Säure plus basisches Oxid. Es reagieren basische Oxide
Chemische Eigenschaften von Wasser
Wechselwirkung von Wasser mit Metallen.
Wenn Kalziumspäne in einen Wasserzylinder gegeben werden, beginnen sich Gasblasen von der Oberfläche des Kalziums zu lösen, genau wie von der Oberfläche von Zink in einer Schwefelsäurelösung. Wenn wir einen brennenden Splitter zum Loch im Zylinder bringen, werden wir Blitze beobachten. Das ist Wasserstoffverbrennung. Das Wasser im Zylinder wird trüb. Die weißen Schwebeteilchen, die im Zylinder erscheinen, sind Calciumhydroxid Ca(OH)2. Die laufende Reaktion wird durch die Gleichung ausgedrückt:
Ca + 2H 2 0 = 2Ca (OH) 2 + H 2
Bei dieser Reaktion wird aus einem Wassermolekül H 2 O, das als H-OH (Gruppe - OH - Hydroxogruppe) dargestellt werden kann, -OH in Calciumhydroxid umgewandelt. Da das Calciumatom zweiwertig ist, verdrängt es zwei Wasserstoffatome aus zwei Wassermolekülen und die verbleibenden zwei -OH-Gruppen verbinden sich mit dem Calciumatom.
Noch heftiger verläuft die Reaktion von Natrium mit Wasser. Geben Sie ein Stück Natrium in ein Glas Wasser. Natrium schwimmt an seiner Oberfläche, schmilzt und verwandelt sich in einen glänzenden Tropfen. Es bewegt sich schnell an der Wasseroberfläche entlang, zischt und verkleinert sich. Nachdem wir die Lösung eingedampft haben, finden wir einen weißen Feststoff – Natriumhydroxid NaOH
2Na + 2НН = 2NaOH + H 2
Natrium und Kalzium gehören zu den chemisch aktivsten.
Wechselwirkung von Wasser mit Nichtmetalloxiden .
Lassen Sie uns roten Phosphor in einem Glas auf einem Löffel verbrennen. Geben wir etwas Wasser hinzu und warten, bis sich das entstandene Phosphoroxid (V) P 2 0 5 auflöst. Fügen Sie der Lösung ein paar Tropfen violetten Lackmus hinzu. Der Lackmus wird rot. Dies bedeutet, dass die Lösung eine Säure enthält, die sich mit Wasser verbindet und Phosphorsäure H 3 P0 4 erhält:
Р 2 0 5 + ЗН 2 0 = 2Н 3 Р0 4
Lassen Sie uns Schwefel in einem Glas mit etwas Wasser darin verbrennen und die resultierende Lösung mit Lackmuslösung untersuchen. Es wird auch rot. Schwefeloxid (IV) S0 2, das bei der Verbrennung von Schwefel entsteht, wird in Verbindung mit Wasser und schwefliger Säure erhalten:
S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2
Schwefeloxid (VI) bildet bei Wechselwirkung mit Wasser Schwefelsäure H 2 S0 4:
SO 2+ H 2 O = H 2 S0 4
Stickstoff kann das Oxid N205 bilden, das mit Wasser zu Salpetersäure reagiert:
N 2 0 5 + N 2 0 = 2HN0 3
Verbindungen von Nichtmetalloxiden mit Wasser werden als Säuren klassifiziert.
Wechselwirkung von Wasser mit Metalloxiden.
Betrachten wir nun das Verhältnis von Metalloxiden zu Wasser. Gießen Sie Kupferoxid CuO, Eisenoxid Fe203, Zinkoxid ZnO und Calciumoxid CaO in Tassen und geben Sie jeweils etwas Wasser hinzu. Kupfer-, Eisen- und Zinkoxide lösen sich nicht in Wasser und verbinden sich nicht damit. Calciumoxid oder Branntkalk verhält sich anders.
Beim Übergießen von Branntkalkstücken mit Wasser wird eine so starke Erhitzung beobachtet, dass sich ein Teil des Wassers in Dampf verwandelt und die Branntkalkstücke zerbröckeln und sich in trockenes, loses Pulver verwandeln – gelöschter Kalk oder CalciumhydroxidCa(OH) 2:
CaO + H 2 0 = Ca(OH) 2
Natrium- und Kaliumoxide verbinden sich wie Calciumoxid mit Wasser:
Na 2 0 + H 2 0 = 2NaOH
K 2 0+N 2 0 = 2KON
Bei diesen Reaktionen entstehen Natriumhydroxid NaOH und Kaliumhydroxid KOH.
So reagieren einige Metalloxide nicht mit Wasser (die meisten von ihnen), während andere (Kaliumoxid, Natriumoxid, Calciumoxid, Bariumoxid usw.) sich damit verbinden und Hydroxide bilden, die als Basen klassifiziert werden.
(Anorganische Chemie Klasse 7-8 Autor Yu. V. Khodakov und andere)
Bei der Untersuchung der chemischen Eigenschaften von Wasser haben Sie erfahren, dass viele Oxide (Oxide) von Nichtmetallen bei der Reaktion mit Wasser Säuren bilden, zum Beispiel:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q
Einige Metalloxide bilden bei Wechselwirkung mit Wasser Basen (Laugen), zum Beispiel:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q
Allerdings ist die Eigenschaft von Oxiden, mit Wasser zu reagieren, nicht allen Stoffen dieser Klasse gemeinsam. Viele Oxide wie Siliziumdioxid SiO 2, Kohlenmonoxid CO, Stickoxid NO, Kupferoxid CuO, Eisenoxid Fe 2 O 3 usw. interagieren nicht mit Wasser.
Wechselwirkung von Oxiden mit Säuren
Sie wissen, dass einige Metalloxide mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser reagieren, zum Beispiel:
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
Wechselwirkung von Oxiden mit Basen
Einige Oxide (Kohlendioxid CO 2, Schwefeldioxid SO 2, Phosphorsäureanhydrid P 2 O 5 usw.) reagieren nicht mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser. Finden wir es heraus: Interagieren sie mit den Basen?
Füllen Sie einen trockenen Kolben mit Kohlendioxid und gießen Sie Natronlauge NaOH hinein. Wir verschließen den Kolben mit einem Gummistopfen, in den ein Glasröhrchen eingesetzt ist, und an dessen freiem Ende ein Gummischlauch mit einer Klemme angebracht ist. Wenn wir die Flasche mit der Hand berühren, spüren wir, wie sich das Glas erwärmt. An den Innenwänden des Kolbens bildeten sich Wassertropfen. All dies sind Anzeichen einer chemischen Reaktion. Wenn Kohlendioxid mit Natronlauge reagiert, können wir davon ausgehen, dass im Kolben ein Vakuum entstanden ist. Um dies zu überprüfen, senken Sie nach dem Abkühlen des Kolbens auf Raumtemperatur das Ende des Gummischlauchs des Geräts in den Kristallisator mit Wasser und öffnen Sie die Klemme. Das Wasser strömt schnell in den Kolben. Unsere Annahme über das Vakuum im Kolben wurde bestätigt – Kohlendioxid interagiert mit Natronlauge. Eines der Reaktionsprodukte ist Wasser. Wie ist die Zusammensetzung des resultierenden Feststoffs?
NaOH + CO 2 = H 2 O + ? +F
Es ist bekannt, dass Kohlendioxid einem Oxid (Oxid)-Hydrat entspricht – Kohlensäure H 2 CO 3. Der im Kolben gebildete Feststoff ist ein Kohlensäuresalz – Natriumcarbonat Na 2 CO 3.
Um ein Molekül Natriumcarbonat zu bilden, werden zwei Moleküle Natriumhydroxid benötigt:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O + Q
Bei der Reaktion von Kohlendioxid mit Natronlauge wurde das Salz Natriumcarbonat Na 2 CO 3 und Wasser erhalten.
Neben Kohlendioxid gibt es noch viele weitere Oxide (SO 2, SO 3, SiO 2, P 2 O 5 usw.), die mit Alkalien zu Salz und Wasser reagieren.
Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften sind die Grundlage einer so wichtigen Wissenschaft wie der Chemie. Sie beginnen mit dem Studium im ersten Jahr des Chemiestudiums. In so exakten Wissenschaften wie Mathematik, Physik und Chemie ist der gesamte Stoff miteinander verbunden, weshalb die mangelnde Beherrschung des Stoffes mit einem Mangel an Verständnis für neue Themen einhergeht. Daher ist es sehr wichtig, das Thema Oxide zu verstehen und vollständig zu verstehen. Wir werden heute versuchen, ausführlicher darüber zu sprechen.
Was sind Oxide?
Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften müssen zunächst verstanden werden. Was sind also Oxide? Erinnern Sie sich daran aus der Schule?
Oxide (oder Oxide) sind binäre Verbindungen, die Atome eines elektronegativen Elements (weniger elektronegativ als Sauerstoff) und Sauerstoff mit der Oxidationsstufe -2 enthalten.
Oxide sind unglaublich häufige Substanzen auf unserem Planeten. Beispiele für Oxidverbindungen sind Wasser, Rost, einige Farbstoffe, Sand und sogar Kohlendioxid.
Bildung von Oxiden
Oxide können am häufigsten gewonnen werden verschiedene Wege. Die Bildung von Oxiden wird auch von einer Wissenschaft wie der Chemie untersucht. Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften – das müssen Wissenschaftler wissen, um zu verstehen, wie dieses oder jenes Oxid entstanden ist. Sie können beispielsweise durch direkte Verbindung eines Sauerstoffatoms (oder von Sauerstoffatomen) mit einem chemischen Element hergestellt werden – es handelt sich dabei um eine Wechselwirkung chemische Elemente. Allerdings gibt es auch eine indirekte Bildung von Oxiden, wenn Oxide durch die Zersetzung von Säuren, Salzen oder Basen entstehen.
Klassifizierung von Oxiden
Oxide und ihre Klassifizierung hängen davon ab, wie sie gebildet werden. Gemäß ihrer Klassifizierung werden Oxide nur in zwei Gruppen eingeteilt, von denen die erste salzbildend und die zweite nicht salzbildend ist. Schauen wir uns also beide Gruppen genauer an.
Salzbildende Oxide stellen eine recht große Gruppe dar, die in amphotere, saure und basische Oxide unterteilt wird. Infolgedessen alle chemische Reaktion Salzbildende Oxide bilden Salze. Die Zusammensetzung salzbildender Oxide umfasst in der Regel Elemente von Metallen und Nichtmetallen, die durch eine chemische Reaktion mit Wasser Säuren bilden, bei Wechselwirkung mit Basen jedoch die entsprechenden Säuren und Salze.
Nicht salzbildende Oxide sind solche Oxide, die durch eine chemische Reaktion keine Salze bilden. Beispiele für solche Oxide sind Kohlenstoff.
Amphotere Oxide
Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften sind sehr wichtige Konzepte in der Chemie. Die Zusammensetzung der salzbildenden Verbindungen umfasst amphotere Oxide.
Amphotere Oxide sind Oxide, die abhängig von den Bedingungen chemischer Reaktionen basische oder saure Eigenschaften aufweisen können (sie zeigen Amphoterizität). Solche Oxide werden durch Übergangsmetalle (Kupfer, Silber, Gold, Eisen, Ruthenium, Wolfram, Rutherfordium, Titan, Yttrium und viele andere) gebildet. Amphotere Oxide reagieren mit starken Säuren und bilden durch eine chemische Reaktion Salze dieser Säuren.
Saure Oxide
Oder Anhydride sind Oxide, die bei chemischen Reaktionen sauerstoffhaltige Säuren freisetzen und auch bilden. Anhydride werden immer von typischen Nichtmetallen sowie einigen chemischen Übergangselementen gebildet.
Oxide, ihre Klassifizierung und chemischen Eigenschaften sind wichtige Konzepte. Beispielsweise haben saure Oxide völlig andere chemische Eigenschaften als amphotere Oxide. Wenn beispielsweise ein Anhydrid mit Wasser reagiert, entsteht eine entsprechende Säure (Ausnahme ist SiO2 – Anhydride reagieren mit Alkalien, und als Ergebnis solcher Reaktionen werden Wasser und Soda freigesetzt. Bei der Reaktion mit entsteht ein Salz.
Basische Oxide
Basische (vom Wort „Basis“) Oxide sind Oxide metallischer chemischer Elemente mit den Oxidationsstufen +1 oder +2. Dazu gehören Alkali- und Erdalkalimetalle sowie das chemische Element Magnesium. Basische Oxide unterscheiden sich von anderen dadurch, dass sie mit Säuren reagieren können.
Basische Oxide interagieren im Gegensatz zu sauren Oxiden mit Säuren sowie mit Laugen, Wasser und anderen Oxiden. Als Ergebnis dieser Reaktionen entstehen üblicherweise Salze.
Eigenschaften von Oxiden
Wenn Sie die Reaktionen verschiedener Oxide sorgfältig untersuchen, können Sie unabhängig voneinander Rückschlüsse auf die chemischen Eigenschaften der Oxide ziehen. Die gemeinsame chemische Eigenschaft absolut aller Oxide ist der Redoxprozess.
Dennoch unterscheiden sich alle Oxide voneinander. Die Klassifizierung und Eigenschaften von Oxiden sind zwei miteinander verbundene Themen.
Nicht salzbildende Oxide und ihre chemischen Eigenschaften
Nicht salzbildende Oxide sind eine Gruppe von Oxiden, die weder sauer noch basisch sind amphotere Eigenschaften. Durch chemische Reaktionen mit nicht salzbildenden Oxiden entstehen keine Salze. Früher wurden solche Oxide nicht als nicht salzbildend bezeichnet, sondern als gleichgültig und gleichgültig, aber solche Namen entsprechen nicht den Eigenschaften nicht salzbildender Oxide. Aufgrund ihrer Eigenschaften sind diese Oxide durchaus zu chemischen Reaktionen fähig. Es gibt jedoch nur sehr wenige nicht salzbildende Oxide; sie werden aus ein- und zweiwertigen Nichtmetallen gebildet.
Aus nicht salzbildenden Oxiden können durch eine chemische Reaktion salzbildende Oxide gewonnen werden.
Nomenklatur
Fast alle Oxide werden üblicherweise so bezeichnet: das Wort „Oxid“, gefolgt vom Namen des chemischen Elements im Genitiv. Al2O3 ist beispielsweise Aluminiumoxid. In der chemischen Sprache liest sich dieses Oxid so: Aluminium 2 o 3. Einige chemische Elemente, wie zum Beispiel Kupfer, können mehrere Oxidationsgrade aufweisen, entsprechend werden auch die Oxide unterschiedlich sein; Dann ist CuO-Oxid Kupfer(zwei)oxid, also mit einem Oxidationsgrad von 2, und Cu2O-Oxid ist Kupfer(drei)oxid, das einen Oxidationsgrad von 3 hat.
Es gibt aber auch andere Namen für Oxide, die sich durch die Anzahl der Sauerstoffatome in der Verbindung unterscheiden. Monoxide oder Monoxide sind jene Oxide, die nur ein Sauerstoffatom enthalten. Dioxide sind solche Oxide, die zwei Sauerstoffatome enthalten, die durch das Präfix „di“ gekennzeichnet sind. Trioxide sind solche Oxide, die bereits drei Sauerstoffatome enthalten. Bezeichnungen wie Monoxid, Dioxid und Trioxid sind bereits veraltet, finden sich aber häufig in Lehrbüchern, Büchern und anderen Hilfsmitteln.
Es gibt auch sogenannte Trivialnamen für Oxide, also solche, die historisch entstanden sind. CO ist beispielsweise das Oxid oder Monoxid von Kohlenstoff, aber selbst Chemiker nennen diesen Stoff am häufigsten Kohlenmonoxid.
Ein Oxid ist also eine Verbindung von Sauerstoff mit einem chemischen Element. Die wichtigste Wissenschaft, die ihre Entstehung und Wechselwirkungen untersucht, ist die Chemie. Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften sind mehrere wichtige Themen in der Wissenschaft der Chemie, ohne deren Verständnis es unmöglich ist, alles andere zu verstehen. Oxide sind Gase, Mineralien und Pulver. Einige Oxide sind nicht nur für Wissenschaftler, sondern auch für Wissenschaftler im Detail wissenswert gewöhnliche Menschen, denn sie können sogar gefährlich für das Leben auf dieser Erde sein. Oxide sind ein sehr interessantes und recht einfaches Thema. Oxidverbindungen kommen im Alltag sehr häufig vor.
Oxide sind komplexe Substanzen, die aus zwei chemischen Elementen bestehen, von denen eines Sauerstoff mit einer Oxidationsstufe ($-2$) ist.
Die allgemeine Formel für Oxide lautet: $E_(m)O_n$, wobei $m$ die Anzahl der Atome des Elements $E$ und $n$ die Anzahl der Sauerstoffatome ist. Oxide können sein hart(Sand $SiO_2$, Quarzarten), flüssig(Wasserstoffoxid $H_2O$), gasförmig(Kohlenoxide: Kohlendioxid $CO_2$ und Kohlendioxid $CO$-Gase). Aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften werden Oxide in salzbildende und nicht salzbildende Oxide unterteilt.
Nicht salzbildend Dabei handelt es sich um Oxide, die nicht mit Laugen oder Säuren reagieren und keine Salze bilden. Es gibt nur wenige davon, sie enthalten Nichtmetalle.
Salzbildend Dabei handelt es sich um Oxide, die mit Säuren oder Basen unter Bildung von Salz und Wasser reagieren.
Unter den salzbildenden Oxiden gibt es Oxide basisch, sauer, amphoter.
Basische Oxide- das sind Oxide, die Basen entsprechen. Zum Beispiel: $CaO$ entspricht $Ca(OH)_2, Na_2O entspricht NaOH$.
Typische Reaktionen basischer Oxide:
1. Basisches Oxid + Säure → Salz + Wasser (Austauschreaktion):
$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.
2. Basisches Oxid + saures Oxid → Salz (Verbindungsreaktion):
$MgO+SiO_2(→)↖(t)MgSiO_3$.
3. Basisches Oxid + Wasser → Alkali (Verbindungsreaktion):
$K_2O+H_2O=2KOH$.
Saure Oxide- das sind Oxide, die Säuren entsprechen. Dies sind Nichtmetalloxide:
N2O5 entspricht $HNO_3, SO_3 - H_2SO_4, CO_2 - H_2CO_3, P_2O_5 - H_3PO_4$, sowie Metalloxide mit hohen Oxidationsstufen: $(Cr)↖(+6)O_3$ entspricht $H_2CrO_4, (Mn_2)↖( +7 )O_7 — HMnO_4$.
Typische Säureoxidreaktionen:
1. Säureoxid + Base → Salz + Wasser (Austauschreaktion):
$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.
2. Saures Oxid + basisches Oxid → Salz (Verbindungsreaktion):
$CaO+CO_2=CaCO_3$.
3. Säureoxid + Wasser → Säure (Verbindungsreaktion):
$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.
Diese Reaktion ist nur möglich, wenn das Säureoxid in Wasser löslich ist.
Amphoter werden Oxide genannt, die je nach Bedingungen basische oder saure Eigenschaften aufweisen. Dies sind $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Amphotere Oxide verbinden sich nicht direkt mit Wasser.
Typische Reaktionen amphoterer Oxide:
1. Amphoteres Oxid+ Säure → Salz + Wasser (Austauschreaktion):
$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.
2. Amphoteres Oxid + Base → Salz + Wasser oder Komplexverbindung:
$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O(=2Na,)↙(\text"Natriumtetrahydroxoaluminat")$
$Al_2O_3+2NaOH=(2NaAlO_2)↙(\text"Natriumaluminat")+H_2O$.
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH;
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2;
mit sauren Verbindungen (Säureoxide, Säuren) unter Bildung von Salzen und Wasser:
CaO + CO 2 = CaCO 3;
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O;
3) mit Verbindungen amphoterer Natur:
Li 2 O + Al 2 O 3 = 2Li AlO 2;
3NaOH + Al(OH) 3 = Na 3 AlO 3 + 3H 2 O;
Saure Oxide reagieren:
1) mit Wasser zu Säuren:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4;
2) mit basischen Verbindungen (basische Oxide und Basen) unter Bildung von Salzen und Wasser:
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3;
CO 2 + 2NaОH = Na 2 CO 3 + H 2 O;
mit Verbindungen amphoterer Natur
CO 2 + ZnO = ZnCO 3;
CO 2 + Zn(OH) 2 = ZnCO 3 + H 2 O;
Amphotere Oxide weisen sowohl Eigenschaften basischer als auch saurer Oxide auf. Amphotere Hydroxide beantworten sie:
saures Milieu alkalisches Milieu Be(OH) 2 BeO H 2 BeO 2
Zn(OH) 2 ZnO H 2 ZnO 2
Al(OH) 3 Al 2 O 3 H 3 AlO 3, HAlo 2
Cr(OH) 3 Cr 2 O 3 HCrO 2
Pb(OH) 2 PbO H 2 PbO 2
Sn(OH) 2 SnO H 2 SnO 2
Amphotere Oxide interagieren mit sauren und basischen Verbindungen:
|
ZnO + SiO 2 = ZnSiO 3; ZnO + H 2 SiO 3 = ZnSiO 3 + H 2 O; |
Al 2 O 3 + 3Na 2 O = 2Na 3 AlO 3; Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O. |
Metalle mit variabler Wertigkeit können Oxide aller drei Arten bilden. Zum Beispiel:
CrO basisches Cr(OH) 2 ;
Cr 2 O 3 amphoteres Cr(OH) 3 ;
Cr 2 O 7 saures H 2 Cr 2 O 7;
MnO, Mn 2 O 3 hauptsächlich;
MnO 2 ist amphoter;
Mn 2 O 7 saures HMnO 4.
Gründe
Basen sind komplexe Stoffe, die Metallatome und eine oder mehrere Hydroxidgruppen (OH‾) enthalten. Die allgemeine Formel der Basen lautet Me(OH) y, wobei y die Anzahl der Hydroxidgruppen gleich der Wertigkeit des Metalls ist.
Nomenklatur
Der Name der Base setzt sich aus dem Wort „Hydroxid“ + dem Namen des Metalls zusammen.
Wenn das Metall eine variable Wertigkeit hat, wird diese am Ende in Klammern angegeben. Zum Beispiel: CuOH – Kupfer(I)-hydroxid, Cu(OH) 2 – Kupfer(II)-hydroxid, NaОH – Natriumhydroxid.
Basen (Hydroxide) sind Elektrolyte. Elektrolyte sind Stoffe, die in Schmelzen oder Lösungen polarer Flüssigkeiten in Ionen zerfallen: positiv geladene Kationen und negativ geladene Anionen. Die Zerlegung einer Substanz in Ionen wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.
Alle Elektrolyte können in zwei Gruppen eingeteilt werden: starke und schwache. Starke Elektrolyte in wässrigen Lösungen sind fast vollständig dissoziiert. Schwache Elektrolyte dissoziieren nur teilweise und in Lösungen stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht zwischen undissoziierten Molekülen und Ionen ein: NH 4 OH NH 4 + + OH - .
2.2. Einstufung
a) durch die Anzahl der Hydroxidgruppen im Molekül. Die Anzahl der Hydroxidgruppen im Basenmolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und bestimmt den Säuregehalt der Base.
Das Gelände ist unterteilt in:
Monosäure, deren Moleküle eine Hydroxidgruppe enthalten: NaOH, KOH, LiOH usw.;
Disäure, deren Moleküle zwei Hydroxidgruppen enthalten: Ca(OH) 2, Fe(OH) 2 usw.;
Trisäure, deren Moleküle drei Hydroxidgruppen enthalten: Ni(OH) 3, Bi(OH) 3 usw.
Zwei- und dreisaure Basen werden als Polysäurebasen bezeichnet.
b) entsprechend der Stärke der Basis werden sie unterteilt in:
Stark (Laugen): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2;
Schwach: Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3 usw.
Starke Basen sind in Wasser löslich, während schwache Basen unlöslich sind.
Basendissoziation
Starke Basen dissoziieren fast vollständig:
Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH - .
Schwache Basen dissoziieren schrittweise. Bei der sequentiellen Eliminierung von Hydroxidionen aus Polysäurebasen entstehen basische Hydroxokationsreste, zum Beispiel:
Fe(OH) 3 OH - + Fe(OH) 2 + Eisendihydroxokationen;
Fe(OH) 2 + OH - + FeOH 2+ Eisenhydroxykationen;
Fe(OH) 2+ OH - + Fe 3+ Eisenkationen.
Die Anzahl der basischen Reste entspricht dem Säuregehalt der Base.
