Kādas vielas sauc par hidroksīdiem. Hidroksīdi - bāziski (bāzes), amfoteriskie, skābie (oksoskābes)

Kālijs, nātrijs vai litijs var mijiedarboties ar ūdeni. Šajā gadījumā reakcijas produktos ir atrodami savienojumi, kas saistīti ar hidroksīdiem. Šo vielu īpašības, ķīmisko procesu norises iezīmes, kurās ir iesaistītas bāzes, ir saistītas ar hidroksilgrupas klātbūtni to molekulās. Tātad elektrolītiskās disociācijas reakcijās bāzes tiek sadalītas metāla jonos un OH - anjonos. Kā bāzes mijiedarbojas ar nemetālu oksīdiem, skābēm un sāļiem, mēs apsvērsim mūsu rakstā.

Molekulas nomenklatūra un struktūra

Lai pareizi nosauktu bāzi, metāla elementa nosaukumam jāpievieno vārds hidroksīds. Sniegsim konkrētus piemērus. Alumīnija bāze pieder pie amfoteriskajiem hidroksīdiem, kuru īpašības mēs apsvērsim rakstā. Hidroksilgrupas obligāto klātbūtni bāzes molekulās, kas saistīta ar metāla katjonu ar jonu saites veidu, var noteikt, izmantojot indikatorus, piemēram, fenolftaleīnu. Ūdens vidē OH - jonu pārpalikumu nosaka indikatoršķīduma krāsas maiņa: bezkrāsains fenolftaleīns kļūst sārtināts. Ja metālam ir vairākas valences, tas var veidot vairākas bāzes. Piemēram, dzelzs ir divas bāzes, kurās tas ir vienāds ar 2 vai 3. Pirmajam savienojumam raksturīgas otrās pazīmes - amfoterisks. Tāpēc augstāko hidroksīdu īpašības atšķiras no savienojumiem, kuros metālam ir zemāka valences pakāpe.

Fiziskā īpašība

Pamatnes ir cietas vielas, kas ir izturīgas pret karstumu. Attiecībā uz ūdeni tos iedala šķīstošajos (sārmos) un nešķīstošajos. Pirmo grupu veido ķīmiski aktīvie metāli - pirmās un otrās grupas elementi. Ūdenī nešķīstošās vielas sastāv no citu metālu atomiem, kuru aktivitāte ir zemāka par nātriju, kāliju vai kalciju. Šādu savienojumu piemēri ir dzelzs vai vara bāzes. Hidroksīdu īpašības būs atkarīgas no tā, kurai vielu grupai tie pieder. Tātad sārmi ir termiski stabili un karsējot nesadalās, savukārt ūdenī nešķīstošās bāzes tiek iznīcinātas augstas temperatūras ietekmē, veidojot oksīdu un ūdeni. Piemēram, vara bāze sadalās šādi:

Cu(OH)2 \u003d CuO + H2O

Hidroksīdu ķīmiskās īpašības

Mijiedarbība starp divām svarīgākajām savienojumu grupām – skābēm un bāzēm – ķīmijā tiek saukta par neitralizācijas reakciju. Šis nosaukums skaidrojams ar to, ka ķīmiski agresīvie hidroksīdi un skābes veido neitrālus produktus – sāļus un ūdeni. Tā kā faktiski notiek apmaiņas process starp divām sarežģītām vielām, neitralizācija ir raksturīga gan sārmiem, gan ūdenī nešķīstošām bāzēm. Šeit ir vienādojums neitralizācijas reakcijai starp kaustisko potašu un sālsskābi:

KOH + HCl \u003d KCl + H2O

Svarīga sārmu metālu bāzu īpašība ir to spēja reaģēt ar skābiem oksīdiem, kā rezultātā veidojas sāls un ūdens. Piemēram, izlaižot oglekļa dioksīdu caur nātrija hidroksīdu, jūs varat iegūt tā karbonātu un ūdeni:

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

Jonu apmaiņas reakcijas ietver sārmu un sāļu mijiedarbību, kas izraisa nešķīstošu hidroksīdu vai sāļu veidošanos. Tātad, pa pilienam ielejot šķīdumu vara sulfāta šķīdumā, var iegūt zilas želejveida nogulsnes. Tā ir vara bāze, kas nešķīst ūdenī:

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

Ūdenī nešķīstošo hidroksīdu ķīmiskās īpašības atšķiras no sārmiem ar to, ka tie nedaudz karsējot zaudē ūdeni - tie dehidrē, pārvēršoties atbilstošā bāzes oksīda formā.

Pamatnes ar dubultām īpašībām

Ja elements vai var reaģēt gan ar skābēm, gan sārmiem, to sauc par amfotērisku. Tie ietver, piemēram, cinku, alumīniju un to bāzes. Amfotero hidroksīdu īpašības ļauj pierakstīt to molekulārās formulas gan izolējot hidrokso grupu, gan skābju formā. Iesniegsim vairākus vienādojumus alumīnija bāzes reakcijām ar sālsskābi un nātrija hidroksīdu. Tie ilustrē amfotēro hidroksīdu īpašās īpašības. Otrā reakcija notiek ar sārmu sabrukšanu:

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

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

Procesu produkti būs ūdens un sāļi: alumīnija hlorīds un nātrija alumināts. Visas amfoteriskās bāzes nešķīst ūdenī. Tie tiek iegūti atbilstošo sāļu un sārmu mijiedarbības rezultātā.

Iegūšanas un pielietošanas metodes

Rūpniecībā, kurā nepieciešams liels daudzums sārmu, tos iegūst, elektrolīzē sāļus, kas satur periodiskās sistēmas pirmās un otrās grupas aktīvo metālu katjonus. Ekstrakcijas izejviela, piemēram, kaustiskais nātrijs, ir vārāmā sāls šķīdums. Reakcijas vienādojums būs šāds:

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

Zemu aktīvo metālu bāzes laboratorijā tiek iegūtas, mijiedarbojoties sārmiem ar to sāļiem. Reakcija pieder pie jonu apmaiņas veida un beidzas ar bāzes nogulsnēšanos. Vienkāršs veids, kā iegūt sārmus, ir aizvietošanas reakcija starp aktīvo metālu un ūdeni. To papildina reaģējošā maisījuma karsēšana un tas pieder pie eksotermiskā tipa.

Hidroksīdu īpašības tiek izmantotas rūpniecībā. Sārmiem šeit ir īpaša loma. Tos izmanto kā petrolejas un benzīna tīrīšanas līdzekļus, ziepju gatavošanā, dabīgās ādas apstrādē, kā arī viskozes un papīra ražošanas tehnoloģijās.

HIDROKSĪDI, neorganiskie metālu savienojumi ar vispārīgo formulu M(OH)n, kur M ir metāls, n ir tā oksidācijas pakāpe. Bāzes hidroksīdi vai amfotēri (ar skābām un bāziskām īpašībām) savienojumi, sārmzemju un sārmzemju hidroksīdi ... ... Mūsdienu enciklopēdija

Oksīdu ķīmiskie savienojumi ar ūdeni. Daudzu metālu hidroksīdi ir bāzes, bet nemetāli ir skābes. Hidroksīdus, kuriem piemīt gan bāziskas, gan skābas īpašības, sauc par amfotēriskiem. Parasti termins hidroksīds attiecas tikai uz bāzēm. Cm…… Lielā enciklopēdiskā vārdnīca

HIDROKSĪDI, neorganiski ķīmiski savienojumi, kas satur OH jonu, kam piemīt BĀZES (vielas, kas piesaista protonus un reaģē ar skābi, veidojot sāli un ūdeni) īpašības. Spēcīgas neorganiskas bāzes, piemēram, ...... Zinātniskā un tehniskā enciklopēdiskā vārdnīca

HIDROKSĪDI- ķīmija. savienojumi (sk.) ar ūdeni. G. daudzi metāli (sk.) un nemetāli (sk.). Bāzes formulā ķīmiskā viela ir likta pirmajā vietā. metāla simbols, uz otrā skābekļa un uz pēdējā ūdeņraža (kālija hidroksīds KOH, nātrija hidroksīds NaOH utt.). Grupa…… Lielā Politehniskā enciklopēdija

Oksīdu ķīmiskie savienojumi ar ūdeni. Daudzu metālu hidroksīdi ir bāzes, bet nemetāli ir skābes. Hidroksīdus, kuriem piemīt gan bāziskas, gan skābas īpašības, sauc par amfotēriskiem. Parasti termins "hidroksīdi" attiecas tikai uz bāzēm... enciklopēdiskā vārdnīca

Inorg. savienojums metāli ar vispārīgo fly M (OH) n, kur un metāla oksidācijas pakāpe M. Tie ir bāzes vai amfotēriski savienojumi. G. sārmains, sārmains. zeme metāli un Tl(I) sauc. sārmi, kristāliski. režģi G. sārmains un sārmains. zeme metāli satur...... Ķīmiskā enciklopēdija

Neorganisks savienojumi, kas satur vienu vai vairākus. OH grupas. Var būt bāzes vai amfoteriski savienojumi (skatīt Amfoteriskums). G. sastopami dabā minerālu veidā, piemēram, hidrargilīts A1 (OH) 3, brucīts Mg (OH) 2 ... Lielā enciklopēdiskā politehniskā vārdnīca

Chem. savienojums oksīdi ar ūdeni. G. pl. metāli ir bāzes, bet nemetāli ir skābes. G., uzrādot gan bāzes, gan skābes īpašības, sauc. amfotērisks. Parasti termins G. attiecas tikai uz pamatojumu. Skatīt arī Sārmus… Dabaszinātnes. enciklopēdiskā vārdnīca

hidroksīdi- hidroksīdi, ov, ed. h ar id, un... Krievu valodas pareizrakstības vārdnīca

hidroksīdi- pl., R. hidroksi/dov; vienības hidroksi/d (2 m) … Krievu valodas pareizrakstības vārdnīca

Grāmatas

• Ķīmija. Mācību grāmata akadēmiskajām pamatstudijām, O.S.Zaicevs.Atklājot kursu, īpaša uzmanība tiek pievērsta termodinamikas un ķīmisko reakciju kinētikas jautājumiem. Pirmo reizi tiek prezentēti jautājumi par jaunu ķīmijas zināšanu jomu, kas ir ārkārtīgi svarīga speciālistiem ...
• Skandija neorganiskā un analītiskā ķīmija, LN Komissarova. Monogrāfijā apkopota informācija par galvenajām skandija neorganisko savienojumu grupām (intermetāliskie savienojumi, bināri bezskābekļa savienojumi, tostarp halogenīdi un tiocianāti, kompleksie oksīdi,…

Bāzes (hidroksīdi)- kompleksās vielas, kuru molekulu sastāvā ir viena vai vairākas OH hidroksilgrupas. Visbiežāk bāzes sastāv no metāla atoma un OH grupas. Piemēram, NaOH ir nātrija hidroksīds, Ca (OH) 2 ir kalcija hidroksīds utt.

Ir bāze – amonija hidroksīds, kurā hidroksigrupa ir piesaistīta nevis metālam, bet NH 4 + jonam (amonija katjonam). Amonija hidroksīds veidojas, izšķīdinot amonjaku ūdenī (ūdens pievienošanas reakcijas amonjakam):

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

Hidroksilgrupas valence ir 1. Hidroksilgrupu skaits bāzes molekulā ir atkarīgs no metāla valences un ir vienāds ar to. Piemēram, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 utt.

Visi pamati - cietvielas, kurām ir dažādas krāsas. Dažas bāzes labi šķīst ūdenī (NaOH, KOH utt.). Tomēr lielākā daļa no tiem nešķīst ūdenī.

Ūdenī šķīstošas ​​bāzes sauc par sārmiem. Sārmu šķīdumi ir "ziepjveida", slideni uz tausti un diezgan kodīgi. Pie sārmiem pieder sārmu un sārmzemju metālu hidroksīdi (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 utt.). Pārējie ir nešķīstoši.

Nešķīstošas ​​bāzes- tie ir amfoteriskie hidroksīdi, kas, mijiedarbojoties ar skābēm, darbojas kā bāzes un uzvedas kā skābes ar sārmiem.

Dažādas bāzes atšķiras ar spēju atdalīt hidroksilgrupas, tāpēc tās iedala stiprās un vājās bāzēs atbilstoši pazīmei.

Spēcīgas bāzes viegli nodod savas hidroksilgrupas ūdens šķīdumos, bet vājās bāzes to nedara.

Bāžu ķīmiskās īpašības

Bāzu ķīmiskās īpašības raksturo to saistība ar skābēm, skābes anhidrīdiem un sāļiem.

1. Rīkojieties par rādītājiem. Indikatori maina savu krāsu atkarībā no mijiedarbības ar dažādām ķīmiskām vielām. Neitrālos šķīdumos - tiem ir viena krāsa, skābos šķīdumos - cita. Mijiedarbojoties ar bāzēm, tās maina savu krāsu: metiloranža indikators kļūst dzeltens, lakmusa indikators kļūst zils, un fenolftaleīns kļūst par fuksiju.

2. Reaģē ar skābiem oksīdiem Sāls un ūdens veidošanās:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni. Bāzes un skābes mijiedarbības reakciju sauc par neitralizācijas reakciju, jo pēc tās pabeigšanas vide kļūst neitrāla:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reaģē ar sāļiem veidojot jaunu sāli un bāzi:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Karsējot var sadalīties ūdenī un bāziskā oksīdā:

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

Vai jums ir kādi jautājumi? Vai vēlaties uzzināt vairāk par tonālo krēmu?
Lai saņemtu pasniedzēja palīdzību - reģistrējieties.
Pirmā nodarbība bez maksas!

vietne, pilnībā vai daļēji kopējot materiālu, ir nepieciešama saite uz avotu.

3. Hidroksīdi

Hidroksīdi veido nozīmīgu grupu starp daudzelementu savienojumiem. Dažiem no tiem piemīt bāzu (bāzes hidroksīdu) īpašības - NaOH, Ba(OH ) 2 utt.; citiem piemīt skābju (skābju hidroksīdu) īpašības - HNO3, H3PO4 cits. Ir arī amfoteriskie hidroksīdi, kuriem atkarībā no apstākļiem var būt gan bāzu, gan skābju īpašības - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 utt.

3.1. Bāžu klasifikācija, iegūšana un īpašības

Bāzes (bāzes hidroksīdi) no elektrolītiskās disociācijas teorijas viedokļa ir vielas, kas šķīdumos sadalās, veidojot OH hidroksīda jonus. - .

Saskaņā ar mūsdienu nomenklatūru tos parasti sauc par elementu hidroksīdiem, vajadzības gadījumā norādot elementa valenci (romiešu cipari iekavās): KOH - kālija hidroksīds, nātrija hidroksīds NaOH , kalcija hidroksīds Ca (OH ) 2 , hroma hidroksīds ( II)-Cr(OH ) 2 , hroma hidroksīds ( III) — Cr (OH) 3.

Metālu hidroksīdi parasti iedala divās grupās: šķīst ūdenī(veidojas no sārmu un sārmzemju metāliem - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba un tāpēc sauc par sārmiem) un nešķīst ūdenī. Galvenā atšķirība starp tām ir OH jonu koncentrācija - sārmu šķīdumos tas ir diezgan augsts, bet nešķīstošām bāzēm to nosaka vielas šķīdība un parasti ir ļoti maza. Tomēr nelielas OH jonu līdzsvara koncentrācijas - pat nešķīstošu bāzu šķīdumos nosaka šīs savienojumu klases īpašības.

Pēc hidroksilgrupu skaita (skābuma) , ko var aizstāt ar skābes atlikumu, izšķir:

Atsevišķas skābes bāzes KOH, NaOH

Diskābes bāzes - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;

Triskābās bāzes - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Pamatojuma iegūšana

1. Izplatīta bāzu iegūšanas metode ir apmaiņas reakcija, ar kuru var iegūt gan nešķīstošas, gan šķīstošas ​​bāzes:

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

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

Ja ar šo metodi iegūst šķīstošas ​​bāzes, nogulsnējas nešķīstošs sāls.

Iegūstot ūdenī nešķīstošas ​​bāzes ar amfoteriskām īpašībām, jāizvairās no sārmu pārpalikuma, jo var rasties amfoteriskās bāzes izšķīšana, piemēram,

AlCl3 + 3KOH \u003d Al (OH) 3 + 3KCl,

Al (OH) 3 + KOH \u003d K.

Šādos gadījumos amonija hidroksīdu izmanto, lai iegūtu hidroksīdus, kuros amfoteriskie oksīdi nešķīst:

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

Sudraba un dzīvsudraba hidroksīdi sadalās tik viegli, ka, mēģinot tos iegūt apmaiņas reakcijā, hidroksīdu vietā izgulsnējas oksīdi:

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

2. Tehnoloģiju sārmus parasti iegūst, elektrolīzes ceļā hlorīdu ūdens šķīdumiem:

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

(kopējā elektrolīzes reakcija)

Sārmus var iegūt arī, sārmu un sārmzemju metālus vai to oksīdus reaģējot ar ūdeni:

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

SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2.

Bāžu ķīmiskās īpašības

1. Visas ūdenī nešķīstošās bāzes karsējot sadalās, veidojot oksīdus:

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

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

2. Raksturīgākā bāzu reakcija ir to mijiedarbība ar skābēm – neitralizācijas reakcija. Tas satur gan sārmus, gan nešķīstošas ​​bāzes:

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

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

3. Sārmi mijiedarbojas ar skābiem un amfoteriskajiem oksīdiem:

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

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

4. Bāzes var reaģēt ar skābju sāļiem:

2NaHS03 + 2KOH \u003d Na2SO3 + K2SO3 + 2H2O,

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. Īpaši jāuzsver sārmu šķīdumu spēja reaģēt ar dažiem nemetāliem (halogēniem, sēru, balto fosforu, silīciju):

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

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (karsējot)

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,

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

2NaOH + Si + H2O \u003d Na2SiO3 + 2H2.

6. Turklāt koncentrēti sārmu šķīdumi, karsējot, spēj izšķīdināt arī dažus metālus (tos, kuru savienojumiem ir amfoteriskas īpašības):

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

Zn + 2KOH + 2H2O \u003d K2 + H2.

Sārmu šķīdumiem ir pH> 7 (sārmains), mainiet indikatoru krāsu (lakmuss - zils, fenolftaleīns - violets).

M.V. Andriuhova, L.N. Borodins

Skābie hidroksīdi ir hidroksilgrupas -OH un metāla vai nemetāla neorganiskie savienojumi ar oksidācijas pakāpi +5, +6. Vēl viens nosaukums ir skābekli saturošas neorganiskās skābes. To iezīme ir protona likvidēšana disociācijas laikā.

Hidroksīdu klasifikācija

Hidroksīdus sauc arī par hidroksīdiem un hidrātiem. Tie ir gandrīz visos ķīmiskajos elementos, daži ir plaši izplatīti dabā, piemēram, minerāli hidrargilīts un brucīts ir attiecīgi alumīnija un magnija hidroksīdi.

Izšķir šādus hidroksīdu veidus:

• pamata;
• amfotērisks;
• skābe.

Klasifikācija balstās uz to, vai oksīds, kas veido hidroksīdu, ir bāzisks, skābs vai amfotērisks.

Vispārējās īpašības

Vislielāko interesi rada oksīdu un hidroksīdu skābju-bāzes īpašības, jo no tiem ir atkarīga reakciju iespējamība. Tas, vai hidroksīdam būs skābas, bāziskas vai amfoteriskas īpašības, ir atkarīgs no saites stiprības starp skābekli, ūdeņradi un elementu.

Stiprumu ietekmē jonu potenciāls, palielinoties hidroksīdu bāzes īpašībām, vājinās un hidroksīdu skābās īpašības palielinās.

Augstāki hidroksīdi

Augstākie hidroksīdi ir savienojumi, kuros veidojošais elements ir visaugstākajā oksidācijas stāvoklī. Tie ir vieni no visiem klases veidiem. Bāzes piemērs ir magnija hidroksīds. Alumīnija hidroksīds ir amfotērisks, savukārt perhlorskābi var klasificēt kā skābo hidroksīdu.

Šo vielu īpašību izmaiņas atkarībā no veidojošā elementa var izsekot pēc D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas. Augstāko hidroksīdu skābās īpašības palielinās no kreisās puses uz labo, savukārt metāliskās īpašības attiecīgi vājinās šajā virzienā.

Bāzes hidroksīdi

Šaurā nozīmē šo tipu sauc par bāzi, jo OH anjons tiek atdalīts tā disociācijas laikā. Slavenākie no šiem savienojumiem ir sārmi, piemēram:

• Dzēstie kaļķi Ca(OH) 2, ko izmanto balināšanas telpās, ādas miecēšanai, pretsēnīšu šķidrumu, javu un betona pagatavošanai, ūdens mīkstināšanai, cukura, balinātāju un mēslošanas līdzekļu ražošanai, nātrija un kālija karbonātu kodināšanai, skābju šķīdumu neitralizēšanai, oglekļa dioksīda noteikšanai, dezinfekcijai, samazināšanai augsnes pretestība, kā pārtikas piedeva.
• Kaustiskais potašs KOH, ko izmanto fotogrāfijā, naftas pārstrādē, pārtikas, papīra un metalurģijas ražošanā, kā arī sārma akumulators, skābes neitralizators, katalizators, gāzes tīrītājs, pH regulators, elektrolīts, mazgāšanas līdzekļu sastāvdaļa, urbšanas šķidrumi, krāsvielas, mēslošanas līdzekļi, kālija organiskais sastāvs un neorganiskās vielas, pesticīdi, farmaceitiskie preparāti kārpu ārstēšanai, ziepes, sintētiskais kaučuks.
• NaOH, nepieciešams celulozes un papīra rūpniecībai, tauku pārziepošana mazgāšanas līdzekļu ražošanā, skābju neitralizēšana, biodīzeļa degvielas ražošana, aizsprostojumu šķīdināšana, toksisko vielu degazēšana, kokvilnas un vilnas apstrāde, veidņu mazgāšana, pārtikas ražošana, kosmetoloģija, fotografēšana .

Bāzes hidroksīdi veidojas attiecīgo metālu oksīdu mijiedarbības rezultātā ar ūdeni, vairumā gadījumu ar oksidācijas pakāpi +1 vai +2. Tie ietver sārmu, sārmzemju un pārejas elementus.

Turklāt bāzes var iegūt šādos veidos:

• sārmu mijiedarbība ar zema aktīvā metāla sāli;
• reakcija starp sārmzemju vai sārmzemju elementu un ūdeni;
• sāls ūdens šķīduma elektrolīze.

Skābes un bāzes hidroksīdi mijiedarbojas viens ar otru, veidojot sāli un ūdeni. Šo reakciju sauc par neitralizāciju, un tai ir liela nozīme titrimetriskajā analīzē. Turklāt to izmanto ikdienas dzīvē. Kad skābe ir izlijusi, bīstamu reaģentu var neitralizēt ar sodu, bet sārmam izmanto etiķi.

Turklāt bāzes hidroksīdi disociācijas laikā šķīdumā izmaina jonu līdzsvaru, kas izpaužas kā indikatoru krāsas izmaiņas, un nonāk apmaiņas reakcijās.

Sildot, nešķīstošie savienojumi sadalās oksīdos un ūdenī, un sārmi kūst. un skābais oksīds veido sāli.

Amfoteriskie hidroksīdi

Dažiem elementiem atkarībā no apstākļiem piemīt bāziskas vai skābas īpašības. Uz tiem balstītos hidroksīdus sauc par amfotēriem. Tos ir viegli identificēt pēc sastāvā iekļautā metāla, kura oksidācijas pakāpe ir +3, +4. Piemēram, balta želatīna viela - alumīnija hidroksīds Al (OH) 3, ko izmanto ūdens attīrīšanā augstās adsorbcijas spējas dēļ, vakcīnu ražošanā kā imūnreakciju pastiprinošu vielu, medicīnā no skābes atkarīgu slimību ārstēšanai. kuņģa-zarnu trakta slimības. To bieži iekļauj arī liesmas slāpētājos plastmasas izstrādājumos un darbojas kā katalizatoru nesējs.

Bet ir izņēmumi, kad elementa oksidācijas pakāpes vērtība ir +2. Tas ir raksturīgi berilijam, alvai, svinam un cinkam. Pēdējā metāla Zn(OH) 2 hidroksīdu plaši izmanto ķīmiskajā rūpniecībā, galvenokārt dažādu savienojumu sintēzei.

Amfoterisko hidroksīdu var iegūt, pārejas metāla sāls šķīdumu reaģējot ar atšķaidītu sārmu.

Amfoteriskais hidroksīds un skābes oksīds, sārms vai skābe mijiedarbojoties veido sāli. Karsējot hidroksīdu, tas sadalās ūdenī un metahidroksīdā, kas tālāk karsējot pārvēršas oksīdā.

Sārmainā vidē amfoteriskie un skābie hidroksīdi uzvedas līdzīgi. Mijiedarbojoties ar skābēm, amfoteriskie hidroksīdi darbojas kā bāzes.

Skābes hidroksīdi

Šim tipam raksturīga elementa klātbūtne oksidācijas stāvoklī no +4 līdz +7. Šķīdumā tie spēj ziedot ūdeņraža katjonu vai pieņemt elektronu pāri un izveidot kovalento saiti. Visbiežāk tiem ir šķidruma agregācijas stāvoklis, bet starp tiem ir arī cietas vielas.

Veido hidroksīda skābu oksīdu, kas spēj veidot sāļus un satur nemetālu vai pārejas metālu. Oksīdu iegūst nemetāla oksidēšanas, skābes vai sāls sadalīšanās rezultātā.

Skābie izpaužas kā spēja krāsot indikatorus, izšķīdināt aktīvos metālus ar ūdeņraža izdalīšanos un reaģēt ar bāzēm un bāzes oksīdiem. To atšķirīgā iezīme ir dalība redoksreakcijās. Ķīmiskā procesa laikā tie piestiprina sev negatīvi lādētas elementārdaļiņas. Spēja darboties kā elektronu akceptoram vājinās, atšķaidot un pārvēršot sāļos.

Tādējādi var atšķirt ne tikai hidroksīdu skābju-bāzes īpašības, bet arī oksidējošās.

Slāpekļskābe

HNO 3 uzskata par spēcīgu vienbāzisku skābi. Tas ir ļoti indīgs, atstāj uz ādas čūlas ar dzeltenu ādas krāsojumu, un tā tvaiki uzreiz kairina elpceļu gļotādu. Novecojušais nosaukums ir stiprs degvīns. Tas pieder pie skābiem hidroksīdiem, ūdens šķīdumos pilnībā sadalās jonos. Ārēji tas izskatās kā bezkrāsains šķidrums, kas kūp gaisā. Par koncentrētu ūdens šķīdumu uzskata 60-70% vielas, un, ja saturs pārsniedz 95%, to sauc par kūpošo slāpekļskābi.

Jo augstāka koncentrācija, jo tumšāks šķidrums. Tam var būt pat brūna krāsa, jo gaismā vai ar nelielu karsēšanu sadalās oksīdā, skābeklī un ūdenī, tāpēc tas jāuzglabā tumšā stikla traukā vēsā vietā.

Skābā hidroksīda ķīmiskās īpašības ir tādas, ka to var destilēt tikai pazeminātā spiedienā, nesadaloties. Ar to reaģē visi metāli, izņemot zeltu, dažus platīna grupas pārstāvjus un tantalu, bet galaprodukts ir atkarīgs no skābes koncentrācijas.

Piemēram, 60% viela, mijiedarbojoties ar cinku, kā dominējošo blakusproduktu dod slāpekļa dioksīdu, 30% - monoksīdu, 20% - slāpekļa oksīdu (smieklu gāzi). Pat zemākas koncentrācijas 10% un 3% dod vienkāršu vielu slāpekli attiecīgi gāzes un amonija nitrāta veidā. Tādējādi no skābes var iegūt dažādus nitro savienojumus. Kā redzams no piemēra, jo zemāka koncentrācija, jo dziļāka slāpekļa samazināšanās. Tas ietekmē arī metāla darbību.

Viela var izšķīdināt zeltu vai platīnu tikai Aqua Regia sastāvā - trīs daļu sālsskābes un vienas slāpekļskābes maisījumā. Stikls un politetrafluoretilēns ir izturīgi pret to.

Papildus metāliem viela reaģē ar bāziskajiem un amfoteriskajiem oksīdiem, bāzēm un vājām skābēm. Visos gadījumos rezultāts ir sāļi, ar nemetāliem - skābes. Ne visas reakcijas notiek droši, piemēram, amīni un terpentīns spontāni aizdegas, nonākot saskarē ar koncentrētā stāvoklī esošu hidroksīdu.

Sāļus sauc par nitrātiem. Sildot, tie sadalās vai uzrāda oksidējošas īpašības. Praksē tos izmanto kā mēslojumu. Dabā tie praktiski nav sastopami augstās šķīdības dēļ, tāpēc visi sāļi, izņemot kāliju un nātriju, tiek iegūti mākslīgi.

Pati skābe tiek iegūta no sintezēta amonjaka un, ja nepieciešams, tiek koncentrēta vairākos veidos:

• līdzsvara maiņa, palielinot spiedienu;
• karsēšana sērskābes klātbūtnē;
• destilācija.

Turklāt to izmanto minerālmēslu, krāsvielu un medikamentu ražošanā, militārajā rūpniecībā, molbertu grafikā, juvelierizstrādājumos un organiskajā sintēzē. Reizēm fotogrāfijā tiek izmantota atšķaidīta skābe, lai paskābinātu tonēšanas šķīdumus.

Sērskābe

H2SO4 ir spēcīga divvērtīgā skābe. Tas izskatās kā bezkrāsains smags eļļains šķidrums, bez smaržas. Novecojušais nosaukums ir vitriols (ūdens šķīdums) vai vitriola eļļa (maisījums ar sēra dioksīdu). Šis nosaukums tika dots tāpēc, ka 19. gadsimta sākumā sēru ražoja vitriola rūpnīcās. Godinot tradīcijas, sulfātu hidrātus joprojām sauc par vitriolu.

Skābes ražošana ir izveidota rūpnieciskā mērogā un ir aptuveni 200 miljoni tonnu gadā. To iegūst, oksidējot sēra dioksīdu ar skābekli vai slāpekļa dioksīdu ūdens klātbūtnē, vai arī, reaģējot sērūdeņradi ar vara, sudraba, svina vai dzīvsudraba sulfātu. Iegūtā koncentrētā viela ir spēcīgs oksidētājs: izspiež halogēnus no atbilstošajām skābēm, pārvērš oglekli un sēru skābos oksīdos. Pēc tam hidroksīdu reducē par sēra dioksīdu, sērūdeņradi vai sēru. Atšķaidītai skābei parasti nepiemīt oksidējošas īpašības, un tā veido vidējus un skābos sāļus vai esterus.

Vielu var noteikt un identificēt, reaģējot ar šķīstošiem bārija sāļiem, kā rezultātā izgulsnējas baltas sulfāta nogulsnes.

Tālāk skābi izmanto rūdu pārstrādē, minerālmēslu, ķīmisko šķiedru, krāsvielu, dūmu veidojošo un sprāgstvielu ražošanā, dažādās nozarēs, organiskajā sintēzē, kā elektrolītu, minerālsāļu iegūšanai.

Bet lietošana ir saistīta ar zināmām briesmām. Kodīga viela, saskaroties ar ādu vai gļotādām, izraisa ķīmiskus apdegumus. Ieelpojot, vispirms parādās klepus, pēc tam - balsenes, trahejas un bronhu iekaisuma slimības. Maksimāli pieļaujamās koncentrācijas pārsniegšana 1 mg uz kubikmetru ir nāvējoša.

Sērskābes tvaikus var sastapt ne tikai specializētās nozarēs, bet arī pilsētas atmosfērā. Tas notiek, ja ķīmiskās un metalurģijas rūpnīcas izdala sēra oksīdus, kas pēc tam izkrīt skābā lietus veidā.

Visas šīs briesmas ir novedušas pie tā, ka vairāk nekā 45% masas koncentrācijas aprite Krievijā ir ierobežota.

sērskābe

H 2 SO 3 ir vājāka skābe nekā sērskābe. Tās formula atšķiras tikai ar vienu skābekļa atomu, taču tas padara to nestabilu. Tas nav izolēts brīvā stāvoklī; tas pastāv tikai atšķaidītos ūdens šķīdumos. Tos var atpazīt pēc specifiskas asas smakas, kas atgādina piedegušu sērkociņu. Un, lai apstiprinātu sulfīta jonu klātbūtni - reaģējot ar kālija permanganātu, kā rezultātā sarkanvioletais šķīdums kļūst bezkrāsains.

Viela dažādos apstākļos var darboties kā reducētājs un oksidētājs, veidot skābus un vidējus sāļus. To izmanto pārtikas konservēšanai, celulozes iegūšanai no koka, kā arī smalkai vilnas, zīda un citu materiālu balināšanai.

Ortofosforskābe

H 3 RO 4 ir vidēja stipruma skābe, kas izskatās kā bezkrāsaini kristāli. Ortofosforskābi sauc arī par 85% šo kristālu šķīdumu ūdenī. Tas izskatās kā sīrupains šķidrums bez smaržas, kas ir pakļauts hipotermijai. Karsēšana virs 210 grādiem pēc Celsija noved pie tā pārvēršanās par pirofosforskābi.

Ortofosforskābe labi šķīst ūdenī, to neitralizē sārmi un amonjaka hidrāts, reaģē ar metāliem un veido polimēru savienojumus.

Vielu var iegūt dažādos veidos:

• sarkanā fosfora izšķīdināšana ūdenī zem spiediena, 700-900 grādu temperatūrā, izmantojot platīnu, varu, titānu vai cirkoniju;
• verdošs sarkanais fosfors koncentrētā slāpekļskābē;
• pievienojot fosfīnam karstu koncentrētu slāpekļskābi;
• skābekļa fosfīna oksidēšana 150 grādos;
• tetrafosfora dekaozīda iedarbība ar 0 grādu temperatūru, pēc tam tās pakāpeniska paaugstināšana līdz 20 grādiem un vienmērīga pāreja uz vārīšanu (ūdens ir nepieciešams visos posmos);
• izšķīdinot pentahlorīdu vai fosfora oksīda trihlorīdu ūdenī.

Iegūtā produkta pielietojums ir plašs. Ar tās palīdzību tiek samazināts virsmas spraigums un no lodēšanai sagatavotajām virsmām noņemti oksīdi, metāli tiek attīrīti no rūsas un uz to virsmas tiek izveidota aizsargplēve, kas novērš turpmāku koroziju. Turklāt ortofosforskābi izmanto rūpnieciskajās saldētavās un pētījumos molekulārajā bioloģijā.

Turklāt savienojums ir daļa no aviācijas hidrauliskajiem šķidrumiem, pārtikas piedevām un skābuma regulatoriem. To izmanto kažokzvēru audzēšanā ūdeļu urolitiāzes profilaksei un zobārstniecībā manipulācijām pirms plombēšanas.

pirofosforskābe

H 4 P 2 O 7 ir skābe, ko raksturo kā stipru pirmajā posmā un vāju pārējā posmā. Tas kūst bez sadalīšanās, jo šim procesam ir nepieciešama karsēšana vakuumā vai spēcīgu skābju klātbūtne. To neitralizē sārmi un reaģē ar ūdeņraža peroksīdu. Iegūstiet to vienā no šiem veidiem:

• tetrafosfora dekaoksīda sadalīšana ūdenī nulles temperatūrā un pēc tam karsēšana līdz 20 grādiem;
• karsējot ortofosforskābi līdz 150 grādiem;
• koncentrētas fosforskābes mijiedarbība ar tetrafosfora dekaoksīdu 80-100 grādos.

Produkts galvenokārt tiek izmantots mēslošanas līdzekļu ražošanai.

Papildus tiem ir arī daudzi citi skābju hidroksīdu pārstāvji. Katram no tiem ir savas īpašības un īpašības, bet kopumā oksīdu un hidroksīdu skābās īpašības slēpjas to spējā atdalīt ūdeņradi, sadalīties, mijiedarboties ar sārmiem, sāļiem un metāliem.