Τα οξέα αποτελούνται από. Ανόργανα οξέα. Αλληλεπίδραση οξέων με βάσεις και αμφοτερικά υδροξείδια

12.4. Αντοχή οξέων και βάσεων

Η κατεύθυνση μετατόπισης της οξεοβασικής ισορροπίας καθορίζεται από τον ακόλουθο κανόνα:
Οι ισορροπίες οξέος-βάσης ωθούνται προς το ασθενέστερο οξύ και την ασθενέστερη βάση.

Ένα οξύ είναι ισχυρότερο όσο πιο εύκολα εγκαταλείπει ένα πρωτόνιο και μια βάση είναι ισχυρότερη όσο πιο εύκολα δέχεται ένα πρωτόνιο και το κρατά πιο σταθερά. Ένα μόριο (ή ιόν) ενός ασθενούς οξέος δεν τείνει να δώσει ένα πρωτόνιο και ένα μόριο (ή ιόν) ασθενούς βάσης δεν έχει την τάση να το δεχτεί, αυτό εξηγεί τη μετατόπιση της ισορροπίας προς την κατεύθυνσή τους. Η ισχύς των οξέων καθώς και η ισχύς των βάσεων μπορούν να συγκριθούν μόνο στον ίδιο διαλύτη
Δεδομένου ότι τα οξέα μπορούν να αντιδράσουν με διαφορετικές βάσεις, οι αντίστοιχες ισορροπίες θα μετατοπιστούν προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση σε διάφορους βαθμούς. Επομένως, για να συγκρίνουμε τις αντοχές διαφορετικών οξέων, προσδιορίζουμε πόσο εύκολα αυτά τα οξέα δίνουν πρωτόνια στα μόρια του διαλύτη. Η αντοχή των εδαφών προσδιορίζεται με παρόμοιο τρόπο.

Γνωρίζετε ήδη ότι ένα μόριο νερού (διαλύτης) μπορεί και να δεχτεί και να δώσει ένα πρωτόνιο, δηλαδή εμφανίζει τόσο τις ιδιότητες ενός οξέος όσο και τις ιδιότητες μιας βάσης. Επομένως, τόσο τα οξέα όσο και οι βάσεις μπορούν να συγκριθούν μεταξύ τους σε ισχύ σε υδατικά διαλύματα. Στον ίδιο διαλύτη, η ισχύς του οξέος εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από την ενέργεια του σχίσιμου συνδέσεις Α-Ν, και η αντοχή της βάσης εξαρτάται από την ενέργεια του σχηματιζόμενου δεσμού Β-Η.
Για να χαρακτηρίσετε ποσοτικά την ισχύ ενός οξέος σε υδατικά διαλύματα, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη σταθερά ισορροπίας οξέος-βάσης της αναστρέψιμης αντίδρασης ενός δεδομένου οξέος με το νερό:
HA + H 2 O A + H 3 O.

Για να χαρακτηρίσετε την ισχύ ενός οξέος σε αραιά διαλύματα στα οποία η συγκέντρωση νερού είναι σχεδόν σταθερή, χρησιμοποιήστε σταθερά οξύτητας:

Οπου Κ προς(ΗΑ) = Κ γ·.

Με εντελώς παρόμοιο τρόπο, για να χαρακτηρίσετε ποσοτικά την αντοχή μιας βάσης, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη σταθερά ισορροπίας οξέος-βάσης της αναστρέψιμης αντίδρασης μιας δεδομένης βάσης με το νερό:

A + H 2 O HA + OH,

και σε αραιά διαλύματα - σταθερά βασικότητας

, Οπου κ o (HA) = κγ ·.

Στην πράξη, για να εκτιμηθεί η αντοχή μιας βάσης, χρησιμοποιείται η σταθερά οξύτητας του οξέος που λαμβάνεται από μια δεδομένη βάση (το λεγόμενο " κλίνω"οξύ), αφού αυτές οι σταθερές σχετίζονται με την απλή σχέση

Κ ο (Α) = ΠΡΟΣ ΤΗΝ(H 2 O)/ Κ κ(ΣΤΟ).

Με άλλα λόγια, Όσο πιο αδύναμο είναι το συζευγμένο οξύ, τόσο ισχυρότερη είναι η βάση. Και αντίστροφα, όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο αδύναμη είναι η συζυγής βάση .

Οι σταθερές οξύτητας και βασικότητας προσδιορίζονται συνήθως πειραματικά. Οι τιμές των σταθερών οξύτητας διαφόρων οξέων δίνονται στο Παράρτημα 13 και οι τιμές των σταθερών βασικότητας των βάσεων δίνονται στο Παράρτημα 14.
Για να υπολογιστεί ποιο κλάσμα των μορίων ενός οξέος ή μιας βάσης σε κατάσταση ισορροπίας έχει υποστεί αντίδραση με το νερό, χρησιμοποιείται μια τιμή παρόμοια (και ομοιογενής) με το μοριακό κλάσμα και ονομάζεται βαθμός πρωτόλυσης(). Για οξύ ΝΑ

Εδώ, η τιμή με τον δείκτη "pr" (στον αριθμητή) χαρακτηρίζει το αντιδρών μέρος των μορίων οξέος NA και η τιμή με τον δείκτη "out" (στον παρονομαστή) χαρακτηρίζει το αρχικό τμήμα του οξέος.
Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης

n pr (ΗΑ) = n(H3O) = n(ΕΝΑ) ντο pr(HA) = ντο(H3O) = ντο(ΕΝΑ);
==α · Με ref(NA);
= (1 – α) · Με ref(NA).

Αντικαθιστώντας αυτές τις εκφράσεις στην εξίσωση της σταθεράς οξύτητας, λαμβάνουμε

Έτσι, γνωρίζοντας τη σταθερά οξύτητας και τη συνολική συγκέντρωση του οξέος, είναι δυνατόν να προσδιοριστεί ο βαθμός πρωτόλυσης αυτού του οξέος σε ένα δεδομένο διάλυμα. Ομοίως, η σταθερά βασικότητας της βάσης μπορεί να εκφραστεί μέσω του βαθμού πρωτόλυσης, επομένως, σε γενική μορφή

Αυτή η εξίσωση είναι μια μαθηματική έκφραση Νόμος αραίωσης του Ostwald. Εάν τα διαλύματα είναι αραιωμένα, δηλαδή η αρχική συγκέντρωση δεν υπερβαίνει τα 0,01 mol/l, τότε μπορεί να χρησιμοποιηθεί η κατά προσέγγιση αναλογία

κ= 2 · ντοαναφ.

Για να εκτιμηθεί χονδρικά ο βαθμός πρωτόλυσης, αυτή η εξίσωση μπορεί επίσης να χρησιμοποιηθεί σε συγκεντρώσεις έως 0,1 mol/l.
Οι αντιδράσεις οξέος-βάσης είναι αναστρέψιμες διαδικασίες, αλλά όχι πάντα. Ας εξετάσουμε τη συμπεριφορά των μορίων υδροχλωρίου και υδροφθορίου στο νερό:

Ένα μόριο υδροχλωρίου δίνει ένα πρωτόνιο σε ένα μόριο νερού και γίνεται ιόν χλωρίου. Επομένως, στο νερό, το υδροχλώριο εκθέτει ιδιότητες ενός οξέος και του ίδιου του νερού - ιδιότητες μιας βάσης. Το ίδιο συμβαίνει και με το μόριο υδροφθορίου, και, ως εκ τούτου, το υδροφθόριο εμφανίζει επίσης τις ιδιότητες ενός οξέος. Επομένως, ένα υδατικό διάλυμα υδροχλωρίου ονομάζεται υδροχλωρικό (ή υδροχλωρικό) οξύ και ένα υδατικό διάλυμα υδροφθορίου ονομάζεται υδροφθορικό (ή υδροφθορικό) οξύ. Αλλά υπάρχει μια σημαντική διαφορά μεταξύ αυτών των οξέων: το υδροχλωρικό οξύ αντιδρά με την περίσσεια νερού μη αναστρέψιμα (εντελώς) και το υδροφθορικό οξύ αντιδρά αναστρέψιμα και ελαφρώς. Επομένως, ένα μόριο υδροχλωρίου δίνει εύκολα ένα πρωτόνιο σε ένα μόριο νερού, αλλά ένα μόριο υδροφθορίου το κάνει αυτό με δυσκολία. Επομένως, το υδροχλωρικό οξύ ταξινομείται ως ισχυρά οξέα, και φθορισμού – προς αδύναμος.

Ισχυρά οξέα: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 και μερικά άλλα.
Τώρα ας στρέψουμε την προσοχή μας στις δεξιές πλευρές των εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδροχλωρίου και υδροφθορίου με νερό. Το ιόν φθορίου μπορεί να δεχθεί ένα πρωτόνιο (αφαιρώντας το από το ιόν οξωνίου) και να μετατραπεί σε μόριο υδροφθορίου, αλλά το ιόν χλωρίου δεν μπορεί. Κατά συνέπεια, το ιόν φθορίου εμφανίζει τις ιδιότητες μιας βάσης, ενώ το ιόν χλωρίου δεν παρουσιάζει τέτοιες ιδιότητες (αλλά μόνο σε αραιά διαλύματα).
Όπως τα οξέα, υπάρχουν ισχυρόςΚαι αδύναμους λόγους.

Οι ισχυρές βασικές ουσίες περιλαμβάνουν όλα τα εξαιρετικά διαλυτά ιοντικά υδροξείδια (ονομάζονται επίσης " αλκάλια"), καθώς όταν διαλύονται στο νερό, τα ιόντα υδροξειδίου μεταφέρονται πλήρως στο διάλυμα.

Οι αδύναμες βάσεις περιλαμβάνουν NH 3 ( Κ Ο= 1,74·10 –5) και κάποιες άλλες ουσίες. Αυτά περιλαμβάνουν επίσης πρακτικά αδιάλυτα υδροξείδια στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα ("υδροξείδια μετάλλων") επειδή όταν αυτές οι ουσίες αλληλεπιδρούν με το νερό, μόνο μια ασήμαντη ποσότητα ιόντων υδροξειδίου περνά στο διάλυμα.
Σωματίδια ασθενούς βάσης (ονομάζονται επίσης " ανιονικές βάσεις"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 και άλλα ανιόντα που σχηματίζονται από ασθενή οξέα.
Τα ανιόντα Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 και άλλα ανιόντα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα δεν έχουν βασικές ιδιότητες
Μην κατέχετε όξινες ιδιότητεςκατιόντα Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 και άλλα κατιόντα που αποτελούν μέρος ισχυρών βάσεων.

Εκτός από τα σωματίδια οξέος και βάσης, υπάρχουν και σωματίδια που παρουσιάζουν τόσο όξινες όσο και βασικές ιδιότητες. Γνωρίζετε ήδη τέτοιες ιδιότητες του μορίου του νερού. Εκτός από το νερό, αυτά είναι ιόντα υδροθειώδους, ιόντα υδροσουλφιδίου και άλλα παρόμοια ιόντα. Για παράδειγμα, το HSO 3 παρουσιάζει τις ιδιότητες ενός οξέος
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O και ιδιότητες βάσης
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.

Τέτοια σωματίδια ονομάζονται αμφολύτες.

Τα περισσότερα σωματίδια αμφολύτη είναι μόρια ασθενών οξέων που έχουν χάσει ορισμένα πρωτόνια (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 και μερικά άλλα). Το ανιόν HSO 4 δεν παρουσιάζει βασικές ιδιότητες και είναι ένα μάλλον ισχυρό οξύ ( ΠΡΟΣ ΤΗΝΚ = 1,12. 10–2), και επομένως δεν ανήκει σε αμφολύτες. Τα άλατα που περιέχουν τέτοια ανιόντα ονομάζονται όξινα άλατα.

Παραδείγματα αλάτων οξέος και τα ονόματά τους:

Όπως πιθανότατα έχετε παρατηρήσει, οι αντιδράσεις οξέος-βάσης και οξειδοαναγωγής έχουν πολλά κοινά. Ακολουθηστε κοινά χαρακτηριστικάκαι το διάγραμμα που φαίνεται στο Σχήμα 12.3 θα σας βοηθήσει να βρείτε τις διαφορές μεταξύ αυτών των τύπων αντιδράσεων.

ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΟΥ, ΙΣΧΥΣ ΒΑΣΗΣ, ΣΤΑΘΕΡΑ ΟΞΥΤΗΤΑΣ, ΣΤΑΘΕΡΑ ΒΑΣΙΚΟΤΗΤΑΣ, ΣΥΖΕΓΜΕΝΟ ΟΞΥ, ΣΥΖΕΥΓΗ ΒΑΣΗ, ΒΑΘΜΟΣ ΠΡΩΤΟΛΥΣΗΣ, ΝΟΜΟΣ ΑΡΑΙΩΣΗΣ ΤΟΥ OSTWALD, ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ, ΑΔΥΝΑΜΕΝΑ BASENIBASE,,, HOLYTES, ΟΞΥΝΑ ΑΛΑΤΑ
1.Ποιο οξύ είναι περισσότερο διατεθειμένο να δώσει ένα πρωτόνιο σε υδατικό διάλυμα: α) νιτρικό ή αζωτούχο, β) θειικό ή θειικό, γ) θειικό ή υδροχλωρικό, δ) υδρόθειο ή θειώδες; Καταγράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Στην περίπτωση αναστρέψιμων αντιδράσεων, γράψτε την έκφραση για τις σταθερές οξύτητας.
2. Συγκρίνετε την ενέργεια ψεκασμού των μορίων HF και HCl. Είναι αυτά τα δεδομένα σύμφωνα με την ισχύ του υδροφθορικού και του υδροχλωρικού οξέος;
3. Ποιο σωματίδιο είναι ισχυρότερο οξύ: α) μόριο ανθρακικού οξέος ή διττανθρακικό ιόν, β) μόριο φωσφορικό οξύ, διόξινο φωσφορικό ιόν ή ιόν όξινου φωσφορικού, γ) μόριο υδρόθειου ή ιόν υδροσουλφιδίου;
4. Γιατί δεν βρίσκετε σταθερές οξύτητας για το θειικό, το υδροχλωρικό, το νιτρικό και ορισμένα άλλα οξέα στο Παράρτημα 13;
5.Να αποδείξετε την εγκυρότητα της σχέσης που συνδέει τη σταθερά βασικότητας και τη σταθερά οξύτητας συζευγμένων οξέων και βάσεων.
6. Να γράψετε τις εξισώσεις για τις αντιδράσεις με νερό: α) υδροβρώμιο και νιτρώδες οξύ, β) θειικά και θειικά οξέα, γ) νιτρικό οξύ και υδρόθειο. Ποιες είναι οι διαφορές μεταξύ αυτών των διαδικασιών;
7. Για τους ακόλουθους αμφολύτες: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - δημιουργήστε εξισώσεις για τις αντιδράσεις αυτών των σωματιδίων με το νερό, γράψτε εκφράσεις για τις σταθερές οξύτητας και βασικότητας, γράψτε κάτω από τις τιμές αυτών των σταθερών από το Παράρτημα 13 και 14. Προσδιορίστε ποιες ιδιότητες, όξινες ή βασικές, κυριαρχούν σε αυτά τα σωματίδια;
8. Ποιες διεργασίες μπορεί να συμβούν όταν το φωσφορικό οξύ διαλύεται στο νερό;
Σύγκριση της αντιδραστικότητας ισχυρών και ασθενών οξέων.

12.5. Αντιδράσεις οξέος-βάσης ιόντων οξωνίου

Τόσο τα οξέα όσο και οι βάσεις διαφέρουν ως προς την αντοχή, τη διαλυτότητα, τη σταθερότητα και ορισμένα άλλα χαρακτηριστικά. Το πιο σημαντικό από αυτά τα χαρακτηριστικά είναι η δύναμη. Οι πιο χαρακτηριστικές ιδιότητες των οξέων εκδηλώνονται στα ισχυρά οξέα. Σε διαλύματα ισχυρών οξέων, τα σωματίδια οξέος είναι ιόντα οξωνίου. Επομένως, σε αυτή την ενότητα θα εξετάσουμε τις αντιδράσεις σε διαλύματα που συμβαίνουν κατά την αλληλεπίδραση των ιόντων οξωνίου με διάφορες ουσίες, που περιέχει σωματίδια βάσης. Ας ξεκινήσουμε με τα πιο γερά θεμέλια.

α) Αντιδράσεις ιόντων οξωνίου με ιόντα οξειδίου

Από τις πολύ ισχυρές βάσεις, η πιο σημαντική είναι το ιόν οξειδίου, το οποίο είναι μέρος των βασικών οξειδίων, τα οποία, όπως θυμάστε, είναι ιοντικές ουσίες. Αυτό το ιόν είναι μια από τις ισχυρότερες βάσεις. Επομένως, τα βασικά οξείδια (για παράδειγμα, η σύνθεση ΜΟ), ακόμη και αυτά που δεν αντιδρούν με το νερό, αντιδρούν εύκολα με οξέα. Μηχανισμός αντίδρασης:

Σε αυτές τις αντιδράσεις, το ιόν οξειδίου δεν έχει χρόνο να εισέλθει σε διάλυμα, αλλά αμέσως αντιδρά με το ιόν οξωνίου. Κατά συνέπεια, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του οξειδίου. Τέτοιες αντιδράσεις ολοκληρώνονται, αφού ένας πολύ αδύναμος αμφολύτης (νερό) σχηματίζεται από ένα ισχυρό οξύ και μια ισχυρή βάση.

Παράδειγμα. Αντίδραση νιτρικού οξέος με οξείδιο του μαγνησίου:

MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H 2 O.

Όλα τα βασικά και αμφοτερικά οξείδια αντιδρούν με αυτόν τον τρόπο με ισχυρά οξέα, αλλά εάν σχηματιστεί ένα αδιάλυτο άλας, η αντίδραση σε ορισμένες περιπτώσεις επιβραδύνεται πολύ, καθώς ένα στρώμα αδιάλυτου άλατος εμποδίζει τη διείσδυση του οξέος στην επιφάνεια του οξειδίου ( για παράδειγμα, η αντίδραση του οξειδίου του βαρίου με το θειικό οξύ).

β) Αντιδράσεις ιόντων οξωνίου με ιόντα υδροξειδίου

Από όλα τα είδη βάσης που υπάρχουν σε υδατικά διαλύματα, το ιόν υδροξειδίου είναι η ισχυρότερη βάση. Η σταθερά βασικότητάς του (55,5) είναι πολλές φορές υψηλότερη από τις σταθερές βασικότητας άλλων σωματιδίων βάσης. Τα ιόντα υδροξειδίου αποτελούν μέρος των αλκαλίων και, όταν διαλύονται, μεταφέρονται σε διάλυμα. Ο μηχανισμός αντίδρασης ιόντων οξωνίου με ιόντα υδροξειδίου:

Παράδειγμα 1. Αντίδραση υδροχλωρικού οξέος με διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου:

HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.

Όπως οι αντιδράσεις με βασικά οξείδια, τέτοιες αντιδράσεις ολοκληρώνονται (μη αναστρέψιμες) επειδή ως αποτέλεσμα της μεταφοράς ενός πρωτονίου από ένα ιόν οξωνίου (ένα ισχυρό οξύ, κ K = 55,5) ιόν υδροξειδίου (ισχυρή βάση, κО = 55,5) μόρια νερού (πολύ αδύναμος αμφολύτης, κΚ= κΟ = 1,8·10 -16).
Θυμηθείτε ότι οι αντιδράσεις οξέων με βάσεις (συμπεριλαμβανομένων των αλκαλίων) ονομάζονται αντιδράσεις εξουδετέρωσης.
Γνωρίζετε ήδη ότι το καθαρό νερό περιέχει ιόντα οξωνίου και υδροξειδίου (λόγω της αυτοπρωτόλυσης του νερού), αλλά οι συγκεντρώσεις τους είναι ίσες και εξαιρετικά ασήμαντες: Με(Η3Ο) = Με(ΟΗ) = 10 -7 mol/l. Επομένως, η παρουσία τους στο νερό είναι πρακτικά αόρατη.
Το ίδιο παρατηρείται και σε διαλύματα ουσιών που δεν είναι ούτε οξέα ούτε βάσεις. Τέτοιες λύσεις ονομάζονται ουδέτερος.

Αλλά εάν προσθέσετε μια ουσία οξέος ή βάσης στο νερό, μια περίσσεια ενός από αυτά τα ιόντα θα εμφανιστεί στο διάλυμα. Η λύση θα γίνει θυμώνωή αλκαλική.

Τα ιόντα υδροξειδίου αποτελούν μέρος όχι μόνο αλκαλίων, αλλά και πρακτικά αδιάλυτων βάσεων, καθώς και αμφοτερικών υδροξειδίων (τα αμφοτερικά υδροξείδια από αυτή την άποψη μπορούν να θεωρηθούν ως ιοντικές ενώσεις). Τα ιόντα οξωνίου αντιδρούν επίσης με όλες αυτές τις ουσίες και, όπως στην περίπτωση των βασικών οξειδίων, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του στερεού. Μηχανισμός αντίδρασης για τη σύνθεση υδροξειδίου M(OH) 2:

Παράδειγμα 2. Αντίδραση διαλύματος θειικού οξέος με υδροξείδιο του χαλκού. Δεδομένου ότι το ιόν όξινου θειικού είναι ένα μάλλον ισχυρό οξύ ( κ K 0,01), η αναστρεψιμότητα της πρωτόλυσης του μπορεί να αγνοηθεί και οι εξισώσεις αυτής της αντίδρασης μπορούν να γραφτούν ως εξής:

Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.

γ) Αντιδράσεις ιόντων οξωνίου με ασθενείς βάσεις

Όπως και στα διαλύματα αλκαλίων, τα διαλύματα ασθενών βάσεων περιέχουν επίσης ιόντα υδροξειδίου, αλλά η συγκέντρωσή τους είναι πολλές φορές χαμηλότερη από τη συγκέντρωση των ίδιων των σωματιδίων βάσης (αυτή η αναλογία είναι ίση με τον βαθμό πρωτόλυσης της βάσης). Επομένως, ο ρυθμός της αντίδρασης εξουδετέρωσης των ιόντων υδροξειδίου είναι πολλές φορές μικρότερος από τον ρυθμό της αντίδρασης εξουδετέρωσης των ίδιων των σωματιδίων βάσης. Κατά συνέπεια, η αντίδραση μεταξύ ιόντων οξωνίου και σωματιδίων βάσης θα είναι κυρίαρχη.

Παράδειγμα 1. Αντίδραση εξουδετέρωσης υδροχλωρικού οξέος με διάλυμα αμμωνίας:

Η αντίδραση παράγει ιόντα αμμωνίου (ένα ασθενές οξύ, κ K = 6·10 -10) και μόρια νερού, αλλά επειδή ένα από τα αρχικά αντιδραστήρια (αμμωνία) η βάση είναι αδύναμη ( κ O = 2·10 -5), τότε η αντίδραση είναι αναστρέψιμη

Αλλά η ισορροπία σε αυτό μετατοπίζεται πολύ έντονα προς τα δεξιά (προς τα προϊόντα αντίδρασης), τόσο πολύ που η αντιστρεψιμότητα συχνά παραβλέπεται γράφοντας τη μοριακή εξίσωση αυτής της αντίδρασης με πρόσημο ίσου:

HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.

Παράδειγμα 2. Αντίδραση υδροβρωμικού οξέος με διάλυμα διττανθρακικού νατρίου. Όντας ένας αμφολύτης, το διττανθρακικό ιόν συμπεριφέρεται σαν αδύναμη βάση παρουσία ιόντων οξωνίου:

Αναδυόμενες ανθρακικό οξύμπορεί να περιέχεται σε υδατικά διαλύματα μόνο σε πολύ μικρές συγκεντρώσεις. Καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση, αποσυντίθεται. Ο μηχανισμός αποσύνθεσης μπορεί να φανταστεί ως εξής:

Συνοπτικές χημικές εξισώσεις:

H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.

Παράδειγμα 3. Αντιδράσεις που συμβαίνουν όταν συνδυάζονται διαλύματα υπερχλωρικού οξέος και ανθρακικού καλίου. Το ανθρακικό ιόν είναι επίσης αδύναμη βάση, αν και ισχυρότερο από το διττανθρακικό ιόν. Οι αντιδράσεις μεταξύ αυτών των ιόντων και του ιόντος οξωνίου είναι εντελώς ανάλογες. Ανάλογα με τις συνθήκες, η αντίδραση μπορεί να σταματήσει στο στάδιο του σχηματισμού ενός διττανθρακικού ιόντος ή μπορεί να οδηγήσει στο σχηματισμό διοξειδίου του άνθρακα:

α) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
β) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.

Παρόμοιες αντιδράσεις συμβαίνουν ακόμη και όταν τα άλατα που περιέχουν σωματίδια βάσης είναι αδιάλυτα στο νερό. Όπως στην περίπτωση των βασικών οξειδίων ή των αδιάλυτων βάσεων, στην περίπτωση αυτή η αντίδραση συμβαίνει επίσης στην επιφάνεια του αδιάλυτου άλατος.

Παράδειγμα 4. Αντίδραση μεταξύ υδροχλωρικού οξέος και ανθρακικού ασβεστίου:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.

Ένα εμπόδιο σε τέτοιες αντιδράσεις μπορεί να είναι ο σχηματισμός ενός αδιάλυτου άλατος, ένα στρώμα του οποίου θα εμποδίσει τη διείσδυση ιόντων οξωνίου στην επιφάνεια του αντιδραστηρίου (για παράδειγμα, στην περίπτωση της αλληλεπίδρασης ανθρακικού ασβεστίου με θειικό οξύ).

ΟΥΔΕΤΕΡΟ ΔΙΑΛΥΜΑ, ΟΞΙΝΟ ΔΙΑΛΥΜΑ, ΑΛΚΑΛΙΚΟ ΔΙΑΛΥΜΑ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ ΕΞΟΥΔΕΤΕΡΩΣΗΣ.
1.Σχεδιάστε διαγράμματα των μηχανισμών των αντιδράσεων των ιόντων οξωνίου με τις ακόλουθες ουσίες και σωματίδια: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 και Cu 2 (OH) 2 CO 3. Χρησιμοποιώντας τα διαγράμματα, δημιουργήστε εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης.
2.Με ποιο από τα παρακάτω οξείδια θα αντιδράσουν τα ιόντα οξωνίου: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3; Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις.
3.Με ποιο από τα παρακάτω υδροξείδια θα αντιδράσουν τα ιόντα οξωνίου: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3; Να γράψετε ιοντικές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις.
4. Να σχηματίσετε ιοντικές και μοριακές εξισώσεις για τις αντιδράσεις του υδροβρωμικού οξέος με διαλύματα των ακόλουθων ουσιών: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Να σχηματίσετε ιοντικές και μοριακές εξισώσεις για τις αντιδράσεις διαλύματος νιτρικού οξέος με τις ακόλουθες ουσίες: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Αντιδράσεις διαλυμάτων ισχυρών οξέων με βάσεις, βασικά οξείδια και άλατα.

12.6. Αντιδράσεις οξέος-βάσης ασθενών οξέων

Σε αντίθεση με τα διαλύματα ισχυρών οξέων, τα διαλύματα ασθενών οξέων περιέχουν όχι μόνο ιόντα οξωνίου ως σωματίδια οξέος, αλλά και μόρια του ίδιου του οξέος, και υπάρχουν πολλές φορές περισσότερα μόρια οξέος από τα ιόντα οξωνίου. Επομένως, σε αυτά τα διαλύματα, η κυρίαρχη αντίδραση θα είναι η αντίδραση των ίδιων των σωματιδίων του οξέος με τα σωματίδια βάσης και όχι οι αντιδράσεις των ιόντων οξωνίου. Ο ρυθμός των αντιδράσεων που περιλαμβάνουν ασθενή οξέα είναι πάντα χαμηλότερος από τον ρυθμό παρόμοιων αντιδράσεων που περιλαμβάνουν ισχυρά οξέα. Μερικές από αυτές τις αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες και όσο περισσότερες, τόσο ασθενέστερο είναι το οξύ που εμπλέκεται στην αντίδραση.

α) Αντιδράσεις ασθενών οξέων με ιόντα οξειδίου

Αυτή είναι η μόνη ομάδα αντιδράσεων ασθενών οξέων που προχωρούν μη αναστρέψιμα. Η ταχύτητα της αντίδρασης εξαρτάται από την ισχύ του οξέος. Μερικά αδύναμα οξέα (υδρόθειο, ανθρακικό κ.λπ.) σε αντίδραση με χαμηλής δραστικής βασικής και αμφοτερικά οξείδια(CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 κ.λπ.) μην εισέλθετε.

Παράδειγμα. Η αντίδραση που λαμβάνει χώρα μεταξύ οξειδίου του μαγγανίου (II) και διαλύματος οξικό οξύ. Ο μηχανισμός αυτής της αντίδρασης:

Εξισώσεις αντίδρασης:
MnO + 2CH 3 COOH = Mn 2 + 2CH 3 COO + H 2 O
MnO + 2CH 3 COOH p = Mn(CH 3 COO) 2p + H 2 O. (Τα άλατα του οξικού οξέος ονομάζονται οξικά)

β) Αντιδράσεις ασθενών οξέων με ιόντα υδροξειδίου

Για παράδειγμα, εξετάστε πώς αντιδρούν τα μόρια του φωσφορικού (ορθοφωσφορικού) οξέος με τα ιόντα υδροξειδίου:

Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, λαμβάνονται μόρια νερού και διόξινο φωσφορικά ιόντα.
Εάν μετά την ολοκλήρωση αυτής της αντίδρασης ιόντα υδροξειδίου παραμείνουν στο διάλυμα, τότε τα διόξινο φωσφορικά ιόντα, που είναι αμφολύτες, θα αντιδράσουν μαζί τους:

Σχηματίζονται υδροφωσφορικά ιόντα, τα οποία, επίσης ως αμφολύτες, μπορούν να αντιδράσουν με περίσσεια ιόντων υδροξειδίου:

Ιονικές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις

H 3 PO 4 + OH H 2 PO 4 + H 2 O;
H 2 PO 4 + OH HPO 4 2 + H 2 O;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H 2 O.

Οι ισορροπίες αυτών των αναστρέψιμων αντιδράσεων μετατοπίζονται προς τα δεξιά. Σε περίσσεια αλκαλικού διαλύματος (για παράδειγμα, NaOH), όλες αυτές οι αντιδράσεις προχωρούν σχεδόν μη αναστρέψιμα, επομένως οι μοριακές τους εξισώσεις συνήθως γράφονται ως εξής:

H 3 PO 4р + NaOH р = NaH 2 PO 4р + H 2 O;
NaH 2 PO 4р + NaOH р = Na 2 HPO 4р;
Na 2 HPO 4р + NaOH р = Na 3 PO 4р + H 2 O.

Εάν το προϊόν στόχος αυτών των αντιδράσεων είναι το φωσφορικό νάτριο, τότε η συνολική εξίσωση μπορεί να γραφτεί:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Έτσι, ένα μόριο φωσφορικού οξέος, εισερχόμενο σε αλληλεπιδράσεις οξέος-βάσης, μπορεί να δώσει διαδοχικά ένα, δύο ή τρία πρωτόνια. Σε μια παρόμοια διαδικασία, ένα μόριο υδροσουλφιδικού οξέος (H 2 S) μπορεί να δώσει ένα ή δύο πρωτόνια και ένα μόριο νιτρώδους οξέος (HNO 2) μπορεί να δώσει μόνο ένα πρωτόνιο. Κατά συνέπεια, αυτά τα οξέα ταξινομούνται ως τριβασικός, διβασικός και μονοβασικός.

Το αντίστοιχο χαρακτηριστικό της βάσης ονομάζεται οξύτητα.

Παραδείγματα βάσεων ενός οξέος είναι NaOH, KOH. Παραδείγματα βάσεων διόξινων είναι τα Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.
Τα ισχυρότερα από τα αδύναμα οξέα μπορούν επίσης να αντιδράσουν με ιόντα υδροξειδίου που αποτελούν μέρος αδιάλυτων βάσεων και ακόμη και με αμφοτερικά υδροξείδια.

γ) Αντιδράσεις ασθενών οξέων με ασθενείς βάσεις

Σχεδόν όλες αυτές οι αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Συμφωνώς προς γενικός κανόναςισορροπία σε τέτοια αναστρέψιμες αντιδράσειςπροκατειλημμένο προς ασθενέστερα οξέα και ασθενέστερες βάσεις.

ΒΑΣΙΚΗ ΟΞΕΩΣ, ΟΞΥΤΗΤΑ ΒΑΣΗΣ.
1.Σχεδιάστε διαγράμματα των μηχανισμών των αντιδράσεων που συμβαίνουν σε ένα υδατικό διάλυμα μεταξύ μυρμηκικού οξέος και των ακόλουθων ουσιών: Fe 2 O 3, KOH και Fe(OH) 3. Χρησιμοποιώντας τα διαγράμματα, δημιουργήστε ιοντικές και μοριακές εξισώσεις για αυτές τις αντιδράσεις. (ιόν τετραακουαζίνης) και 3aq υδ+ H 3 O .
4. Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία σε αυτό το διάλυμα α) όταν αραιωθεί με νερό, β) όταν προστεθεί σε αυτό διάλυμα ισχυρού οξέος;

ΟΡΙΣΜΟΣ

Οξέα– ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων μόνο ιόντα H + (H 3 O +) σχηματίζονται από θετικά ιόντα:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 - ;

H 2 S ↔ H + + HS — ↔ 2H + + S 2- .

Υπάρχουν διάφορες ταξινομήσεις οξέων, επομένως, ανάλογα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που μπορούν να θερμανθούν σε ένα υδατικό διάλυμα, τα οξέα χωρίζονται σε μονοβασικά (HF, HNO 2), διβασικά (H 2 CO 3) και τριβασικά (H 3 PO 4 ). Ανάλογα με την περιεκτικότητα των ατόμων οξυγόνου στο οξύ, τα οξέα διακρίνονται σε χωρίς οξυγόνο (HCl, HF) και σε περιέχοντα οξυγόνο (H 2 SO 4, H 2 SO 3).

Χημικές ιδιότητες οξέων

Οι χημικές ιδιότητες των ανόργανων οξέων περιλαμβάνουν:

— την ικανότητα αλλαγής του χρώματος των δεικτών, για παράδειγμα, όταν η λυχνία εισέρχεται σε ένα όξινο διάλυμα, γίνεται κόκκινο (αυτό οφείλεται στη διάσταση των οξέων).

- ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ ενεργά μέταλλα, στέκεται στη σειρά δραστηριότητας μέχρι το υδρογόνο

Fe + H2SO4 (p - p) = FeS04 + H2;

— αλληλεπίδραση με βασικά και αμφοτερικά οξείδια

2HCl + FeO = FeCl 2 + H 2 O;

6HNO 3 + Al 2 O 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O;

- αλληλεπίδραση με βάσεις (στην περίπτωση αλληλεπίδρασης οξέων με αλκάλια, λαμβάνει χώρα μια αντίδραση εξουδετέρωσης κατά την οποία σχηματίζεται αλάτι και νερό· μόνο τα υδατοδιαλυτά οξέα αντιδρούν με βάσεις αδιάλυτες στο νερό)

H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O;

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

- αλληλεπίδραση με άλατα (μόνο εάν κατά τη διάρκεια της αντίδρασης συμβεί ο σχηματισμός ελαφρά ή αδιάλυτης ένωσης, νερού ή απελευθέρωση αερίου ουσίας)

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O;

— ισχυρά οξέαικανά να εκτοπίσουν τα ασθενέστερα από τα διαλύματα των αλάτων τους

K 3 PO 4 + 3HCl = 3KCl + H 3 PO 4 ;

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O;

— αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που σχετίζονται με τις ιδιότητες των όξινων ανιόντων:

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl;

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

Φυσικές ιδιότητες οξέων

Στο αρ. Τα περισσότερα ανόργανα οξέα υπάρχουν σε υγρή κατάσταση, μερικά υπάρχουν σε στερεή κατάσταση (H 3 PO 4, H 3 BO 3). Σχεδόν όλα τα οξέα είναι πολύ διαλυτά στο νερό, εκτός από το πυριτικό οξύ (H 2 SiO 3)

Λήψη οξέων

Οι κύριες μέθοδοι για την παραγωγή οξέων:

— αντιδράσεις αλληλεπίδρασης οξειδίων οξέος με νερό

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4;

- αντιδράσεις συνδυασμού μη μετάλλων με υδρογόνο (οξέα χωρίς οξυγόνο)

H 2 + S ↔ H 2 S;

- αντιδράσεις ανταλλαγής μεταξύ αλάτων και άλλων οξέων

K 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2KCl.

Εφαρμογή οξέων

Από όλα τα ανόργανα οξέα, τα πιο ευρέως χρησιμοποιούμενα είναι το υδροχλωρικό, το θειικό, το ορθοφωσφορικό και το νιτρικό οξύ. Χρησιμοποιούνται ως πρώτες ύλες για την παραγωγή διαφορετικής σειράς ουσιών - άλλα οξέα, άλατα, λιπάσματα, βαφές, εκρηκτικά, βερνίκια και χρώματα κ.λπ. Αραιό υδροχλωρικό, φωσφορικό και βορικό οξύ χρησιμοποιούνται στην ιατρική. Τα οξέα χρησιμοποιούνται επίσης ευρέως στην καθημερινή ζωή.

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2

Ασκηση

υπολογίστε τη μάζα του πυριτικού οξέος (υποθέτοντας τη σύστασή του H 2 SiO 3) που λαμβάνεται με δράση σε διάλυμα πυριτικού νατρίου 400 ml με κλάσμα μάζαςαλάτι 20% (πυκνότητα διαλύματος 1,1 g/ml) περίσσεια υδροχλωρικού οξέος.

Λύση

Ας γράψουμε την εξίσωση για την αντίδραση για την παραγωγή πυριτικού οξέος:

2HCl + Na 2 SiO 3 = 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓.

Ας βρούμε τη μάζα του πυριτικού νατρίου γνωρίζοντας τον όγκο του διαλύματος, την πυκνότητά του και την περιεκτικότητα της κύριας ουσίας στο διάλυμα (δείτε τη δήλωση προβλήματος):

m(Na2SiO3) = V(Na2SiO3)×ρ×ω/100%;

m(Na 2 SiO 3) = 400×1,1×20/100% = 88 g.

Στη συνέχεια, η ποσότητα της ουσίας πυριτικού νατρίου:

ν(Na2SiO3) = m(Na2SiO3)/M(Na2SiO3);

v(Na2SiO3) = 88/122 = 0,72 mol.

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, η ποσότητα της ουσίας πυριτικού οξέος είναι v(H 2 SiO 3) = v(Na 2 SiO 3) = 0,72 mol. Επομένως, η μάζα του πυριτικού οξέος θα είναι ίση με:

m(H2SiO3) = 0,72 x 78 = 56,2 g.

Απάντηση

Η μάζα του πυριτικού οξέος είναι 56,2 g.

Τα οξέα είναι ΧΗΜΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣ, τα οποία παρέχουν ιόντα υδρογόνου ή πρωτόνια όταν αναμιγνύονται σε διαλύματα. Ο αριθμός των πρωτονίων που απελευθερώνονται από ένα συγκεκριμένο οξύ καθορίζει στην πραγματικότητα την ισχύ του οξέος - είτε είναι ισχυρό οξύ είτε ασθενές οξύ. Για να κατανοήσετε τη δύναμη των οξέων, πρέπει να συγκρίνετε την τάση τους να δωρίζουν πρωτόνια σε παρόμοια βάση (κυρίως νερό). Η ισχύς υποδεικνύεται από τον αριθμό pKA.

Τι είναι ένα ισχυρό οξύ;

Ένα οξύ λέγεται ότι είναι ισχυρό εάν διασπάται ή ιονίζεται πλήρως στο διάλυμα. Αυτό σημαίνει ότι μπορεί να δώσει μεγαλύτερος αριθμόςΗ+ ιόντα ή πρωτόνια όταν αναμιγνύονται σε διάλυμα. Αυτά τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια. Εφόσον ένα ισχυρό οξύ καταστέλλει περισσότερα ιόντα όταν διασπάται ή ιονίζεται, αυτό σημαίνει ότι το ισχυρό οξύ είναι αγωγός του ηλεκτρισμού.

Όταν ένα οξύ αναμιγνύεται σε Η2Ο, ένα πρωτόνιο (ιόν Η+) μεταφέρεται στο Η2Ο για να σχηματίσει το Η3Ο+ (ιόν υδροξονίου) και ένα ιόν, από το οποίο ξεκινά το οξύ.

Γενικά,

Τέτοιος χημικές αντιδράσειςμπορεί να γίνει σεβαστή, αλλά σε λίγες περιπτώσεις το οξύ απελευθερώνει ιόν Η+ αρκετά εύκολα και η αντίδραση φαίνεται να είναι μονόπλευρη. Και το οξύ διασπάται πλήρως.

Για παράδειγμα, όταν το υδροχλώριο διαλύεται σε H2O για να παραχθεί HCl, υπάρχει τόσο μικρή αντίστροφη αντίδραση που μπορούμε να γράψουμε:

Κάποτε θα υπάρξει μια 100% εικονική αντίδραση στην οποία το υδροχλώριο θα παρουσιάσει μια αντίδραση με ιόντα H3O + (ιόν υδροξειδίου) και Cl-. Εδώ το ισχυρό οξύ είναι το υδροχλώριο.

Τι είναι ένα ασθενές οξύ;

Ένα οξύ λέγεται ότι είναι ασθενές εάν ιονίζεται εν μέρει ή εν μέρει, απελευθερώνοντας μόνο μερικά από τα άτομα υδρογόνου του σε διάλυμα. Ως εκ τούτου, είναι λιγότερο αποτελεσματικό από ένα ισχυρό οξύ στην απελευθέρωση πρωτονίων. Τα αδύναμα οξέα έχουν υψηλότερο pKa από τα ισχυρά οξέα.

Το αιθανικό οξύ είναι Καλό παράδειγμαασθενές οξύ. Δείχνει αντίδραση με το H2O για την παραγωγή H3O+ (ιόντα υδροξειδίου) και CH3COOH (αιθανοϊκά ιόντα), αλλά η αντίστροφη αντίδραση δείχνει μεγαλύτερη επιτυχία από την μπροστινή. Τα μόρια αντιδρούν αρκετά εύκολα για να βελτιώσουν το οξύ και το H2O.

Σε οποιαδήποτε στιγμή, μόνο περίπου το ένα τοις εκατό των μορίων CH 3 COOH εμφανίζουν μετατροπή σε ιόντα. Το μόνο που μένει είναι ένα απλό μόριο οξικού οξέος (συστηματικά ονομάζεται αιθανοϊκό οξύ).

Διαφορά μεταξύ ισχυρού οξέος και ασθενούς οξέος

Ορισμός

Ισχυρό οξύ

Ισχυρό οξύ είναι ένα οξύ που ιονίζεται πλήρως σε υδατικό διάλυμα. Ένα ισχυρό οξύ χάνει πάντα ένα πρωτόνιο (AH+) όταν διαλύεται σε H2O. Με άλλα λόγια, ένα ισχυρό οξύ βρίσκεται πάντα στις μύτες των ποδιών του και είναι αρκετά αποτελεσματικό στην παροχή πρωτονίων.

Ασθενές οξύ

Ασθενές οξύ είναι αυτό που είναι μερικώς ιονισμένο σε διάλυμα. Μόνο τονίζει ένας μεγάλος αριθμός απόάτομα υδρογόνου σε διάλυμα. Επομένως, είναι λιγότερο ικανό από ένα ισχυρό οξύ.

Ηλεκτρική αγωγιμότητα

Ισχυρό οξύ

Τα ισχυρά οξέα παρουσιάζουν πάντα ισχυρή αγωγιμότητα. Τα ισχυρά οξέα γενικά μεταφέρουν περισσότερο ρεύμα από τα ασθενή οξέα στην ίδια τάση και συγκέντρωση.

Ασθενές οξύ

Τα αδύναμα οξέα έχουν χαμηλή αγωγιμότητα. Είναι κακοί αγωγοί και παρουσιάζουν χαμηλή τιμή για τη διέλευση ρεύματος

Ταχύτητα αντίδρασης

Ισχυρό οξύ

Ο ρυθμός αντίδρασης είναι ταχύτερος στα ισχυρά οξέα

Ασθενές οξύ

Ο ρυθμός αντίδρασης είναι πιο αργός στα αδύναμα οξέα

Παραδείγματα

Ισχυρό οξύ

Υδροχλωρικό οξύ (HCl), νιτρικό οξύ (HNO 3), υπερχλωρικό οξύ (HClO 4), θειικό οξύ (H 2 SO 4), υδροξείδιο (HI), υδροβρωμικό οξύ (HBr), υπερχλωρικό οξύ (HClO 3).

Οι διαφορές μεταξύ ισχυρών και αδύναμων οξέων δίνονται παρακάτω: Συγκριτικός πίνακας

Οξέα

Τα οξέα ονομάζονται σύνθετες ουσίες, των οποίων τα μόρια αποτελούνται από κατιόντα υδρογόνου (πρωτόνια) και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος.

Τα οξέα μπορεί να είναι ανόργανα χωρίς οξυγόνο, ανόργανα που περιέχουν οξυγόνο, οργανικά και σύνθετα. Παραδείγματα:

HCl, HBr, H 2 S – ανόργανο που δεν περιέχει οξυγόνο (χωρίς οξυγόνο).

HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, H 3 PO 4 – ανόργανο που περιέχει οξυγόνο.

Οργανικά οξέα;

Σύνθετα οξέα.

Ταξινόμηση οξέων

Τα οξέα ταξινομούνται σύμφωνα με πολλά κριτήρια, ειδικότερα, κατά βασικότητα, από την ισχύ του οξέος, από τον τύπο του δεσμού με το υδρογόνο που διασπάται και από το εάν το οξύ είναι οργανικό ή ανόργανο.

Ταξινόμηση κατά βασικότητα

Σύμφωνα με τη βασικότητά τους, τα οξέα χωρίζονται σε:

1) μονοβασικός 2) διβασικός 3) τριβασικός 4) πολυβασικός 5) πολυβασικός

Μονοβασικά οξέα

Αυτά περιλαμβάνουν κυρίως οξέα, τα μόρια των οποίων περιέχουν μόνο ένα άτομο υδρογόνου, το οποίο διασπάται σε νερό ή πολικούς διαλύτες με τη μορφή πρωτονίου και μπορεί να αντικατασταθεί από άτομο μετάλλου, για παράδειγμα:

HJ, HBr, HCl, HNO 2, HNO 3, HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, H − C ≡ N. Τα ονόματα αυτών των οξέων είναι αντίστοιχα: υδροϊωδικό, υδροβρωμικό, υδροχλωρικό ή υδροχλωρικό, νιτρικό νιτρικό, υποχλωριώδες, χλωρίδιο, χλωρικό οξύ, χλώριο, μαγγάνιο και υδροκυάνιο. Κατά τη διάσταση, όλα αυτά εξαλείφουν ένα κατιόν υδρογόνου:

HClO 2 Н + + СlO 2 ˉ ; HNO 3 H + + NO 3 ˉ

Μαζί με τέτοια μονοβασικά οξέα, υπάρχουν οξέα στα οποία υπάρχουν πολλά άτομα υδρογόνου, αλλά μόνο ένα από αυτά είναι ικανό να διαχωριστεί ή να αντικατασταθεί με ένα μέταλλο, για παράδειγμα, το φωσφινικό οξύ:

Για παράδειγμα, όταν αλληλεπιδρά με περίσσεια αλκαλίου, αντικαθίσταται μόνο αυτό το άτομο υδρογόνου και λαμβάνεται ένα μέσο άλας, στο οποίο το δεύτερο άτομο υδρογόνου δεν μπορεί πλέον να αντικατασταθεί:

Na(PH 2 O 2) - μέτριο αλάτι. Τα άτομα υδρογόνου που δεν είναι ικανά για υποκατάσταση τοποθετούνται μετά το κεντρικό άτομο στο υπόλειμμα οξέος και το ίδιο το υπόλειμμα τοποθετείται σε παρένθεση.

Υπάρχουν επίσης πολλά οργανική ύλη, στο οποίο μόνο ένα άτομο υδρογόνου είναι ικανό για διάσταση, αν και μπορεί να υπάρχουν πολλά άτομα υδρογόνου.

Για παράδειγμα, το προπιονικό και το βενζοϊκό οξύ έχουν το καθένα έξι άτομα υδρογόνου, αλλά μόνο ένα από αυτά είναι ικανό να διαχωριστεί ή να αντικατασταθεί με ένα μέταλλο.

Διβασικά οξέα

Τα διβασικά οξέα περιλαμβάνουν κυρίως εκείνα των οποίων τα μόρια περιέχουν δύο άτομα υδρογόνου και τα δύο είναι ικανά για διάσταση, η οποία συμβαίνει σε στάδια:

H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 C 2 O 4, H 2 SO 3, H 2 SO 4, H 2 SiO 3, H 2 CO 3, H 2 CrO 4, H 2 Cr 2 O 7 . Τα ονόματα αυτών των οξέων είναι αντίστοιχα: υδρόθειο, υδροσεληνίδιο, υδρογόνο τελλουρίδιο, οξαλικό, θειώδες, θειικό, πυρίτιο, ανθρακικό, χρωμικό, διχρωμικό.

Παράδειγμα διάστασης διβασικού οξέος:

H 2 S Н + + HS − πρώτο στάδιο; HS - Н + + S 2− δεύτερο στάδιο

Παραδείγματα αλληλεπίδρασης με αλκάλια

H 2 S + KOH → KHS + H 2 O H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

Υπάρχουν επίσης οξέα που έχουν περισσότερα από δύο άτομα υδρογόνου, αλλά μόνο δύο από αυτά είναι ικανά να διαχωριστούν, για παράδειγμα:

Στα μηλονικά, ηλεκτρικά, αδιπικά και φθαλικά οξέα, από τα άτομα υδρογόνου που υπάρχουν στα μόριά τους, μόνο δύο υπογραμμισμένα αντικαθίστανται σε υδατικά διαλύματα από μέταλλο ή διασπώνται:

Τριβασικά οξέα

Αυτά είναι οξέα που περιέχουν τρία άτομα υδρογόνου, τα οποία είναι όλα ικανά για διάσπαση. Για παράδειγμα, στο ορθοφωσφορικό οξύ:

N 3 RO 4 N + + N 2 RO 4 − N 2 RO 4 − N + + NRO 4 2− NRO 4 2− N + + RO 4 3−

Τα τρία στάδια διάστασης αντιστοιχούν σε δύο όξινα και ένα ενδιάμεσο άλας:

NaH 2 PO 4 - διόξινο ορθοφωσφορικό νάτριο - όξινο αλάτι;

Na 2 HPO 4 – όξινο ορθοφωσφορικό νάτριο – όξινο άλας;

Na 3 PO 4 – ορθοφωσφορικό νάτριο – μέτριο αλάτι.

Για σύγκριση: Na 2 (PHO 3) - δινάτριο άλας φωσφονικού οξέος - το μέσο άλας.

Πολυβασικά οξέα

Ένα παράδειγμα πολυβασικού οξέος είναι το μόριο RNA. Κάτω από το θραύσμα του, επισημαίνεται μια επανειλημμένα επαναλαμβανόμενη στοιχειώδης μονάδα - ένα υπόλειμμα νουκλεοτιδίου, όπου η αζωτούχα βάση μπορεί να είναι ένα από τα τέσσερα υπολείμματα: αδενίνη, γουανίνη, κυτοσίνη ή ουρακίλη. Κάθε νουκλεοτίδιο περιέχει ένα θραύσμα ορθοφωσφορικού οξέος, όπου το άτομο υδρογόνου είναι υπογραμμισμένο, ικανό για διάσταση και αντικατάσταση με ένα μέταλλο (βλ. τύπο στη σελίδα 4).

Ταξινόμηση οξέων κατά ισχύ

Ανάλογα με τη δύναμή τους, τα οξέα χωρίζονται σε ισχυρά οξέα, οξέα μέσης αντοχής, ασθενή οξέα και ορισμένοι συγγραφείς διακρίνουν επίσης τα πολύ αδύναμα οξέα. Ένα μέτρο της ισχύος των οξέων είναι η τιμή – pK a.

Παραγωγή του τύπου pK α. Οποιοδήποτε οξύ είναι ικανό να διασπαστεί σε ιόντα HA H + + A − . Για οποιαδήποτε διαδικασία ισορροπίας, μπορούμε να γράψουμε μια εξίσωση για τη σταθερά ισορροπίας:

Αν πάρουμε τον λογάριθμο αυτής της παράστασης χρησιμοποιώντας δεκαδικούς λογάριθμους, τότε παίρνουμε την εξίσωση (1):

Αν αντιστρέψουμε τα πρόσημα και χρησιμοποιήσουμε τις ιδιότητες των λογαρίθμων, λαμβάνουμε την εξίσωση (2):

Είναι σύνηθες να συμβολίζεται η τιμή - logK a ως pK a, και η τιμή - log ως pH.

Ως αποτέλεσμα, η εξίσωση (2) μετατρέπεται σε εξίσωση (3):

Από την εξίσωση (3) προκύπτει ότι pK a = pH στην περίπτωση που

και αυτό με τη σειρά του είναι δυνατό αν

Έτσι, pK είναι η τιμή pH του μέσου στο οποίο η συγκέντρωση του αδιάσπαστου οξέος είναι ίση με τη συγκέντρωση του ανιόντος του ή, με άλλα λόγια, όταν το οξύ είναι κατά το ήμισυ διάσταση. Για κάθε οξύ, μπορεί να προσδιοριστεί η τιμή pKa. Εάν η τιμή pK a είναι αρνητική, τότε το οξύ είναι ισχυρό· εάν η τιμή pK a είναι θετική, αλλά μικρότερη από 3,5, τότε το οξύ είναι μέτριας ισχύος και εάν είναι μεγαλύτερη από 3,5, τότε το οξύ είναι ασθενές.

Η γνώση του pKa καθιστά εύκολο να προβλέψουμε εάν ένα δεδομένο οξύ θα εκτοπίσει ένα άλλο οξύ από το άλας του. Ο μαθηματικός υπολογισμός δείχνει ότι ένα οξύ που έχει pKa μικρότερο κατά ένα εκτοπίζει ένα άλλο οξύ από το άλας του κατά 90%, για παράδειγμα:

Εάν το pKa του εκτοπιστικού οξέος είναι μικρότερο από το pKa του εκτοπισμένου οξέος κατά 2 μονάδες pH ή περισσότερο, τότε το οξύ εκτοπίζεται κατά 99% ή περισσότερο. Για παράδειγμα:

Οποιοδήποτε ισχυρό οξύ θα εκτοπίσει σχεδόν πλήρως οποιοδήποτε ασθενές οξύ από το άλας του.

Ανάλογα με τον τύπο του δεσμού που διασπάται με το άτομο «Η».

Σύμφωνα με αυτόν τον τύπο, τα οξέα χωρίζονται σε στοιχείο(Ε) - Η, Ο - Η, Ν - Η, Γ - ΗΚαι S−Hοξέα.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ Ε–Νπεριλαμβάνουν, για παράδειγμα: HF, HCl, HBr, HI, H2Se, H2Te.

Ο − Ν – οξέα.ΣΕ Ο − ΝΣτα οξέα, το υδρογόνο απομακρύνεται κατά τη διάσταση από το οξυγόνο, αν και αυτά τα οξέα στη συντριπτική πλειονότητα των περιπτώσεων περιέχουν επίσης άλλα άτομα, για παράδειγμα:

Σε ορισμένες ΑΥΤΟΣΤα οξέα περιέχουν άτομα υδρογόνου που δεν συνδέονται με το οξυγόνο, αλλά, κατά κανόνα, δεν είναι ικανά να διαχωριστούν, για παράδειγμα:

Το φωσφινικό οξύ είναι μονοβασικό ΑΥΤΟΣοξύ. Τα άτομα υδρογόνου που σχετίζονται με τον φώσφορο δεν είναι ικανά για διάσπαση και δεν αντικαθίστανται από το μέταλλο, ακόμη και με μεγάλη περίσσεια συμπυκνωμένου αλκαλίου.

Το φωσφονικό οξύ είναι διβασικό ΑΥΤΟΣοξύ και το άτομο υδρογόνου που σχετίζεται με τον φώσφορο δεν είναι επίσης ικανό για διάσπαση και αντικατάσταση με μέταλλο.

N–H οξέα.Αυτές περιλαμβάνουν αμμωνία, πρωτοταγείς και δευτεροταγείς αμίνες. Για παράδειγμα, στην αμμωνία μπορείτε να αντικαταστήσετε το άτομο υδρογόνου που συνδέεται με το άζωτο με νάτριο:

Το ακετανιλίδιο ή το ανιλίδιο του οξικού οξέος αντιδρά ακόμη πιο εύκολα με τα μέταλλα:

2.4

Υπάρχει επίσης ένα οξύ, που είναι και τα δύο N–HΚαι SHοξύ. Αυτό είναι το θειοκυανικό οξύ:

Τα άλατα αυτού του οξέος ονομάζονται θειοκυανικά ή θειοκυανικά: KNCS - θειοκυανικό κάλιο. Τα υπολείμματα αυτού του οξέος σε διαφορετικά σύνθετες ενώσειςσυντονισμένα με τα κεντρικά άτομα είτε από το άτομο αζώτου τους είτε από το άτομο θείου τους. Για παράδειγμα, το ανιόν - NCS στο εξαροδανοφερικό κάλιο (III) - K 3 συντονίζεται από ένα άτομο αζώτου με το κατιόν σιδήρου (III) και στο υδραργυρικό τετραροδάνιο κάλιο (II) - K 2 από ένα άτομο θείου με τον υδράργυρο (II ) κατιόν:

S–H - οξέα

ΠΡΟΣ ΤΗΝ SH- οξέααναφέρεται στο υδρόθειο, το οποίο είναι διβασικό SH-οξύ:

H 2 S H + + SH − pK a = 7,00 SH − H + + S 2− pK a = 12,60

ΠΡΟΣ ΤΗΝ SH- οξέαισχύει το ίδιο ατελείωτα μεγάλος αριθμόςμερκαπτάνες - ενώσεις με τον γενικό τύπο R – S – H, όπου το R είναι μια ρίζα υδρογονάνθρακα, για παράδειγμα: αιθυλική μερκαπτάνη, θειοφαινόλη (ή φαινυλμερκαπτάνη) και 2-φουρυλική μερκαπτάνη (2-μερκαπτοφουράνιο).

Η θειοφαινόλη έχει pK a = 9,43, δηλαδή περίπου 6 φορές ισχυρότερο οξύ από τη φαινόλη (pKa = 10)

C – H - οξέα

ΠΡΟΣ ΤΗΝ ΜΕ - H- οξέααναφέρεται στο ακετυλένιο, στο οποίο και τα δύο άτομα υδρογόνου μπορούν να αντικατασταθούν από ένα μέταλλο αλκαλίου, για παράδειγμα νάτριο. Το ακετυλένιο είναι ασθενές οξύ, pK a = 22.

Περιλαμβάνει επίσης έναν απείρως μεγάλο αριθμό τερματικών αλκυνίων, στα οποία το άτομο υδρογόνου που συνδέεται με το άτομο άνθρακα στον τριπλό δεσμό μπορεί να αντικατασταθεί είτε με Na είτε με τη δράση του αντιδραστηρίου Tollens στον άργυρο:

CH 3 – C ≡ C – H + OH → CH 3 – C ≡ C – Ag↓ + H 2 O + 2 NH 3

Το πιο ισχυρό γνωστό S–Nοξέα είναι το τρινιτρομεθάνιο, το οποίο σχεδόν πλήρως διασπάται σε ιόντα στο νερό, καθώς pK a = 0,16, δηλαδή είναι οξύ μέτριας ισχύος, αλλά πολύ κοντά στα ισχυρά οξέα.

Μέθοδοι για την παραγωγή οξέων

Ορισμένα οξέα μπορούν να ληφθούν με άμεση αλληλεπίδραση απλών ουσιών:

H 2 + F 2 → 2 HF υγρό υδροφθορικό οξύ (υδροφθορικό οξύ)

H 2 + 2 C + N 2 ―-→ 2 HCN υδροκυανικό οξύ

Τα οξέα, τα οποία είναι διαλύματα όξινων αερίων στο νερό, μπορούν να ληφθούν σε δύο τεχνολογικά στάδια:

1) αλληλεπίδραση υδρογόνου με απλή ουσία;

2) διάλυση αυτού του όξινου αερίου στο νερό, για παράδειγμα:

Λαμβάνουμε επίσης θειούχα και ανθρακικά οξέα:

S + O 2 → SO 2 SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 C + O 2 → CO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Πολλά οξέα μπορούν να ληφθούν με αντίδραση οξειδίων οξέος με νερό. Ορισμένες αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες (με CO 2 και SO 2), άλλες δεν είναι αναστρέψιμες: SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4,

N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3, Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4.

Όταν ορισμένα οξείδια οξέος αλληλεπιδρούν με το νερό, ανάλογα με τις συνθήκες αντίδρασης, μπορούν να παράγουν διαφορετικά οξέα, Για παράδειγμα:

Όταν ορισμένα όξινα οξείδια αντιδρούν με το νερό, σχηματίζονται δύο διαφορετικά οξέα ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης δυσαναλογίας:

Τα οξέα μπορούν να ληφθούν με την εκτόπισή τους από άλατα με ισχυρότερα οξέα:

Από άλατα ισχυρότερων, αλλά πτητικών οξέων, μπορούν να απομονωθούν υπό τη δράση ασθενέστερων, αλλά όχι πτητικών οξέων:

Αν το οξύ θερμοκρασία δωματίουδεν είναι πτητικό, αλλά το σημείο βρασμού του δεν είναι πολύ υψηλό, μπορεί να απομονωθεί όταν θερμαίνεται:

Τα οξέα μπορούν να ληφθούν με ηλεκτρόλυση αλάτων στα οποία το κατιόν εκκενώνεται στην κάθοδο, αλλά το ανιόν δεν μπορεί να εκφορτιστεί στην άνοδο:

Τα οξέα μπορούν να ληφθούν με αντιδράσεις ανταλλαγής οξέων με οξείδια οξέος:

4 HClO 4 + P 4 O 10 → 4 HPO 4 + 2 Cl 2 O 7 4 HNO 3 + P 4 O 10 → 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5

Τα οργανικά οξέα εισέρχονται επίσης στις ίδιες αντιδράσεις, σχηματίζοντας ανυδρίτες καρβοξυλικά οξέα:

Μερικά οξέα μπορούν να ληφθούν με οξείδωση άλλων οξέων με ατμοσφαιρικό οξυγόνο:

2 H 2 SO 3 + O 2 → 2 H 2 SO 4 2 HNO 2 + O 2 → 2 HNO 3

Μερικά με πρόσθετη οξείδωση οξειδίων σε υδατικό διάλυμα με ατμοσφαιρικό οξυγόνο, για παράδειγμα, όταν βιομηχανική μέθοδοςλήψη νιτρικού οξέος:

4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 → 4 HNO 3

Ορισμένα οξέα λαμβάνονται με δυσαναλογία άλλων οξέων:

Ορισμένα οξέα, για παράδειγμα, το θειικό και το φωσφορικό, μπορούν να μετατραπούν σε άλλα οξέα αντιδρώντας με τα αντίστοιχα οξείδια:

H 2 SO 4 + SO 3 → H 2 S 2 O 7 (δισουλφούρης) H 2 S 2 O 7 + SO 3 → H 2 S 3 O 10 (δισουλφούρης)

H 2 S 3 O 10 + SO 3 → H 2 S 4 O 13 (τετραθείο) 8 H 3 PO 4 + P 4 O 10 → 6 H 4 P 2 O 7 (πυροφωσφορικό)

Κατά την οξείδωση μη μετάλλων με οξειδωτικά οξέα:

Ως + 5 HNO 3 → H 3 AsO 4 + 5 NO 2 + H 2 O

Τα σύνθετα οξέα μπορούν να ληφθούν με την οξείδωση ευγενών μετάλλων με «βότκα regia»:

3 Pt + 18 HCl συμπ. + 4 HNO 3 συμπ. → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Au + HNO 3 συμπ. + 4 HCl συμπ. → H + NO + 2 H 2 O

Ή οξείδωση του πυριτίου με μείγμα υδροφθορικού και νιτρικού οξέος:

3 Si + 18 HF + 4 HNO 3 → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

Τα οργανικά οξέα μπορούν να ληφθούν με οξείδωση υπό διαφορετικές συνθήκες πολλών κατηγοριών ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ, ιδίως αλκάνια, αλκένια, αλκαδιένια, αλκίνια, αλκυλαρένια, πρωτοταγείς αλκοόλες, αλδεΰδες, κετόνες, εστέρες. Τα μονοκαρβοξυλικά οξέα μπορούν να ληφθούν από δικαρβοξυλικά οξέαμε αποκαρβοξυλίωση (το υλικό θα παρουσιαστεί στις σχετικές ενότητες της οργανικής χημείας).

Σχετική πληροφορία.

Λίγη θεωρία

Οξέα

Οξέα - πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες που σχηματίζονται από άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν από άτομα μετάλλου και όξινααποφάγια.

Οξέα- πρόκειται για ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος.

Ταξινόμηση οξέων

Ταξινόμηση οξέων κατά σύνθεση

Ταξινόμηση των οξέων σύμφωνα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου

Ταξινόμηση των οξέων σε ισχυρά και αδύναμα οξέα.

Χημικές ιδιότητες οξέων

Αλληλεπίδραση με βασικά οξείδια για σχηματισμό αλατιού και νερού:

Αλληλεπίδραση με αμφοτερικά οξείδια για σχηματισμό αλατιού και νερού:

Αλληλεπίδραση με αλκάλια για σχηματισμό αλατιού και νερού (αντίδραση εξουδετέρωσης):

Αλληλεπίδραση με άλατα, εάν σημειωθεί καθίζηση ή απελευθερωθεί αέριο:

Τα ισχυρά οξέα εκτοπίζουν τα ασθενέστερα από τα άλατά τους:

(σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ασταθές ανθρακικό οξύ, το οποίο διασπάται αμέσως σε νερό και διοξείδιο του άνθρακα)

- η λακκούβα γίνεται κόκκινη

Το πορτοκαλί μεθυλίου γίνεται κόκκινο.

Λήψη οξέων

1. υδρογόνο + αμέταλλο
H 2 + S → H 2 S
2. οξείδιο οξέος + νερό
P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
Εξαίρεση:
2NO 2 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3
SiO 2 + H 2 O - δεν αντιδρά
3. οξύ + αλάτι
Το προϊόν της αντίδρασης θα πρέπει να σχηματίσει ένα ίζημα, αέριο ή νερό. Τυπικά, τα ισχυρότερα οξέα εκτοπίζουν λιγότερο ισχυρά οξέα από τα άλατα. Εάν το αλάτι είναι αδιάλυτο στο νερό, τότε αντιδρά με το οξύ για να σχηματίσει ένα αέριο.
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 O + CO 2
K 2 SiO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓

Αιτιολογικό

Αιτιολογικό(βασικά υδροξείδια) είναι πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομα μετάλλου ή ιόντα αμμωνίου και μια ομάδα υδροξυλίου (-ΟΗ). Σε ένα υδατικό διάλυμα διασπώνται για να σχηματίσουν κατιόντα ΟΗ− και ανιόντα. Το όνομα της βάσης αποτελείται συνήθως από δύο λέξεις: "υδροξείδιο μετάλλου/αμμωνίου". Οι βάσεις που είναι πολύ διαλυτές στο νερό ονομάζονται αλκάλια.

Ταξινόμηση βάσεων

1. Με διαλυτότητα στο νερό.
Διαλυτές βάσεις
(αλκάλια): υδροξείδιο του νατρίου NaOH, υδροξείδιο του καλίου KOH, υδροξείδιο του βαρίου Ba(OH)2, υδροξείδιο στροντίου Sr(OH)2, υδροξείδιο του καισίου CsOH, υδροξείδιο του ρουβιδίου RbOH.
Πρακτικά αδιάλυτες βάσεις
: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2
Η διαίρεση σε διαλυτές και αδιάλυτες βάσεις συμπίπτει σχεδόν πλήρως με τη διαίρεση σε ισχυρές και αδύναμες βάσεις ή υδροξείδια μετάλλων και μεταβατικά στοιχεία
2. Με τον αριθμό των υδροξυλομάδων στο μόριο.
- Μονοξύ(υδροξείδιο του νατρίου NaOH)
- Διοξύ(υδροξείδιο χαλκού(II) Cu(OH) 2 )
- Τριοξύ(υδροξείδιο σιδήρου (III) σε (ΟΗ) 3 )
3. Με αστάθεια.
- Πτητικός: NH3
- Μη πτητικό: αλκάλια, αδιάλυτες βάσεις.
4. Από πλευράς σταθερότητας.
- Σταθερό: υδροξείδιο του νατρίου NaOH, υδροξείδιο του βαρίου Ba(OH)2
- Ασταθές: υδροξείδιο του αμμωνίου NH3·H2O (ένυδρη αμμωνία).
5. Σύμφωνα με το βαθμό ηλεκτρολυτικής διάστασης.
- Ισχυρά (α > 30%): αλκάλια.

Αδύναμος (α< 3 %): нерастворимые основания.

Παραλαβή

Η αλληλεπίδραση ενός ισχυρού οξειδίου βάσης με το νερό παράγει μια ισχυρή βάση ή αλκάλιο.

Αδύναμη βάση και αμφοτερικά οξείδιαΔεν αντιδρούν με το νερό, επομένως τα αντίστοιχα υδροξείδια δεν μπορούν να ληφθούν με αυτόν τον τρόπο.

Τα υδροξείδια των μετάλλων χαμηλής δράσης λαμβάνονται με την προσθήκη αλκαλίων σε διαλύματα των αντίστοιχων αλάτων. Δεδομένου ότι η διαλυτότητα των ασθενώς βασικών υδροξειδίων στο νερό είναι πολύ χαμηλή, το υδροξείδιο καθιζάνει από το διάλυμα με τη μορφή ζελατινώδους μάζας.

Επίσης, η βάση μπορεί να ληφθεί με αντίδραση αλκαλικών ή μέταλλο αλκαλικής γαίαςμε νερό.

Τα υδροξείδια αλκαλιμετάλλων παράγονται βιομηχανικά με ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων:

Ορισμένες βάσεις μπορούν να ληφθούν με αντιδράσεις ανταλλαγής:

Χημικές ιδιότητες

Στα υδατικά διαλύματα, οι βάσεις διαχωρίζονται, γεγονός που αλλάζει την ιοντική ισορροπία:

αυτή η αλλαγή είναι εμφανής στα χρώματα ορισμένων
οξεοβασικοί δείκτες:
ηλιοτρόπιο γίνεται μπλε
πορτοκαλί μεθυλίου - κίτρινο,
φαινολοφθαλεΐνηαποκτάφούξια χρώμα.