Які речовини називають гідроксидами. Гідроксиди – основні (основи), амфотерні, кислотні (оксокислоти)

Калію, натрію або літію можуть взаємодіяти з водою. І тут у продуктах реакції виявляються сполуки, які стосуються гидроксидам. Властивості цих речовин, особливості перебігу хімічних процесів, у яких беруть участь основи, зумовлені присутністю у молекулах гидроксильной групи. Так, у реакціях електролітичної дисоціації основи розщеплюються на іони металу та аніони OH - . Як основи взаємодіють із оксидами неметалів, кислотами та солями, ми й розглянемо у нашій статті.

Номенклатура та будова молекули

Щоб правильно назвати основу, потрібно назви металевого елемента додати слово гідроксид. Наведемо конкретні приклади. Основа алюмінію відноситься до амфотерних гідроксидів, властивості яких ми розглянемо у статті. Обов'язкову присутність у молекулах основ гідроксильної групи, пов'язаної з катіоном металу іонним типом зв'язку, можна визначити за допомогою індикаторів, наприклад, фенолфталеїну. У водному середовищі надлишок іонів OH - визначається зміною кольору розчину індикатора: безбарвний фенолфталеїн стає малиновим. Якщо метал виявляє кілька валентностей, може утворювати кілька підстав. Наприклад, залізо має дві основи, в яких дорівнює 2 або 3. Перше з'єднання характеризується ознаками друге - амфотерним. Тому властивості вищих гідроксидів відрізняються від сполук, у яких метал має нижчий ступінь валентності.

Фізична характеристика

Підстави – це тверді речовини, стійкі до нагрівання. По відношенню до води вони поділяються на розчинні (луги) та нерозчинні. Перша група утворена активними у хімічному відношенні металами – елементами першої та другої груп. Нерозчинні у воді речовини складаються з атомів інших металів, активність яких поступається натрію, калію або кальцію. Прикладами таких сполук можуть бути основи заліза чи міді. Властивості гідроксидів залежатимуть від того, до якої групи речовин вони належать. Так, луги є термічно міцними і не розкладаються при нагріванні, тоді як нерозчинні у воді основи під дією високої температури руйнуються, утворюючи оксид і воду. Наприклад, основа міді розкладається наступним чином:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Хімічні властивості гідроксидів

Взаємодія між собою двох найважливіших груп сполук – кислот та основ – називають у хімії реакцією нейтралізації. Таку назву можна пояснити тим, що хімічно агресивні гідроксиди та кислоти утворюють нейтральні продукти – солі та воду. Будучи, власне, обмінним процесом між двома складними речовинами, нейтралізація й у лугів, так нерозчинних у воді підстав. Наведемо рівняння реакції нейтралізації між їдким калієм та хлоридною кислотою:

KOH + HCl = KCl + H 2 O

Важливою властивістю підстав лужних металів є їхня здатність реагувати з кислотними оксидами, в результаті можна отримати сіль та воду. Наприклад, пропускаючи через гідроксид натрію вуглекислий газ, можна отримати його карбонат та воду:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

До реакцій іонного обміну відноситься взаємодія між лугами та солями, що йде з утворенням нерозчинних гідроксидів або солей. Так, приливаючи по краплях розчин у розчин сірчанокислої міді, можна отримати блакитний желеподібний осад. Це основа міді, нерозчинна у воді:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Хімічні властивості гідроксидів, нерозчинних у воді, відрізняються від лугів тим, що вони при невеликому нагріванні втрачають воду – дегідратуються, переходячи у форму відповідного основного окис.

Підстави, що виявляють двоїсті властивості

Якщо елемент може реагувати і з кислотами, і з лугами - його називають амфотерним. До таких відносяться, наприклад, цинк, алюміній та їх основи. Властивості амфотерних гідроксидів дозволяють записувати їх молекулярні формули як виділяючи при цьому гідроксогрупу, так і у вигляді кислот. Представимо кілька рівнянь реакцій основи алюмінію з хлоридною кислотою та гідроксидом натрію. Вони ілюструють особливі властивості гідроксидів, що належать до амфотерних сполук. Друга реакція проходить із розпадом лугу:

2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

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

Продуктами процесів будуть вода та солі: хлорид алюмінію та алюмінат натрію. Усі амфотерні основи не розчиняються у воді. Добувають їх у результаті взаємодії відповідних солей та лугів.

Способи отримання та застосування

У промисловості, що вимагає великих обсягів лугів, їх одержують електролізом солей, що містять катіони активних металів першої та другої групи періодичної системи. Сировиною для видобутку, наприклад, їдкого натрію служить розчин кухонної солі. Рівняння реакції буде таким:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2

Підстави малоактивних металів у лабораторії отримують взаємодією лугів зі своїми солями. Реакція відноситься до типу іонного обміну та закінчується випаданням осаду основи. Простий спосіб отримання лугів - це реакція заміщення, що проходить між активним металом та водою. Вона супроводжується розігріванням суміші, що реагує, і відноситься до екзотермічного типу.

Властивості гідроксидів використовують у промисловості. Особливу роль тут грають луги. Їх застосовують як очисники гасу та бензину, для отримання мила, обробки натуральної шкіри, а також у технологіях виробництва штучного шовку та паперу.

ГІДРОКСИДИ, неорганічні сполуки металів загальної формули М(OH)n, де М метал, n його ступінь окиснення. Гідроксиди основи або амфотерні (мають кислотні та основні властивості) сполуки, гідроксиди лужних та лужно земельних… Сучасна енциклопедія

Хімічні сполуки оксидів із водою. Гідроксиди багатьох металів основи, а неметалів кислоти. Гідроксиди, що виявляють як основні, так і кислотні властивості, називаються амфотерними. Зазвичай термін гідроксид відноситься лише до основ. Див. Великий Енциклопедичний словник

ГІДРОКСИДИ, неорганічні хімічні сполуки, що містять іон ОН, що виявляють властивості ПІДСТАВ (речовин, що приєднують протони і реагують з кислотою, що утворюють при цьому сіль та воду). Сильні неорганічні основи, такі як… Науково-технічний енциклопедичний словник

ГІДРОКСИДИ- Хім. з'єднання з водою. Р. багатьох металів (див.), а неметалів (див.). У формулі основи першому місці ставиться хімічний. символ металу, на другому кисню та на останньому водню (гідроксід калію КОН, гідроксид натрію NaOH та ін.). Група… Велика політехнічна енциклопедія

Хімічні сполуки оксидів із водою. Гідроксиди багатьох металів основи, а неметалів кислоти. Гідроксиди, що виявляють як основні, так і кислотні властивості, називаються амфотерними. Зазвичай термін «гідрокси» відноситься лише до підстав. Енциклопедичний словник

Неорг. з'єдн. металів загальної фли М(ОН)n, де і ступінь окислення металу М. Є основами або амфотерними сполуками. Г. лужних, щілин. зем. металів та Тl(I) зв. лугами, Кристалліч. грати Г. лужних та щілин. зем. металів містять… Хімічна енциклопедія

Неорганічні. з'єднання, що містять одну або дек. груп ВІН. Можуть бути основами чи амфотерними сполуками (див. Амфотерність). Г. зустрічаються в природі у вигляді мінералів, наприклад гідраргіліт А1(ОН)3, брусить Mg(OH)2 … Великий енциклопедичний політехнічний словник

Хім. з'єдн. оксидів із водою. Р. мн. металів основи, а неметалів кислоти. Р., що виявляють як основні, так і кислотні властивості, зв. амфотерними. Зазвичай термін Р. відноситься лише до підстав. також Щолочі … Природознавство. Енциклопедичний словник

гідроксиди- гідрокс іди, ів, од. ч. з ід, а … Російський орфографічний словник

гідроксиди- мн., Р. гідрокси/дів; од. гідрокси/д (2 м). Орфографічний словник російської мови

Книжки

• Хімія. Під розкриття курсу особливу увагу приділено питанням термодинаміки та кінетики хімічних реакцій. Вперше представлені питання нової галузі хімічних знань, надзвичайно важливої ​​для фахівців.
• Неорганічна та аналітична хімія скандія, Л. Н. Комісарова. У монографії узагальнено відомості про основні групи неорганічних сполук скандію (інтерметаліди, бінарні безкисневі сполуки, у тому числі галогеніди роданіди, складні оксиди,...

Підстави (гідрокси)- Складні речовини, молекули яких у своєму складі мають одну або кілька гідрокси-груп OH. Найчастіше основи складаються з атома металу та групи OH. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Ca(OH) 2 – гідроксид кальцію та ін.

Існує основа - гідроксид амонію, в якому гідрокси-група приєднана не до металу, а до іону NH 4 + (катіону амонію). Гідроксид амонію утворюється при розчиненні аміаку у воді (реакції приєднання води до аміаку):

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

Валентність гірокси-групи – 1. Число гідроксильних груп у молекулі основи залежить від валентності металу та дорівнює їй. Наприклад, NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 і т.д.

Усі підстави –тверді речовини, що мають різне забарвлення. Деякі основи добре розчиняються у воді (NaOH, KOH та ін.). Однак більшість із них у воді не розчиняються.

Розчинні у воді основи називаються лугами.Розчини лугів «мильні», слизькі на дотик і досить їдкі. До луг відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 та ін.). Інші є нерозчинними.

Нерозчинні основи- це амфотерні гідроксиди, які при взаємодії з кислотами виступають як основи, а з лугом поводяться як кислоти.

Різні основи відрізняються різною здатністю відщеплювати гідрокси-групи, тому вони діляться на сильні і слабкі основи.

Сильні основи у водних розчинах легко віддають свої гідрокси-групи, а слабкі – ні.

Хімічні властивості основ

Хімічні властивості основ характеризуються ставленням їх до кислот, ангідридів кислот та солей.

1. Діють на індикатори. Індикатори змінюють своє забарвлення залежно від взаємодії із різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах – вони мають одне забарвлення, у розчинах кислот – інше. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється у жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.

2. Взаємодіють з кислотними оксидами зутворенням солі та води:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступають у реакцію з кислотами,утворюючи сіль та воду. Реакція взаємодії основи з кислотою називається реакцією нейтралізації, оскільки після її закінчення середовище стає нейтральним:

2KOH + H2SO4 → K2SO4+2H2O.

4. Реагують із солями,утворюючи нові сіль та основу:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2+Na2SO4.

5. Здатні при нагріванні розкладатися на воду та основний оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Залишились питання? Бажаєте знати більше про підстави?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

3. Гідроксиди

Серед багатоелементних сполук важливу групу складають гідроксиди. Деякі з них виявляють властивості основ (основні гідроксиди). NaOH , Ba (OH ) 2 тощо; інші виявляють властивості кислот (кислотні гідроксиди) - HNO 3 , H 3 PO 4 та інші. Існують і амфотерні гідроксиди, здатні залежно від умов виявляти як властивості основ, так і властивості кислот. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 і т.п.

3.1. Класифікація, отримання та властивості основ

Підставами (основними гідроксидами) з позиції теорії електролітичної дисоціації є речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ВІН - .

За сучасною номенклатурою їх прийнято називати гідроксидами елементів із зазначенням, якщо необхідно, валентності елемента (римськими цифрами у дужках): КОН – гідроксид калію, гідроксид натрію NaOH , гідроксид кальцію Ca (OH ) 2 , гідроксид хрому ( II ) - Cr (OH ) 2 , гідроксид хрому ( III) - Cr(OH) 3 .

Гідроксиди металів прийнято ділити на дві групи: розчинні у воді(утворені лужними та лужноземельними металами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba і тому звані лугами) і нерозчинні у воді. Основна відмінність між ними полягає в тому, що концентрація іонів ВІН - в розчинах лугів досить висока, для нерозчинних підстав вона визначається розчинністю речовини і зазвичай дуже мала. Тим не менш, невеликі рівноважні концентрації іона ВІН - навіть у розчинах нерозчинних підстав визначають властивості цього класу сполук.

За кількістю гідроксильних груп (кислотність) , здатних заміщатися на кислотний залишок, розрізняють:

Однокислотні основи - KOH, NaOH;

Двокислотні основи - Fe(OH)2, Ba(OH)2;

Трикислотні основи - Al(OH)3, Fe(OH)3.

Отримання підстав

1. Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:

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

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

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні оксиди не розчиняються:

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

Гідроксиди срібла, ртуті настільки легко розпадаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .

2. Луги в техніці зазвичай одержують електролізом водних розчинів хлоридів:

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

(сумарна реакція електролізу)

Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Хімічні властивості основ

1. Усі нерозчинні у воді основи при нагріванні розкладаються з утворенням оксидів:

2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

2. Найбільш характерною реакцією основ є їхня взаємодія з кислотами - реакція нейтралізації. У неї входять як луги, і нерозчинні підстави:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,

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

3. Луги взаємодіють з кислотними та з амфотерними оксидами:

2KOH + CO2 = K2CO3+H2O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Підстави можуть вступати у реакцію з кислими солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = 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 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.

5. Необхідно особливо наголосити на здатності розчинів лугів реагувати з деякими неметалами (галогенами, сіркою, білим фосфором, кремнієм):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоді),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагріванні),

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

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

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Крім того, концентровані розчини лугів при нагріванні здатні розчиняти також і деякі метали (ті, сполуки яких мають амфотерні властивості):

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

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

Розчини лугів мають рН> 7 (лужне середовище), змінюють забарвлення індикаторів (лакмус - синє, фенолфталеїн - фіолетове).

М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна

Кислотні гідроксиди - це неорганічні сполуки гідроксильної групи -ОН і металу або неметалу зі ступенем окиснення +5, +6. Інша назва - кисневмісні неорганічні кислоти. Їхньою особливістю є відщеплення протона при дисоціації.

Класифікація гідроксидів

Гідроксиди також мають назву гідроксидів та водокисів. Вони є практично у всіх хімічних елементів, деякі мають широке поширення в природі, наприклад, мінерали гідраргіліт і брус - це гідроксиди алюмінію і магнію відповідно.

Виділяють такі види гідроксидів:

• основні;
• амфотерні;
• кислотні.

Класифікація ґрунтується на приналежності оксиду, що утворює гідроксид, до основного, кислотного або амфотерного типу.

Загальні властивості

Найбільший інтерес викликають кислотно-основні властивості оксидів та гідроксидів, тому що від них залежить можливість перебігу реакцій. Чи виявлятиме гідроксид кислотні, основні або амфотерні властивості, залежить від міцності зв'язку між киснем, воднем і елементом.

На міцність впливають іонний потенціал, зі збільшенням якого слабшають основні та посилюються кислотні властивості гідроксидів.

Вищі гідроксиди

Вищими гідроокисами називають сполуки, у яких утворюючий елемент перебуває у вищому ступені окислення. Такі є серед усіх типів у класі. Приклад основи – гідроксид магнію. Гідроксид алюмінію відноситься до амфотерних, а хлорна кислота може класифікуватися як кислотний гідроксид.

Зміна параметрів цих речовин залежно від утворює елемента можна простежити за періодичною системою Д. І. Менделєєва. Кислотні властивості вищих гідроксидів посилюються ліворуч, а металеві, відповідно, слабшають у цьому напрямку.

Основні гідроксиди

У вузькому значенні цей тип називається основою, так як за його дисоціації відщеплюється аніон ВІН. Найвідоміші з таких сполук - луги, наприклад:

• Гашене вапно Са(ОН) 2 , що використовується при побілці приміщень, дубленні шкір, для приготування протигрибкових рідин, будівельних розчинів і бетону, пом'якшення води, виробництва цукру, хлорного вапна та добрив, каустифікації карбонатів натрію та калію, нейтралізації кислих розчинів , дезінфекції, зниження питомого опору ґрунту, як харчова добавка.
• Каустичний поташ КОН, що застосовується у фотографії, нафтопереробці, харчовому, паперовому та металургійному виробництві, а також як лужний елемент живлення, нейтралізатор кислот, каталізатор, газоочисник, регулятор водневого показника, електроліт, компонент миючих засобів, бурових розчинів, барвників, добрив, калійних органічних та неорганічних речовин, пестицидів, фармацевтичних препаратів для лікування бородавок, мила, синтетичного каучуку.
• NaOH, необхідний для целюлозно-паперової промисловості, омилення жирів при виробництві миючих засобів, нейтралізації кислот, виготовлення біодизельного палива, розчинення засмічення, дегазації отруйних речовин, обробки бавовни та вовни, миття прес-форм, харчового виробництва, косметології, фотографії.

Основні гідроксиди утворюються як результат взаємодії з водою відповідних оксидів металів, у переважній більшості випадків зі ступенем окиснення +1 або +2. До таких відносяться лужні, лужноземельні та перехідні елементи.

Крім того, підстави можна отримати такими способами:

• взаємодією лугу із сіллю малоактивного металу;
• реакцією між лужним або лужноземельним елементом та водою;
• електроліз водного розчину солі.

Кислотні та основні гідроксиди взаємодіють між собою з утворенням солі та води. Така реакція називається нейтралізацією та має велике значення для титриметричного аналізу. Крім того, вона використовується у побуті. При протоці кислоти нейтралізувати небезпечний реагент можна содою, а для лугу використовують оцет.

Крім того, основні гідроксиди зміщують іонну рівновагу при дисоціації в розчині, що проявляється у зміні кольорів індикаторів, і вступають в обмінні реакції.

При нагріванні нерозчинні з'єднання розкладаються на оксид та воду, а луги плавляться. та кислотний оксид утворюють сіль.

Амфотерні гідроксиди

Деякі елементи залежно та умовами виявляють то основні, то кислотні властивості. Гідроксиди з їхньої основі називаються амфотерними. Їх легко визначити по металу, що входить до складу, що має ступінь окислення +3, +4. Наприклад, біла драглиста речовина - гідроксид алюмінію Al(ОН) 3 , що використовується при очищенні води завдяки його високій адсорбуючої здатності, виготовленні вакцин як речовини, що посилює імунну відповідь, в медицині для лікування кислотозалежних захворювань шлунково-кишкового тракту. Також він часто включається до складу пластиків для придушення горіння та виступає як носій для каталізаторів.

Але є винятки, коли значення ступеня окислення елемента +2. Це характерно для берилію, олова, свинцю та цинку. Гідроксид останнього металу Zn(ОН) 2 знаходить широке застосування в хімічних галузях, насамперед для синтезу різних сполук.

Отримати амфотерний гідроокис можна, провівши реакцію між розчином солі перехідного металу та розведеним лугом.

Амфотерний гідроксид та кислотний оксид, луг або кислота утворюють сіль при взаємодії. Нагрівання гідроксиду призводить до її розкладання на воду і метагідроксід, який при подальшому нагріванні перетворюється на оксид.

Амфотерні та кислотні гідроксиди однаково поводяться у лужному середовищі. При взаємодії з кислотами амфотерні гідроксиди виступають у ролі основ.

Кислотні гідроксиди

Цей тип характеризується наявністю у складі елемента у ступені окислення від +4 до +7. У розчині вони здатні віддавати катіон водню або приймати електронну пару та утворювати ковалентний зв'язок. Найчастіше вони мають агрегатний стан рідини, але є серед них тверді речовини.

Утворює гідроксид кислотний оксид, здатний до солеутворення та містить у складі неметал або перехідний метал. Оксид утворюється в результаті окислення неметалу, розкладання кислоти або солі.

Кислотні проявляються в їх здатності фарбувати індикатори, розчиняти активні метали з виділенням водню, реагувати з основами та основними оксидами. Їхньою відмінністю є участь в окисно-відновних реакціях. Під час хімічного процесу вони приєднують негативно заряджені елементарні частинки. Здатність виступати як акцептор електронів слабшає при розведенні та перетворенні на солі.

Отже, можна назвати як кислотно-основні властивості гидроксидов, а й окислювальні.

Азотна кислота

HNO 3 вважається сильною одноосновною кислотою. Вона дуже отруйна, залишає виразки на шкірі з жовтим фарбуванням покривів, а її пари моментально дратують слизову оболонку дихальних шляхів. Застаріла назва – міцна горілка. Вона відноситься до кислотних гідроксидів, у водних розчинах повністю дисоціює на іони. Зовні виглядає як безбарвна рідина, що димиться на повітрі. Концентрованим вважається водний розчин, в який входить 60 - 70% речовини, а якщо вміст перевищує 95%, його називають азотною кислотою, що димиться.

Чим вище концентрація, тим темнішою виглядає рідина. Вона може мати навіть буре забарвлення через розкладання на оксид, кисень і воду на світлі або при невеликому нагріванні, тому зберігати його слід у ємності із темного скла у прохолодному місці.

Хімічні властивості кислотного гідроксиду такі, що переганяти без розкладання його можна лише за зниженого тиску. З ним реагують усі метали, окрім золота, деяких представників платинової групи та танталу, але кінцевий продукт залежить від концентрації кислоти.

Наприклад, 60%-е речовина при взаємодії з цинком дає діоксид азоту в якості переважаючого побічного продукту, 30% - монооксид, 20% - оксид діазоту (веселячий газ). Ще менші концентрації в 10% і 3% дають просту речовину азот у вигляді газу та амонійну селітру відповідно. Таким чином, на основі кислоти можна отримувати різні нітросполуки. Як видно з прикладу, що менше концентрація, тим глибше відновлення азоту. Також це впливає активність металу.

Розчинити золото чи платину речовина може лише у складі царської горілки - суміші із трьох частин соляної та однієї азотної кислот. Скло та політетрафторетилен до нього стійкі.

Крім металів речовина вступає у реакцію з основними та амфотерними оксидами, основами, слабкими кислотами. У всіх випадках у результаті виходять солі, з неметалами – кислоти. Не всі реакції відбуваються безпечно, так, аміни та скипидар самозаймаються при контакті з гідроксидом у концентрованому стані.

Солі називаються нітратами. При нагріванні вони розкладаються або виявляють окисні властивості. Насправді використовуються як добрива. У природі практично не зустрічаються через високу розчинність, тому всі солі крім калійних та натрієвих отримують штучно.

Саму кислоту одержують із синтезованого аміаку і в разі потреби концентрують декількома способами:

• зсувом рівноваги шляхом підвищення тиску;
• нагріванням у присутності сірчаної кислоти;
• дистиляцією.

Далі її використовують у виробництві мінеральних добрив, барвників та ліків, військової промисловості, станкової графіки, ювелірної справи, органічного синтезу. Зрідка розведену кислоту застосовують у фотографії для підкислення розчинів, що тонують.

Сірчана кислота

Н 2 SO 4 – сильна двоосновна кислота. Виглядає як безбарвна важка масляниста рідина, не має запаху. Застаріла назва - купорос (водний розчин) або купоросне масло (суміш із сірчистим ангідридом). Таке найменування було присвоєно через те, що на початку XIX століття сірку виготовляли на купоросних заводах. У данину традиції кристалогідрати сульфатів досі називають купоросом.

Виробництво кислоти налагоджено у промислових масштабах та становить близько 200 мільйонів тонн на рік. Її отримують окисленням сірчистого газу киснем або діоксидом азоту у присутності води або взаємодією сірководню з сульфатом міді, срібла, свинцю або ртуті. Утворюється в результаті концентрована речовина є сильним окислювачем: витісняє галогени з відповідних кислот, перетворює вуглець і сірку на кислотні оксиди. Гідроксид при цьому відновлюється до сірчистого газу, сірководню або сірки. Розбавлена ​​кислота зазвичай не виявляє окисних властивостей і утворює середні та кислі солі чи ефіри.

Виявити та ідентифікувати речовину можна за реакцією з розчинними солями барію, внаслідок якої випадає білий осад сульфату.

Надалі кислота використовується в обробці руд, виробництві мінеральних добрив, хімічних волокон, барвників, димоутворювальних та вибухових речовин, різних галузях промисловості, органічному синтезі, як електроліт, для отримання мінеральних солей.

Але застосування пов'язане із певними небезпеками. Їдка речовина викликає хімічні опіки при зіткненні зі шкірою або слизовими оболонками. При вдиханні спочатку з'являється кашель, а згодом – запальні захворювання гортані, трахеї, бронхів. Перевищення гранично допустимої концентрації 1 мг на кубічний метр смертельно небезпечне.

Зіткнутися із сірчанокислотними парами можна не лише на спеціалізованих виробництвах, а й у атмосфері міста. Таке трапляється, коли хімічні та металургійні підприємства здійснюють викиди оксидів сірки, які потім випадають у вигляді кислотних дощів.

Всі ці небезпеки призвели до того, що оборот містить понад 45% масової концентрації, у Росії обмежений.

Сірчиста кислота

Н 2 SO 3 - слабша кислота в порівнянні з сірчаною. Її формула відрізняється лише однією атом кисню, але це робить її нестійкою. У вільному стані вона не виділена, існує лише у розбавлених водних розчинах. Ідентифікувати їх можна за специфічним різким запахом, що нагадує сірник, що прогорів. А підтвердити наявність сульфіт-іону – за реакцією з перманганатом калію, внаслідок якої червоно-фіолетовий розчин знебарвлюється.

Речовина в різних умовах може виступати в ролі відновника та окислювача, утворювати кислі та середні солі. Застосовується воно для харчового консервування, отримання целюлози з деревини, а також делікатного відбілювання вовни, шовку та інших матеріалів.

Ортофосфорна кислота

Н 3 РО 4 – кислота середньої сили, яка виглядає як безбарвні кристали. Також ортофосфорною кислотою називають 85% розчин цих кристалів у воді. Він виглядає як сиропоподібна рідина без запаху, схильна до переохолодження. Нагрівання вище 210 градусів Цельсія призводить до її перетворення на пірофосфорну кислоту.

Ортофосфорна кислота добре розчиняється у воді, нейтралізується лугами та гідратом аміаку, реагує з металами, утворює полімерні сполуки.

Отримати речовину можна різними способами:

• розчиненням червоного фосфору у воді під тиском при температурі 700-900 градусів з використанням платини, міді, титану або цирконію;
• кип'ятінням червоного фосфору в концентрованій азотній кислоті;
• додаванням гарячої концентрованої азотної кислоти до фосфіну;
• окиснення фосфіну кисню при 150 градусах;
• впливом на декаоскид тетрафосфору температурою 0 градусів, потім її поступовим підвищенням до 20 градусів і плавним переходом до кип'ятіння (на всіх етапах потрібна вода);
• розчиненням пентахлориду або оксид-трихлорид фосфору у воді.

Застосування у продукту широке. З його допомогою знижують поверхневе натяг і видаляють оксиди з поверхонь, що готуються до паяння, очищають метали від іржі і створюють на їхній поверхні захисну плівку, що перешкоджає подальшій корозії. Крім того, ортофосфорну кислоту використовують у промислових морозильних установках та для досліджень у молекулярній біології.

Також з'єднання входить до складу авіаційних гідрорідин, харчових добавок та регуляторів кислотності. Застосовується у звірівництві для профілактики сечокам'яної хвороби у норок та у стоматології для маніпуляцій, що передують пломбування.

Пірофосфорна кислота

Н 4 Р 2 Про 7 - кислота, що характеризується як сильна по першому ступені і слабка за іншими. Плавиться вона без розкладання, тому що для цього процесу потрібне нагрівання у вакуумі або присутність сильних кислот. Нейтралізується лугами та реагує з перекисом водню. Отримують її одним із наступних способів:

• розкладанням декаоксиду тетрафосфору у воді за нульової температури, а потім його нагріванням до 20 градусів;
• нагрівання ортофосфорної кислоти до 150 градусів;
• взаємодією концентрованої фосфорної кислоти з декаоксидом тетрафосфору за 80-100 градусів.

Застосовується продукт переважно виробництва добрив.

Крім цих, є безліч інших представників кислотних гідроксидів. Кожна з них має свої особливості та характеристики, але загалом кислотні властивості оксидів та гідроксидів полягають у їх здатності відщеплювати водень, розкладатися, взаємодіяти з лугами, солями та металами.