Chemische Eigenschaften löslicher und unlöslicher Basen. Hydroxide

Basen (Hydroxide)– komplexe Stoffe, deren Moleküle eine oder mehrere Hydroxy-OH-Gruppen enthalten. Am häufigsten bestehen Basen aus einem Metallatom und einer OH-Gruppe. NaOH ist beispielsweise Natriumhydroxid, Ca(OH) 2 ist Calciumhydroxid usw.

Es gibt eine Base – Ammoniumhydroxid, bei dem die Hydroxygruppe nicht an das Metall, sondern an das NH 4 + -Ion (Ammoniumkation) gebunden ist. Ammoniumhydroxid entsteht, wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird (die Reaktion der Zugabe von Wasser zu Ammoniak):

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

Die Wertigkeit der Hydroxygruppe beträgt 1. Die Anzahl der Hydroxylgruppen im Grundmolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und ist dieser gleich. Zum Beispiel NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 usw.

Alle Gründe - Feststoffe, die unterschiedliche Farben haben. Einige Basen sind in Wasser gut löslich (NaOH, KOH usw.). Die meisten von ihnen sind jedoch nicht wasserlöslich.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Alkalilösungen sind „seifig“, fühlen sich rutschig an und sind ziemlich ätzend. Zu den Alkalien gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 usw.). Der Rest ist unlöslich.

Unlösliche Basen- Dies sind amphotere Hydroxide, die bei Wechselwirkung mit Säuren als Basen wirken und sich mit Alkali wie Säuren verhalten.

Verschiedene Basen haben unterschiedliche Fähigkeiten, Hydroxygruppen zu entfernen, daher werden sie in starke und schwache Basen unterteilt.

Starke Basen geben in wässrigen Lösungen leicht ihre Hydroxygruppen ab, schwache Basen jedoch nicht.

Chemische Eigenschaften von Basen

Die chemischen Eigenschaften von Basen werden durch ihre Beziehung zu Säuren, Säureanhydriden und Salzen charakterisiert.

1. Handeln Sie anhand von Indikatoren. Indikatoren ändern ihre Farbe je nach Interaktion mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in sauren Lösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit Basen verändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator verfärbt sich Gelb, Lackmusindikator - in blaue Farbe und Phenolphthalein wird zu Fuchsia.

2. Wechselwirken mit Säureoxiden mit Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Mit Säuren reagieren, Bildung von Salz und Wasser. Die Reaktion einer Base mit einer Säure wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da das Medium nach ihrer Beendigung neutral wird:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagiert mit Salzen Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

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

5. Beim Erhitzen können sie sich in Wasser und das Hauptoxid zersetzen:

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

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Unlösliche Base: Kupferhydroxid

Gründe dafür- werden Elektrolyte genannt, in deren Lösungen keine Anionen außer Hydroxidionen vorhanden sind (Anionen sind Ionen, die haben). negative Ladung, V in diesem Fall- das sind OH-Ionen). Titel Gründe dafür bestehen aus drei Teilen: Wörtern Hydroxid , zu dem der Name des Metalls hinzugefügt wird (im Genitiv). Zum Beispiel, Kupferhydroxid(Cu(OH) 2). Für einige Gründe dafür Beispielsweise können alte Namen verwendet werden Natriumhydroxid(NaOH)- Natriumlauge.

Natriumhydroxid, Natriumhydroxid, Natriumlauge, Ätznatron- das alles ist derselbe Stoff, dessen chemische Formel NaOH ist. Wasserfrei Natriumhydroxid- es ist weiß kristalline Substanz. Die Lösung ist eine klare Flüssigkeit, die optisch nicht von Wasser zu unterscheiden ist. Seien Sie vorsichtig bei der Verwendung! Natronlauge ätzt die Haut stark!

Die Klassifizierung der Basen basiert auf ihrer Fähigkeit, sich in Wasser zu lösen. Einige Eigenschaften von Basen hängen von der Löslichkeit in Wasser ab. Also, Gründe wasserlöslich genannt werden Alkali. Diese beinhalten Natriumhydroxide(NaOH), Kaliumhydroxid(KOH), Lithium (LiOH), manchmal fügen sie auch hinzu Kalziumhydroxid(Ca(OH) 2)), obwohl es sich tatsächlich um eine schwerlösliche Substanz handelt Weiß(gelöschte Limette).

Gründe bekommen

Gründe bekommen Und Alkalien hergestellt werden kann verschiedene Wege. Zum Erhalten Alkalien Sie können die chemische Wechselwirkung von Metall mit Wasser nutzen. Solche Reaktionen verlaufen unter sehr großer Wärmefreisetzung bis hin zur Entzündung (die Entzündung erfolgt durch die Freisetzung von Wasserstoff während der Reaktion).

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Branntkalk - CaO

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Aber diese Methoden wurden in der Industrie nicht gefunden praktische Bedeutung, natürlich, mit Ausnahme der Herstellung von Calciumhydroxid Ca(OH) 2. Quittung Natriumhydroxid Und Kaliumhydroxid mit der Verwendung von elektrischem Strom verbunden. Bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Natrium- oder Kaliumchlorid wird an der Kathode Wasserstoff und an der Anode Chlor freigesetzt, während sich die Lösung dort ansammelt, wo die Elektrolyse stattfindet Alkali!

KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (diese Reaktion findet statt, wenn ein elektrischer Strom durch die Lösung geleitet wird).

Unlösliche Basen belagert Alkalien aus Lösungen der entsprechenden Salze.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Eigenschaften von Basen

Alkalien Hitzebeständig. Natriumhydroxid Sie können es schmelzen und zum Kochen bringen, aber es zersetzt sich nicht. Alkalien reagieren leicht mit Säuren, was zur Bildung von Salz und Wasser führt. Diese Reaktion wird auch Neutralisationsreaktion genannt.

KOH + HCl → KCl + H2O

Alkalien interagieren mit Säureoxiden, was zur Bildung von Salz und Wasser führt.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Unlösliche Basen Im Gegensatz zu Alkalien handelt es sich um thermisch instabile Substanzen. Einige von ihnen, zum Beispiel Kupferhydroxid, zersetzen sich beim Erhitzen,

Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
andere – sogar bei Raumtemperatur (zum Beispiel Silberhydroxid – AgOH).

Unlösliche Basen Wenn Säuren mit Säuren interagieren, findet die Reaktion nur statt, wenn sich das bei der Reaktion gebildete Salz in Wasser löst.

Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O

Auflösung eines Alkalimetalls in Wasser, wobei sich die Farbe des Indikators in leuchtendes Rot ändert

Alkalimetalle sind Metalle, die bei Wechselwirkung mit Wasser entstehen Alkali. Ein typischer Vertreter der Alkalimetalle ist Natrium Na. Da Natrium leichter als Wasser ist, findet die chemische Reaktion mit Wasser an seiner Oberfläche statt. Natrium löst sich aktiv in Wasser auf und verdrängt daraus Wasserstoff, wodurch Natriumalkali (oder Natriumhydroxid) entsteht – Natronlauge NaOH. Die Reaktion läuft wie folgt ab:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Alle Alkalimetalle verhalten sich ähnlich. Wenn Sie dem Wasser vor Beginn der Reaktion den Indikator Phenolphthalein hinzufügen und dann ein Stück Natrium in das Wasser tauchen, gleitet das Natrium durch das Wasser und hinterlässt eine hellrosa Spur des resultierenden Alkalis (die Alkalifarben). Phenolphthalein in pinke Farbe)

Eisenhydroxid

Eisenhydroxid Ist die Basis. Eisen bildet je nach Oxidationsgrad zwei verschiedene Basen: Eisenhydroxid, wobei Eisen die Valenzen (II) - Fe(OH) 2 und (III) - Fe(OH) 3 haben kann. Wie die Basen der meisten Metalle sind beide Eisenbasen wasserunlöslich.

Eisenhydroxid(II) – eine weiße gelatineartige Substanz (Niederschlag in Lösung), die stark reduzierende Eigenschaften hat. Außerdem, Eisenhydroxid(II) sehr instabil. Wenn zur Lösung Eisenhydroxid(II) etwas Alkali hinzufügen, es bildet sich ein grüner Niederschlag, der schnell dunkler wird und sich in einen braunen Eisenniederschlag (III) verwandelt.

Eisenhydroxid(III) hat amphotere Eigenschaften, aber seine sauren Eigenschaften sind viel weniger ausgeprägt. Erhalten Eisenhydroxid(III) ist dadurch möglich chemische Reaktion Austausch zwischen Eisensalz und Alkali. Zum Beispiel

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe(OH) 3

a) Einholung von Gründen.

1) Die allgemeine Methode zur Herstellung von Basen ist eine Austauschreaktion, mit deren Hilfe sowohl unlösliche als auch lösliche Basen erhalten werden können:

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

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 .

Wenn auf diese Weise lösliche Basen gewonnen werden, fällt ein unlösliches Salz aus.

2) Alkalien können auch durch Reaktion von Alkali- und Erdalkalimetallen oder deren Oxiden mit Wasser gewonnen werden:

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

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

3) Alkalien werden in der Technik üblicherweise durch Elektrolyse wässriger Chloridlösungen gewonnen:

B)chemischEigenschaften von Basen.

1) Die charakteristischste Reaktion von Basen ist ihre Wechselwirkung mit Säuren – die Neutralisationsreaktion. Darin sind sowohl Alkalien als auch unlösliche Basen enthalten:

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

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

2) Oben wurde gezeigt, wie Alkalien mit sauren und amphoteren Oxiden interagieren.

3) Wenn Alkalien mit löslichen Salzen interagieren, entstehen ein neues Salz und eine neue Base. Eine solche Reaktion läuft erst dann vollständig ab, wenn mindestens einer der entstehenden Stoffe ausfällt.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) Beim Erhitzen zerfallen die meisten Basen, mit Ausnahme der Alkalihydroxide, in das entsprechende Oxid und Wasser:

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

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.

SÄUREN – komplexe Stoffe, deren Moleküle aus einem oder mehreren Wasserstoffatomen und einem Säurerest bestehen. Die Zusammensetzung von Säuren kann durch die allgemeine Formel H x A ausgedrückt werden, wobei A der Säurerest ist. Wasserstoffatome in Säuren können durch Metallatome ersetzt oder ausgetauscht werden, was zur Bildung von Salzen führt.

Wenn eine Säure ein solches Wasserstoffatom enthält, handelt es sich um eine einbasige Säure (HCl – Salzsäure, HNO 3 – Salpetersäure, HСlO – Hypochlorsäure, CH 3 COOH – Essigsäure); zwei Wasserstoffatome - zweibasige Säuren: H 2 SO 4 - Schwefelsäure, H 2 S - Schwefelwasserstoff; Drei Wasserstoffatome sind tribasisch: H 3 PO 4 – Orthophosphorsäure, H 3 AsO 4 – Orthoarsensäure.

Abhängig von der Zusammensetzung des Säurerückstands werden Säuren in sauerstofffreie (H 2 S, HBr, HI) und sauerstoffhaltige (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4) unterteilt. In Molekülen sauerstoffhaltiger Säuren sind Wasserstoffatome über Sauerstoff mit dem Zentralatom verbunden: H – O – E. Die Namen sauerstofffreier Säuren werden aus der Wurzel des russischen Namens für ein Nichtmetall, dem verbindenden Vokal, gebildet - Ö- und die Worte „Wasserstoff“ (H 2 S – Schwefelwasserstoff). Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren werden wie folgt angegeben: Wenn das im Säurerest enthaltene Nichtmetall (seltener ein Metall) den höchsten Oxidationsgrad aufweist, werden der Wurzel des russischen Namens des Elements Suffixe hinzugefügt -N-, -ev-, oder - ov- und dann das Ende -und ich-(H 2 SO 4 – Schwefel, H 2 CrO 4 – Chrom). Wenn die Oxidationsstufe des Zentralatoms niedriger ist, wird das Suffix verwendet -ist-(H 2 SO 3 – schwefelhaltig). Wenn ein Nichtmetall mehrere Säuren bildet, werden andere Suffixe verwendet (HClO – Chlor). Ovatist Aya, HClO 2 – Chlor ist Aya, HClO 3 – Chlor eiförmig Aya, HClO 4 – Chlor N und ich).

MIT
Aus der Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation sind Säuren Elektrolyte, die in einer wässrigen Lösung dissoziieren und ausschließlich Wasserstoffionen als Kationen bilden:

N x A xN + +A x-

Das Vorhandensein von H + -Ionen führt zu einer Farbänderung der Indikatoren in sauren Lösungen: Lackmus (rot), Methylorange (rosa).

Herstellung und Eigenschaften von Säuren

A) Produktion von Säuren.

1) Sauerstofffreie Säuren können durch direkte Verbindung von Nichtmetallen mit Wasserstoff und anschließendes Auflösen der entsprechenden Gase in Wasser erhalten werden:

2) Sauerstoffhaltige Säuren können häufig durch Reaktion von Säureoxiden mit Wasser gewonnen werden.

3) Durch Austauschreaktionen zwischen Salzen und anderen Säuren können sowohl sauerstofffreie als auch sauerstoffhaltige Säuren gewonnen werden:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (gelöst) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (fest) + H 2 SO 4 (konz.) = HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl = AgCl  + HNO 3,

4) In einigen Fällen können Redoxreaktionen zur Herstellung von Säuren genutzt werden:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO 

B ) chemische Eigenschaften von Säuren.

1) Säuren interagieren mit Basen und amphoteren Hydroxiden. In diesem Fall können praktisch unlösliche Säuren (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) nur mit löslichen Alkalien reagieren.

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

2) Die Wechselwirkung von Säuren mit basischen und amphoteren Oxiden wird oben diskutiert.

3) Die Wechselwirkung von Säuren mit Salzen ist eine Austauschreaktion unter Bildung von Salz und Wasser. Diese Reaktion verläuft vollständig, wenn das Reaktionsprodukt eine unlösliche oder flüchtige Substanz oder ein schwacher Elektrolyt ist.

Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2 

4) Die Wechselwirkung von Säuren mit Metallen ist ein Oxidations-Reduktionsprozess. Reduktionsmittel – Metall, Oxidationsmittel – Wasserstoffionen (nicht oxidierende Säuren: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (verdünnt), H 3 PO 4) oder ein Anion des Säurerests (oxidierende Säuren: H 2 SO 4 ( konz.), HNO 3(Ende und Unterbrechung)). Die Reaktionsprodukte der Wechselwirkung nichtoxidierender Säuren mit Metallen in der Spannungsreihe bis hin zu Wasserstoff sind Salz und Wasserstoffgas:

Zn+H 2 SO 4(dil) =ZnSO 4 +H 2 

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Oxidierende Säuren interagieren mit fast allen Metallen, auch mit schwach aktiven (Cu, Hg, Ag), und es entstehen die Produkte der Reduktion des Säureanions, Salz und Wasser:

Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3(conc) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2H 2 O

AMPHOTERISCHE HYDROXIDE weisen einen Säure-Base-Dualismus auf: Sie reagieren mit Säuren als Basen:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

und mit Basen – wie Säuren:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (die Reaktion findet in einer alkalischen Lösung statt);

Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (die Reaktion findet zwischen festen Stoffen während der Fusion statt).

Amphotere Hydroxide bilden mit starken Säuren und Basen Salze.

Wie andere unlösliche Hydroxide zerfallen amphotere Hydroxide beim Erhitzen in Oxid und Wasser:

Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.

SALZ– ionische Verbindungen bestehend aus Metallkationen (oder Ammonium) und Anionen von Säureresten. Jedes Salz kann als Produkt der Neutralisationsreaktion einer Base mit einer Säure betrachtet werden. Je nach Verhältnis von Säure und Base erhält man Salze: Durchschnitt(ZnSO 4, MgCl 2) – das Produkt der vollständigen Neutralisation der Base mit Säure, sauer(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - mit überschüssiger Säure, Basic(CuOHCl, AlOHSO 4) – mit einem Überschuss an Base.

Die Namen von Salzen gemäß der internationalen Nomenklatur werden aus zwei Wörtern gebildet: dem Namen des Säureanions im Nominativ und dem Metallkation im Genitiv, wobei der Grad seiner Oxidation angegeben wird, sofern dieser variabel ist, mit einer römischen Zahl in Klammern. Zum Beispiel: Cr 2 (SO 4) 3 – Chrom(III)sulfat, AlCl 3 – Aluminiumchlorid. Die Namen saurer Salze werden durch Anhängen des Wortes gebildet Hydro- oder Dihydro-(abhängig von der Anzahl der Wasserstoffatome im Hydroanion): Ca(HCO 3) 2 – Calciumbicarbonat, NaH 2 PO 4 – Natriumdihydrogenphosphat. Durch Addition der Wörter werden die Namen der Hauptsalze gebildet Hydroxo- oder Dihydroxo-: (AlOH)Cl 2 – Aluminiumhydroxychlorid, 2 SO 4 – Chrom(III)-dihydroxosulfat.

Zubereitung und Eigenschaften von Salzen

A ) chemische Eigenschaften von Salzen.

1) Die Wechselwirkung von Salzen mit Metallen ist ein Oxidations-Reduktionsprozess. In diesem Fall verdrängt das links in der elektrochemischen Spannungsreihe liegende Metall die nachfolgenden aus Lösungen ihrer Salze:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu

Alkali- und Erdalkalimetalle Nicht zur Reduktion anderer Metalle aus wässrigen Lösungen ihrer Salze verwenden, da diese mit Wasser interagieren und Wasserstoff verdrängen:

2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.

2) Die Wechselwirkung von Salzen mit Säuren und Laugen wurde oben diskutiert.

3) Die Wechselwirkung von Salzen untereinander in Lösung erfolgt nur dann irreversibel, wenn eines der Produkte ein schwerlöslicher Stoff ist:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hydrolyse von Salzen – Austauschzersetzung einiger Salze mit Wasser. Die Hydrolyse von Salzen wird im Thema „Elektrolytische Dissoziation“ ausführlich besprochen.

B) Methoden zur Gewinnung von Salzen.

In der Laborpraxis werden üblicherweise folgende Methoden zur Gewinnung von Salzen verwendet, die auf den chemischen Eigenschaften verschiedener Verbindungsklassen und einfacher Stoffe basieren:

1) Wechselwirkung von Metallen mit Nichtmetallen:

Cu+Cl 2 = CuCl 2,

2) Wechselwirkung von Metallen mit Salzlösungen:

Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.

3) Wechselwirkung von Metallen mit Säuren:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Wechselwirkung von Säuren mit Basen und amphoteren Hydroxiden:

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

5) Wechselwirkung von Säuren mit basischen und amphoteren Oxiden:

2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.

6) Wechselwirkung von Säuren mit Salzen:

HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3.

7) Wechselwirkung von Alkalien mit Salzen in Lösung:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Wechselwirkung zweier Salze in Lösung:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Wechselwirkung von Alkalien mit sauren und amphoteren Oxiden:

Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.

10) Wechselwirkung von Oxiden verschiedener Art untereinander:

CaO+CO 2 = CaCO 3.

Salze kommen in der Natur in Form von Mineralien und Gesteinen in gelöstem Zustand im Wasser von Ozeanen und Meeren vor.

Bevor wir die chemischen Eigenschaften von Basen und amphoteren Hydroxiden besprechen, wollen wir klar definieren, was sie sind.

1) Basen oder basische Hydroxide umfassen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +1 oder +2, d. h. deren Formeln entweder als MeOH oder Me(OH) 2 geschrieben sind. Es gibt jedoch Ausnahmen. Somit sind die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 keine Basen.

2) Zu den amphoteren Hydroxiden zählen Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, +4 sowie als Ausnahmen die Hydroxide Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Metallhydroxide im Oxidationszustand +4, in Aufgaben zum Einheitlichen Staatsexamen treten nicht auf und werden daher nicht berücksichtigt.

Chemische Eigenschaften von Basen

Alle Gründe sind unterteilt in:

Denken wir daran, dass Beryllium und Magnesium keine Erdalkalimetalle sind.

Alkalien sind nicht nur wasserlöslich, sondern dissoziieren auch sehr gut in wässrigen Lösungen, während unlösliche Basen einen geringen Dissoziationsgrad aufweisen.

Dieser Unterschied in der Löslichkeit und Dissoziationsfähigkeit zwischen Alkalien und unlöslichen Hydroxiden führt wiederum zu deutlichen Unterschieden in ihren chemischen Eigenschaften. So sind insbesondere Alkalien chemisch aktivere Verbindungen und können häufig Reaktionen eingehen, zu denen unlösliche Basen nicht in der Lage sind.

Wechselwirkung von Basen mit Säuren

Alkalien reagieren mit absolut allen Säuren, auch mit sehr schwachen und unlöslichen. Zum Beispiel:

Unlösliche Basen reagieren mit fast allen löslichen Säuren, nicht jedoch mit unlöslicher Kieselsäure:

Es ist zu beachten, dass sowohl starke als auch schwache Basen mit der allgemeinen Formel der Form Me(OH) 2 bei Säuremangel basische Salze bilden können, zum Beispiel:

Wechselwirkung mit Säureoxiden

Alkalien reagieren mit allen sauren Oxiden unter Bildung von Salzen und oft auch Wasser:

Unlösliche Basen können mit allen höheren Säureoxiden, die stabilen Säuren entsprechen, beispielsweise P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, zu mittleren Salzen reagieren:

Unlösliche Basen vom Typ Me(OH) 2 reagieren in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid ausschließlich zu basischen Salzen. Zum Beispiel:

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

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Inertheit reagieren nur die stärksten Basen, Alkalien, mit Siliziumdioxid. Dabei entstehen normale Salze. Bei unlöslichen Basen findet die Reaktion nicht statt. Zum Beispiel:

Wechselwirkung von Basen mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden

Alle Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden. Erfolgt die Reaktion durch Verschmelzen eines amphoteren Oxids oder Hydroxids mit einem festen Alkali, führt diese Reaktion zur Bildung wasserstofffreier Salze:

Werden wässrige Lösungen von Alkalien verwendet, so entstehen Hydroxokomplexsalze:

Bei Aluminium entsteht unter Einwirkung eines Überschusses an konzentriertem Alkali anstelle von Na-Salz Na 3 -Salz:

Wechselwirkung von Basen mit Salzen

Jede Base reagiert mit jedem Salz nur, wenn zwei Bedingungen gleichzeitig erfüllt sind:

1) Löslichkeit der Ausgangsverbindungen;

2) das Vorhandensein von Niederschlag oder Gas unter den Reaktionsprodukten

Zum Beispiel:

Thermische Stabilität von Substraten

Alle Alkalien außer Ca(OH) 2 sind hitzebeständig und schmelzen ohne Zersetzung.

Alle unlöslichen Basen sowie schwerlösliches Ca(OH) 2 zersetzen sich beim Erhitzen. Am meisten hohe Temperatur Zersetzung von Calciumhydroxid – etwa 1000 °C:

Unlösliche Hydroxide haben viel mehr niedrige Temperaturen Zersetzung. Beispielsweise zersetzt sich Kupfer(II)-hydroxid bereits bei Temperaturen über 70 o C:

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säuren

Amphotere Hydroxide reagieren mit starken Säuren:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit Säuren wie H 2 S, H 2 SO 3 und H 2 CO 3, da die Salze, die als Ergebnis solcher Reaktionen entstehen könnten, einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen das ursprüngliche amphotere Hydroxid und die entsprechende Säure:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Säureoxiden

Amphotere Hydroxide reagieren mit höheren Oxiden, die stabilen Säuren (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5) entsprechen:

Amphotere Metallhydroxide in der Oxidationsstufe +3, d.h. Typ Me(OH) 3, reagieren nicht mit sauren Oxiden SO 2 und CO 2.

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit Basen

Unter den Basen reagieren amphotere Hydroxide nur mit Alkalien. In diesem Fall entstehen bei Verwendung einer wässrigen Alkalilösung Hydroxokomplexsalze:

Und wenn amphotere Hydroxide mit festen Alkalien verschmolzen werden, erhält man ihre wasserfreien Analoga:

Wechselwirkung amphoterer Hydroxide mit basischen Oxiden

Amphotere Hydroxide reagieren beim Schmelzen mit Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Thermische Zersetzung amphoterer Hydroxide

Alle amphoteren Hydroxide sind in Wasser unlöslich und zerfallen wie alle unlöslichen Hydroxide beim Erhitzen in das entsprechende Oxid und Wasser.

Monosäure (NaOH, KOH, NH 4 OH usw.);

Disäure (Ca(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)2;

Dreisäure (Ni(OH) 3, Co(OH) 3, Mn(OH) 3.

Einteilung nach Wasserlöslichkeit und Ionisationsgrad:

Wasserlösliche starke Basen

Zum Beispiel:

Alkalien – Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen LiOH – Lithiumhydroxid, NaOH – Natriumhydroxid (Ätznatron), KOH – Kaliumhydroxid (Ätzkalium), Ba(OH) 2 – Bariumhydroxid;

Starke Basen, die in Wasser unlöslich sind

Zum Beispiel:

Cu(OH) 2 – Kupfer(II)-hydroxid, Fe(OH) 2 – Eisen(II)-hydroxid, Ni(OH) 3 – Nickel(III)-hydroxid.

Chemische Eigenschaften

1. Maßnahmen zu Indikatoren

Lackmus – blau;

Methylorange - Gelb,

Phenolphthalein - Himbeere.

2. Wechselwirkung mit Säureoxiden

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O

KOH + CO 2 = KHCO 3

3. Wechselwirkung mit Säuren (Neutralisationsreaktion)

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

4. Austauschreaktion mit Salzen

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = 2KOH + BaSO 4

3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3

5. Thermische Zersetzung

Cu(OH) 2 t = CuO + H 2 O; 2 CuOH = Cu 2 O + H 2 O

2Co(OH) 3 = Co 2 O 3 + ZH 2 O; 2AgOH = Ag 2 O + H 2 O

6. Hydroxide, in denen D-Metalle einen niedrigen c-Wert aufweisen. o., durch Luftsauerstoff oxidierbar,

Zum Beispiel:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Mn(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 2Mn(OH) 4

7. Alkalilösungen interagieren mit amphoteren Hydroxiden:

2KOH + Zn(OH) 2 = K 2

2KON + Al 2 O 3 + ZN 2 O = 2K

8. Alkalilösungen interagieren mit den entstehenden Metallen amphotere Oxide Hydroxide (Zn, AI usw.),

Zum Beispiel:

Zn + 2 NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

2AI + 2KOH + 6H 2 O= 2KAl(OH) 4 ] + 3H 2

9. In alkalischen Lösungen sind einige Nichtmetalle unverhältnismäßig,

Zum Beispiel:

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

3S+ 6NaOH = 2Na 2 S+ Na 2 SO 3 + 3H 2 O

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

10. Lösliche Basen werden häufig bei alkalischen Hydrolysereaktionen verschiedener organischer Verbindungen (halogenierte Kohlenwasserstoffe, Ester, Fette usw.) verwendet.

Zum Beispiel:

C 2 H 5 CI + NaOH = C 2 H 5 OH + NaCl