Glavna razlika između njih je u koncentraciji OH iona - u alkalnim otopinama je dosta visoka, ali za netopljive baze određena je topivošću tvari i obično je vrlo mala. Međutim, male ravnotežne koncentracije OH iona - čak i u otopinama netopivih baza određuju svojstva ove klase spojeva.

Prema broju hidroksilnih skupina (kiselosti) , koji se mogu zamijeniti kiselinskim ostatkom, razlikuju se:

Pojedinačne kiselinske baze KOH, NaOH

baze dikiselina - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Trikiselinske baze - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Dobivanje osnova

1. Uobičajena metoda za dobivanje baza je reakcija izmjene kojom se mogu dobiti i netopljive i topljive baze:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

Kada se ovom metodom dobiju topljive baze, taloži se netopiva sol.

Kod dobivanja u vodi netopivih baza s amfoternim svojstvima treba izbjegavati višak lužine, jer može doći do otapanja amfoterne baze, npr.

AlCl 3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,

Al (OH) 3 + KOH \u003d K.

U takvim slučajevima, amonijev hidroksid se koristi za dobivanje hidroksida, u kojima se amfoterni oksidi ne otapaju:

AlCl 3 + 3NH 4 OH \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Srebrni i živini hidroksidi se tako lako razgrađuju da kada ih pokušate dobiti reakcijom izmjene, umjesto hidroksida, talože se oksidi:

2AgNO 3 + 2KOH \u003d Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.

2. Alkalije se u tehnologiji obično dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida:

2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2.

(reakcija totalne elektrolize)

Alkalije se također mogu dobiti reakcijom alkalnih i zemnoalkalijskih metala ili njihovih oksida s vodom:

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

SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.

Kemijska svojstva baza

1. Sve baze netopive u vodi se raspadaju kada se zagrijavaju i tvore okside:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

2. Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija s kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i lužine i netopive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.

3. Alkalije djeluju s kiselim i amfoternim oksidima:

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Baze mogu reagirati s kiselim solima:

2NaHSO 3 + 2KOH \u003d Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu (OH) 2 + 2NaHSO 4 \u003d CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.

5. Posebno je potrebno naglasiti sposobnost alkalijskih otopina da reagiraju s nekim nemetalima (halogen, sumpor, bijeli fosfor, silicij):

2 NaOH + Cl 2 \u003d NaCl + NaOCl + H 2 O (na hladnom),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kada se zagrije)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O \u003d PH 3 + 3KH 2 PO 2,

2NaOH + Si + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Osim toga, koncentrirane otopine lužina, kada se zagrijavaju, također su sposobne otopiti neke metale (one čiji spojevi imaju amfoterna svojstva):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,

Zn + 2KOH + 2H 2 O \u003d K 2 + H 2.

Alkalne otopine imaju pH> 7 (alkalna), promijenite boju indikatora (lakmus - plava, fenolftalein - ljubičasta).

M.V. Andryukhova, L.N. Borodin

Kiseli hidroksidi su anorganski spojevi hidroksilne skupine -OH i metala ili nemetala s oksidacijskim stanjem +5, +6. Drugi naziv su anorganske kiseline koje sadrže kisik. Njihova značajka je eliminacija protona tijekom disocijacije.

Klasifikacija hidroksida

Hidroksidi se također nazivaju hidroksidi i hidrati. Imaju ih gotovo svi kemijski elementi, neki su rasprostranjeni u prirodi, na primjer, minerali hidrargilit i brucit su aluminijevi, odnosno magnezijevi hidroksidi.

Razlikuju se sljedeće vrste hidroksida:

• Osnovni, temeljni;
• amfoteričan;
• kiselina.

Klasifikacija se temelji na tome je li oksid koji tvori hidroksid bazičan, kiseli ili amfoterni.

Opća svojstva

Od najvećeg su interesa kiselinsko-bazna svojstva oksida i hidroksida, budući da o njima ovisi mogućnost reakcija. Hoće li hidroksid pokazati kisela, bazična ili amfoterna svojstva ovisi o jačini veze između kisika, vodika i elementa.

Na jačinu utječe ionski potencijal, s povećanjem slabije bazična svojstva hidroksida, a povećavaju se kisela svojstva hidroksida.

Viši hidroksidi

Viši hidroksidi su spojevi u kojima je tvorni element u najvišem oksidacijskom stanju. To su među svim vrstama u razredu. Primjer baze je magnezijev hidroksid. Aluminijev hidroksid je amfoteran, dok se perklorna kiselina može klasificirati kao kiseli hidroksid.

Promjena karakteristika ovih tvari ovisno o tvorbenom elementu može se pratiti prema periodičnom sustavu D. I. Mendelejeva. Kisela svojstva viših hidroksida rastu s lijeva na desno, dok metalna svojstva, respektivno, slabe u tom smjeru.

Osnovni hidroksidi

U užem smislu, ovaj tip se naziva baza, budući da se OH anion odcijepi tijekom svoje disocijacije. Najpoznatiji od ovih spojeva su alkalije, na primjer:

• Gašeno vapno Ca(OH) 2 koji se koristi u sobama za bijeljenje, štavljenje kože, priprema antifungalnih tekućina, morta i betona, omekšavanje vode, proizvodnja šećera, bjelila i gnojiva, kaustificiranje natrijevih i kalijevih karbonata, neutraliziranje kiselih otopina, detekcija ugljičnog dioksida, dezinfekcija otpornost tla, kao dodatak hrani.
• Kaustična pepelika KOH koja se koristi u fotografiji, preradi nafte, prehrambenoj, papirnoj i metalurškoj proizvodnji, kao i alkalna baterija, neutralizator kiseline, katalizator, čistač plina, pH regulator, elektrolit, komponenta deterdženata, tekućina za bušenje, bojila, gnojiva, organski kalij i anorganske tvari, pesticidi, farmaceutski pripravci za liječenje bradavica, sapuni, sintetička guma.
• NaOH, neophodan za industriju celuloze i papira, saponifikacija masti u proizvodnji deterdženata, neutralizaciju kiselina, proizvodnju biodizel goriva, otapanje začepljenja, otplinjavanje otrovnih tvari, preradu pamuka i vune, pranje kalupa, proizvodnju hrane, kozmetologiju, fotografiju .

Osnovni hidroksidi nastaju kao rezultat interakcije s vodom odgovarajućih metalnih oksida, u velikoj većini slučajeva s oksidacijskim stanjem +1 ili +2. To uključuje alkalne, zemnoalkalne i prijelazne elemente.

Osim toga, baze se mogu dobiti na sljedeće načine:

• interakcija lužine sa soli niskoaktivnog metala;
• reakcija između alkalnog ili zemnoalkalnog elementa i vode;
• elektroliza vodene otopine soli.

Kiseli i bazični hidroksidi međusobno djeluju i tvore sol i vodu. Ova reakcija se naziva neutralizacija i od velike je važnosti za titrimetrijsku analizu. Osim toga, koristi se u svakodnevnom životu. Kada se prolije kiselina, opasan reagens može se neutralizirati sodom, a za lužinu se koristi ocat.

Osim toga, bazični hidroksidi pomiču ionsku ravnotežu tijekom disocijacije u otopini, što se očituje u promjeni boja indikatora, te ulaze u reakcije izmjene.

Zagrijavanjem se netopivi spojevi raspadaju na oksid i vodu, a lužine se tope. a kiseli oksid tvore sol.

Amfoterni hidroksidi

Neki elementi, ovisno o uvjetima, pokazuju ili bazična ili kisela svojstva. Hidroksidi koji se temelje na njima nazivaju se amfoternim. Lako ih je prepoznati po metalu uključenom u sastav, koji ima oksidacijsko stanje +3, +4. Na primjer, bijela želatinasta tvar - aluminijev hidroksid Al (OH) 3, koja se koristi u pročišćavanju vode zbog svoje visoke sposobnosti adsorpcije, u proizvodnji cjepiva kao tvar koja pojačava imunološki odgovor, u medicini za liječenje kiselinsko ovisnih bolesti. bolesti gastrointestinalnog trakta. Također je često uključen u plastiku koja usporava plamen i djeluje kao nosač za katalizatore.

Ali postoje iznimke kada je vrijednost oksidacijskog stanja elementa +2. To je tipično za berilij, kositar, olovo i cink. Hidroksid posljednjeg metala Zn(OH) 2 ima široku primjenu u kemijskoj industriji, prvenstveno za sintezu različitih spojeva.

Amfoterni hidroksid se može dobiti reakcijom otopine soli prijelaznog metala s razrijeđenom lužinom.

Amfoterni hidroksid i kiseli oksid, lužina ili kiselina tvore sol pri interakciji. Zagrijavanjem hidroksida dolazi do njegove razgradnje na vodu i metahidroksid, koji se daljnjim zagrijavanjem pretvara u oksid.

Amfoterni i kiseli hidroksidi se slično ponašaju u alkalnom mediju. U interakciji s kiselinama, amfoterni hidroksidi djeluju kao baze.

Kiseli hidroksidi

Ovaj tip karakterizira prisutnost u sastavu elementa u oksidacijskom stanju od +4 do +7. U otopini su u stanju donirati vodikov kation ili prihvatiti elektronski par i formirati kovalentnu vezu. Najčešće imaju agregatno stanje tekućine, ali među njima ima i krutih tvari.

Tvori hidroksidni kiseli oksid sposoban za stvaranje soli i koji sadrži nemetal ili prijelazni metal. Oksid se dobiva kao rezultat oksidacije nemetala, razgradnje kiseline ili soli.

Kiseli se očituju u njihovoj sposobnosti da boje indikatore, otapaju aktivne metale uz oslobađanje vodika, te reagiraju s bazama i bazičnim oksidima. Njihova posebnost je sudjelovanje u redoks reakcijama. Tijekom kemijskog procesa oni na sebe vežu negativno nabijene elementarne čestice. Sposobnost djelovanja kao akceptor elektrona slabi nakon razrjeđivanja i pretvorbe u soli.

Dakle, moguće je razlikovati ne samo kiselinsko-bazna svojstva hidroksida, već i oksidirajuća.

Dušična kiselina

HNO 3 se smatra jakom jednobaznom kiselinom. Vrlo je otrovan, ostavlja čireve na koži sa žutim mrljama integumenta, a njegove pare trenutno nadražuju dišnu sluznicu. Zastarjeli naziv je jaka votka. Spada u kisele hidrokside, u vodenim otopinama potpuno se disocira na ione. Izvana izgleda kao bezbojna tekućina koja dimi u zraku. Koncentriranom vodenom otopinom smatra se 60-70% tvari, a ako sadržaj prelazi 95%, naziva se dimeća dušična kiselina.

Što je veća koncentracija, tekućina je tamnija. Može imati i smeđu boju zbog razgradnje na oksid, kisik i vodu na svjetlu ili uz lagano zagrijavanje, pa ga treba čuvati u tamnoj staklenoj posudi na hladnom mjestu.

Kemijska svojstva kiselog hidroksida su takva da se može destilirati bez raspadanja samo pod sniženim tlakom. S njim reagiraju svi metali osim zlata, nekih predstavnika skupine platine i tantala, no konačni produkt ovisi o koncentraciji kiseline.

Na primjer, 60% tvar, kada je u interakciji s cinkom, daje dušikov dioksid kao prevladavajući nusproizvod, 30% - monoksid, 20% - didušikov oksid (plin za smijeh). Još niže koncentracije od 10% i 3% daju jednostavnu tvar dušik u obliku plina, odnosno amonijevog nitrata. Tako se iz kiseline mogu dobiti različiti nitro spojevi. Kao što se može vidjeti iz primjera, što je niža koncentracija, to je dublja redukcija dušika. Također utječe na aktivnost metala.

Tvar može otopiti zlato ili platinu samo u sastavu kraljevske vode - mješavine tri dijela klorovodične i jedne dušične kiseline. Staklo i politetrafluoroetilen su otporni na njega.

Osim s metalima, tvar reagira s bazičnim i amfoternim oksidima, bazama i slabim kiselinama. U svim slučajevima rezultat su soli, s nemetalima - kiseline. Ne odvijaju se sve reakcije sigurno, na primjer, amini i terpentin se spontano zapale kada su u kontaktu s hidroksidom u koncentriranom stanju.

Soli se nazivaju nitrati. Kada se zagrijavaju, oni se razgrađuju ili pokazuju oksidirajuća svojstva. U praksi se koriste kao gnojiva. Oni se praktički ne pojavljuju u prirodi zbog svoje visoke topljivosti, stoga se sve soli osim kalija i natrija dobivaju umjetno.

Sama kiselina se dobiva iz sintetiziranog amonijaka i po potrebi se koncentrira na nekoliko načina:

• pomicanje ravnoteže povećanjem pritiska;
• zagrijavanje u prisutnosti sumporne kiseline;
• destilacija.

Nadalje, koristi se u proizvodnji mineralnih gnojiva, bojila i lijekova, vojnoj industriji, štafelajnoj grafiki, nakitu i organskoj sintezi. Povremeno se u fotografiji koristi razrijeđena kiselina za zakiseljavanje otopina za nijansiranje.

Sumporna kiselina

H 2 SO 4 je jaka dvobazna kiselina. Izgleda kao bezbojna teška uljasta tekućina, bez mirisa. Zastarjeli naziv je vitriol (vodena otopina) ili ulje vitriola (mješavina sa sumpornim dioksidom). Ovaj naziv dobio je zbog činjenice da se početkom 19. stoljeća sumpor proizvodio u tvornicama vitriola. Odajući počast tradiciji, sulfatni hidrati se i danas nazivaju vitriol.

Proizvodnja kiselina je uspostavljena u industrijskom razmjeru i iznosi oko 200 milijuna tona godišnje. Dobiva se oksidacijom sumporovog dioksida kisikom ili dušikovim dioksidom u prisutnosti vode, ili reakcijom sumporovodika s bakrenim, srebrnim, olovnim ili živinim sulfatom. Dobivena koncentrirana tvar snažno je oksidacijsko sredstvo: istiskuje halogene iz odgovarajućih kiselina, pretvara ugljik i sumpor u kisele okside. Hidroksid se zatim reducira u sumporov dioksid, sumporovodik ili sumpor. Razrijeđena kiselina obično ne pokazuje oksidirajuća svojstva i stvara srednje i kisele soli ili estere.

Tvar se može otkriti i identificirati reakcijom s topivim solima barija, uslijed čega se taloži bijeli talog sulfata.

Nadalje, kiselina se koristi u preradi ruda, proizvodnji mineralnih gnojiva, kemijskih vlakana, bojila, dima i eksploziva, raznim industrijama, organskoj sintezi, kao elektrolit, za dobivanje mineralnih soli.

Ali uporaba je povezana s određenim opasnostima. Korozivna tvar uzrokuje kemijske opekline u dodiru s kožom ili sluznicom. Kada se udahne, prvo se pojavljuje kašalj, a potom - upalne bolesti grkljana, dušnika i bronha. Prekoračenje najveće dopuštene koncentracije od 1 mg po kubnom metru smrtonosno je.

Pare sumporne kiseline možete susresti ne samo u specijaliziranim industrijama, već iu atmosferi grada. To se događa kada kemijska i metalurška postrojenja ispuštaju sumporne okside, koji potom ispadaju kao kisele kiše.

Sve te opasnosti dovele su do činjenice da je cirkulacija s više od 45% masene koncentracije u Rusiji ograničena.

sumporna kiselina

H 2 SO 3 je slabija kiselina od sumporne kiseline. Njegova se formula razlikuje samo po jednom atomu kisika, ali to ga čini nestabilnim. Nije izoliran u slobodnom stanju, postoji samo u razrijeđenim vodenim otopinama. Mogu se prepoznati po specifičnom oštrom mirisu, koji podsjeća na spaljenu šibicu. I potvrditi prisutnost sulfitnog iona - reakcijom s kalijevim permanganatom, zbog čega crveno-ljubičasta otopina postaje bezbojna.

Tvar pod različitim uvjetima može djelovati kao redukcijsko i oksidacijsko sredstvo, tvoriti kisele i srednje soli. Koristi se za konzerviranje hrane, dobivanje celuloze iz drva, kao i za nježno izbjeljivanje vune, svile i drugih materijala.

Ortofosforna kiselina

H 3 RO 4 je kiselina srednje jačine, koja izgleda kao bezbojni kristali. Ortofosforna kiselina se također naziva 85% otopina ovih kristala u vodi. Čini se kao sirupasta tekućina bez mirisa koja je sklona hipotermiji. Zagrijavanje iznad 210 stupnjeva Celzija dovodi do njegove transformacije u pirofosfornu kiselinu.

Ortofosforna kiselina se dobro otapa u vodi, neutralizira je lužinama i amonijak hidratom, reagira s metalima i stvara polimerne spojeve.

Supstancu možete dobiti na različite načine:

• otapanje crvenog fosfora u vodi pod pritiskom, na temperaturi od 700-900 stupnjeva, pomoću platine, bakra, titana ili cirkonija;
• kipući crveni fosfor u koncentriranoj dušičnoj kiselini;
• dodavanje vruće koncentrirane dušične kiseline fosfinu;
• oksidacija kisika fosfina na 150 stupnjeva;
• izlaganje tetrafosfor dekaozidu s temperaturom od 0 stupnjeva, zatim njegovo postupno povećanje na 20 stupnjeva i glatki prijelaz na ključanje (voda je potrebna u svim fazama);
• otapanjem pentaklorida ili fosfor-oksid triklorida u vodi.

Primjena dobivenog proizvoda je široka. Uz njegovu pomoć smanjuje se površinska napetost i uklanjaju se oksidi s površina koje se pripremaju za lemljenje, metali se čiste od hrđe, a na njihovoj površini stvara se zaštitni film koji sprječava daljnju koroziju. Osim toga, ortofosforna kiselina se koristi u industrijskim zamrzivačima i za istraživanja u molekularnoj biologiji.

Također, spoj je dio zrakoplovnih hidrauličnih tekućina, aditiva za hranu i regulatora kiselosti. Koristi se u uzgoju krzna za prevenciju urolitijaze kura i u stomatologiji za manipulacije prije punjenja.

pirofosforna kiselina

H 4 P 2 O 7 je kiselina koja se karakterizira kao jaka u prvom koraku, a slaba u ostatku. Topi se bez raspadanja, jer ovaj proces zahtijeva zagrijavanje u vakuumu ili prisutnost jakih kiselina. Neutralizira se lužinama i reagira s vodikovim peroksidom. Nabavite ga na jedan od sljedećih načina:

• raspadanje tetrafosforovog deoksida u vodi na nultu temperaturu, a zatim zagrijavanje na 20 stupnjeva;
• zagrijavanje ortofosforne kiseline na 150 stupnjeva;
• interakcija koncentrirane fosforne kiseline s tetrafosfor dekaoksidom na 80-100 stupnjeva.

Proizvod se uglavnom koristi za proizvodnju gnojiva.

Osim ovih, postoje mnogi drugi predstavnici kiselih hidroksida. Svaki od njih ima svoje karakteristike i karakteristike, ali općenito, kisela svojstva oksida i hidroksida leže u njihovoj sposobnosti odcjepljivanja vodika, razlaganja, interakcije s lužinama, solima i metalima.