Aluste üldised omadused tulenevad OH-iooni olemasolust nende lahustes, mis loob lahuses leeliselise keskkonna (fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks, metüüloranž - kollaseks, lakmus - sinine).

1. Leeliste keemilised omadused:

1) koostoime happeoksiididega:

2KOH+CO2®K2CO3+H20;

2) reaktsioon hapetega (neutraliseerimisreaktsioon):

2NaOH+ H2SO4®Na2S04 + 2H20;

3) interaktsioon lahustuvate sooladega (ainult siis, kui leelise toimel lahustuvale soolale sadeneb sade või eraldub gaas):

2NaOH + CuSO 4 ® Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4,

Ba(OH)2 +Na2SO4®BaSO4¯+2NaOH, KOH(konts.)+NH4Cl(kristall)®NH3 +KCl+H2O.

2. Lahustumatute aluste keemilised omadused:

1) aluste interaktsioon hapetega:

Fe (OH)2 + H2SO4® FeSO4 + 2H2O;

2) lagunemine kuumutamisel. Lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel aluseliseks oksiidiks ja veeks:

Cu(OH)2®CuO+H2O

Töö lõpp -

See teema kuulub:

Aatomi- ja molekulaaruuringud keemias. Atom. Molekul. Keemiline element. Moth. Lihtsad kompleksained. Näited

Aatomi- ja molekulaarõpetused keemias aatom molekul keemiline element mool lihtsad kompleksained näited .. kaasaegse keemia teoreetiline alus on aatomi molekulaarne .. aatomid on väikseimad keemilised osakesed, mis on keemia piiriks ..

Kui vajate sellel teemal lisamaterjali või te ei leidnud seda, mida otsisite, soovitame kasutada otsingut meie tööde andmebaasis:

Mida me teeme saadud materjaliga:

Kui see materjal osutus teile kasulikuks, saate selle sotsiaalvõrgustikes oma lehele salvestada:

Kõik selle jaotise teemad:

Põhjenduse saamine
1. Leeliste valmistamine: 1) leelis- või leelismuldmetallide või nende oksiidide interaktsioon veega: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H

Hapete nomenklatuur
Hapete nimetused on tuletatud elemendist, millest hape on tuletatud. Samas on hapnikuvabade hapete nimetuses tavaliselt lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriid, HBr - broom

Hapete keemilised omadused
Hapete üldised omadused vesilahustes tulenevad happemolekulide dissotsiatsiooni käigus tekkinud H + ioonide olemasolust, seega on happed prootonidoonorid: HxAn«xH +

Hapete saamine
1) happeoksiidide interaktsioon veega: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Happesoolade keemilised omadused
1) happesoolad sisaldavad vesinikuaatomeid, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, mistõttu võivad nad reageerida leelistega, muutudes keskmiseks või muudeks happelisteks sooladeks - väiksema arvuga

Happesoolade saamine
Happesoola võib saada: 1) mitmealuselise happe mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil alusega: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Aluselised soolad.
Aluselised (hüdroksosoolad) on soolad, mis tekivad aluse hüdroksiidioonide mittetäieliku asendamise tulemusena happeanioonidega. Üksikud happealused, nt NaOH, KOH,

Aluseliste soolade keemilised omadused
1) aluselised soolad sisaldavad hüdroksorühmi, mis võivad osaleda neutraliseerimisreaktsioonis, mistõttu võivad nad reageerida hapetega, muutudes vähema kogusega keskmisteks sooladeks või aluselisteks sooladeks.

Aluseliste soolade saamine
Aluselise soola võib saada: 1) aluse mittetäieliku neutraliseerimise reaktsioonil happega: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Keskmised soolad.
Keskmised soolad on H + happeioonide täieliku asendamise saadused metalliioonidega; neid võib pidada ka anioonaluse OH-ioonide täieliku asendamise saadusteks

Vaheühendite soolade nomenklatuur
Vene nomenklatuuris (kasutatakse tehnoloogilises praktikas) on keskmiste soolade nimetamisel järgmine järjekord: sõna lisatakse hapnikku sisaldava happe nimetusele.

Keskmiste soolade keemilised omadused
1) Peaaegu kõik soolad on ioonsed ühendid, seetõttu dissotsieeruvad sulatis ja vesilahuses ioonideks (voolu läbimisel lahustest või soola sulamisel toimub elektrolüüs).

Keskmiste soolade saamine
Enamik soolade saamise meetodeid põhinevad vastupidise olemusega ainete - metallid mittemetallidega, happeoksiidid aluselistega, alused hapetega - vastastikmõjul (vt tabel 2).

Aatomi struktuur.
Aatom on elektriliselt neutraalne osake, mis koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest. Elemendi järjekorraarv elementide perioodilises tabelis on võrdne tuuma laenguga

Aatomituumade koostis
Tuum koosneb prootonitest ja neutronitest. Prootonite arv on võrdne elemendi aatomnumbriga. Neutronite arv tuumas on võrdne isotoobi massiarvu erinevusega ja

elektron
Elektronid tiirlevad ümber tuuma teatud statsionaarsetel orbiitidel. Liikudes mööda oma orbiiti, elektron ei kiirga ega neela elektromagnetenergiat. Energia emissioon või neeldumine

Elektrooniliste tasemete, elementide alamtasandite täitmise reegel
Elektronide arv, mis võib olla ühel energiatasemel, määratakse valemiga 2n2, kus n on tasandi arv. Esimese nelja energiataseme maksimaalne täitmine: esimese jaoks

Ionisatsioonienergia, elektronide afiinsus, elektronegatiivsus.
Aatomi ionisatsioonienergia. Energiat, mis on vajalik elektroni eraldamiseks ergastamata aatomist, nimetatakse esimeseks ionisatsioonienergiaks (potentsiaal) I: E + I \u003d E + + e- Ionisatsioonienergia

kovalentne side
Enamikul juhtudel, kui side tekib, jagatakse seotud aatomite elektrone. Seda tüüpi keemilist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks (ladina keeles eesliide "co-".

Sigma ja pi sidemed.
Sigma (σ)-, pi (π)-sidemed - erinevate ühendite molekulide kovalentsete sidemete tüüpide ligikaudne kirjeldus, σ-sidet iseloomustab see, et elektronpilve tihedus on maksimaalne

Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptor mehhanismi abil.
Lisaks eelmises lõigus kirjeldatud kovalentse sideme moodustumise homogeensele mehhanismile on olemas heterogeenne mehhanism – vastaslaenguga ioonide interaktsioon – H + prooton ja

Molekulide keemiline side ja geomeetria. BI3, PI3
joonis 3.1 Dipoolelementide lisamine NH3 ja NF3 molekulidesse

Polaarne ja mittepolaarne side
Kovalentne side tekib elektronide sotsialiseerumise tulemusena (koos ühiste elektronpaaride moodustumisega), mis tekib elektronipilvede kattumisel. Hariduses

Iooniline side
Iooniline side on keemiline side, mis tekib vastupidiselt laetud ioonide elektrostaatilise vastasmõju tõttu. Seega hariduse protsessi ja

Oksüdatsiooni olek
Valents 1. Valents - keemiliste elementide aatomite võime moodustada teatud arv keemilisi sidemeid. 2. Valentsiväärtused varieeruvad vahemikus I kuni VII (harva VIII). Valens

vesinikside
Lisaks erinevatele heteropolaarsetele ja homöopolaarsetele sidemetele on veel üks eritüüpi side, mis on viimase kahe aastakümne jooksul pälvinud keemikute üha suuremat tähelepanu. See nn vesinik

Kristallvõred
Niisiis iseloomustab kristalli struktuuri osakeste õige (regulaarne) paigutus kristalli rangelt määratletud kohtades. Kui ühendate need punktid vaimselt joontega, saate ruumi

Lahendused
Kui lauasoola, suhkru või kaaliumpermanganaadi (kaaliumpermanganaadi) kristallid panna veega nõusse, siis saame jälgida, kuidas tahke aine hulk järk-järgult väheneb. Samal ajal vesi

Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: elektrolüüdid juhivad elektrivoolu, mitteelektrolüüdid ei ole juhid. See jaotus on tingimuslik, sest kõik

dissotsiatsioonimehhanism.
Vee molekulid on dipoolid, s.o. molekuli üks ots on negatiivselt laetud, teine positiivselt. Negatiivse poolusega molekul läheneb naatriumioonile, positiivne - klooriioonile; surround io

Vee ioonne saadus
Vesinikuindeks (pH) on väärtus, mis iseloomustab vesinikioonide aktiivsust või kontsentratsiooni lahustes. Vesinikuindeksit tähistatakse pH-ga. Vesiniku indeks numbriliselt

Keemiline reaktsioon
Keemiline reaktsioon on ühe aine muundumine teiseks. See määratlus vajab aga üht olulist täiendust. Tuumareaktoris või kiirendis muundatakse ka osa aineid

Koefitsientide paigutamise meetodid OVR-is
Elektroonilise tasakaalu meetod 1). Kirjutage keemilise reaktsiooni võrrand KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Aatomite leidmine, muutmine

Hüdrolüüs
Hüdrolüüs on soolaioonide ja veega vahetumise interaktsiooni protsess, mille tulemusel moodustuvad halvasti dissotsieerunud ained ja millega kaasneb keskkonna reaktsiooni (pH) muutumine. olemus

Keemiliste reaktsioonide kiirus
Reaktsiooni kiirus määratakse ühe reagendi molaarse kontsentratsiooni muutusega: V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t

Keemiliste reaktsioonide kiirust mõjutavad tegurid
1. Reaktiivide olemus. Olulist rolli mängivad keemiliste sidemete olemus ja reagentide molekulide struktuur. Reaktsioonid kulgevad vähem tugevate sidemete hävimise ja ainete tekke suunas

Aktiveerimisenergia
Keemiliste osakeste kokkupõrge toob kaasa keemilise vastasmõju ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab teatud kindla väärtuse. Kaaluge vastastikust

katalüüsi katalüsaator
Paljusid reaktsioone saab kiirendada või aeglustada teatud ainete sisseviimisega. Lisatavad ained reaktsioonis ei osale ja selle kulgemise käigus ei tarbita, kuid avaldavad olulist mõju

Keemiline tasakaal
Keemilisi reaktsioone, mis kulgevad mõlemas suunas võrreldava kiirusega, nimetatakse pöörduvateks. Sellistes reaktsioonides moodustuvad reagentide ja produktide tasakaalulised segud, mille koostis on

Le Chatelier’ põhimõte
Le Chatelier' põhimõte ütleb, et tasakaalu nihutamiseks paremale on vaja esiteks rõhku tõsta. Tõepoolest, rõhu suurenemise korral hakkab süsteem rõhu suurenemisele vastu

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid
Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid Suurenda kiirust Vähenda kiirust Keemiliselt aktiivsete reaktiivide olemasolu

Hessi seadus
Tabeliväärtuste kasutamine

termiline efekt
Reaktsiooni käigus katkevad sidemed lähteainetes ja reaktsiooniproduktides tekivad uued sidemed. Kuna side tekib vabanemisel ja katkemine energia neeldumisel, siis x

Alused (hüdroksiidid)- kompleksained, mille molekulide koostises on üks või mitu OH-hüdroksüülrühma. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca (OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.

Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalli, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (vee ammoniaagile lisamise reaktsioonid):

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

Hüdroksüülrühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis oleneb metalli valentsist ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.

Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.

Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on "seebised", katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.

Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis hapetega suhtlemisel toimivad alustena ja käituvad leelisega nagu happed.

Erinevad alused erinevad oma võime poolest hüdroksürühmi eraldada, mistõttu jagunevad need vastavalt tunnusele tugevateks ja nõrkadeks alusteks.

Tugevad alused loovutavad kergesti oma hüdroksüülrühmad vesilahustes, kuid nõrgad alused mitte.

Aluste keemilised omadused

Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.

1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad oma värvi sõltuvalt koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes - neil on üks värv, happelistes lahustes - teine. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin muutub fuksiaks.

2. Reageerida happeliste oksiididega soola ja vee moodustumine:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse ja happe interaktsiooni reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reageerida sooladega uue soola ja aluse moodustamine:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Kuumutamisel laguneb veeks ja aluseliseks oksiidiks:

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

Kas teil on küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendaja abi saamiseks - registreeru.
Esimene tund on tasuta!

saidil, materjali täieliku või osalise kopeerimise korral on nõutav link allikale.

1. Alus + happesool + vesi

KOH + HCl
KCl + H2O.

2. Alus + happeoksiid
sool + vesi

2KOH+SO2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Leelis + amfoteerne oksiid/hüdroksiid
sool + vesi

2NaOH (tv) + Al 2 O 3
2NaAlO2 + H20;

NaOH (tv) + Al (OH) 3
NaAlO2 + 2H2O.

Aluse ja soola vahetusreaktsioon toimub ainult lahuses (nii alus kui sool peavad olema lahustuvad) ja ainult siis, kui vähemalt üks saadustest on sade või nõrk elektrolüüt (NH 4 OH, H 2 O)

Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO4 + 2NaOH;

Ba(OH)2 + NH4Cl
BaCl2 + NH4OH.

Kuumakindlad on ainult leelismetalli alused, välja arvatud LiOH

Ca(OH)2
CaO + H2O;

NaOH ;

NH4OH
NH3 + H2O.

2NaOH (tv) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2.

HAPE

happed TED-i seisukohast nimetatakse kompleksaineid, mis lahustuvad lahuses vesinikuiooni H + moodustumisega.

Happe klassifikatsioon

1. Vastavalt vesinikuaatomite arvule, mis on võimelised vesilahuses jagunema, jagatakse happed: ühealuseline(HF, HNO 2), kahealuseline(H2CO3, H2SO4), tribasic(H3PO4).

2. Happe koostis jaguneb anoksiline(HCl, H2S) ja hapnikku sisaldav(HClO 4, HNO 3).

3. Vastavalt hapete dissotsieerumisvõimele vesilahustes jagatakse need nõrk ja tugev. Tugevate hapete molekulid vesilahustes lagunevad täielikult ioonideks ja nende dissotsiatsioon on pöördumatu.

Näiteks HCL
H++Cl-;

H2SO4
H++HSO .

Nõrgad happed dissotsieeruvad pöörduvalt; nende molekulid vesilahustes lagunevad osaliselt ioonideks ja mitmealuselised - järk-järgult.

CH3COOH
CH3COO- + H+;

1) H2S
HS - + H + , 2) HS -
H++S 2-.

Happemolekuli osa, millel puudub üks või mitu H+ vesinikiooni, nimetatakse happejääk. Happejäägi laeng on alati negatiivne ja selle määrab happemolekulist ära võetud H + ioonide arv. Näiteks fosforhape H 3 PO 4 võib moodustada kolm happejääki: H 2 PO - dihüdrofosfaadi ioon, HPO - hüdrofosfaadiioon, PO - fosfaadiioon.

Hapnikuvabade hapete nimetused saadakse, lisades hapet moodustava elemendi venekeelse nimetuse juurele (või aatomirühma nimetusele, näiteks CN - - tsüaan) lõpp on vesinik: HCl - vesinikkloriidhape (vesinikkloriidhape), H 2 S - vesiniksulfiidhape, HCN - vesiniktsüaniidhape (vesiniktsüaniidhape).

Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on samuti moodustatud hapet moodustava elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud sõna "hape". Sel juhul lõpeb happe nimetus, milles element on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes "...naya" või "...ovaya", näiteks H 2 SO 4 on väävelhape, H 3 AsO 4 on arseenhape. Hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisel muutuvad lõpud järgmises järjestuses: "...ei"(HClO 4 - perkloorhape), "... ovaalne"(HClO 3 - kloorhape), "... puhas"(HClO 2 - kloorhape), "...kõikuv"(HClO- hüpokloorhape). Kui element moodustab happeid, olles ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetus saab lõpu "... puhas" (HNO 3 - lämmastikhape, HNO 2 - lämmastikhape) .

Üks ja sama happeoksiid (näiteks P 2 O 5) võib vastata mitmele happele, mis sisaldavad selle elemendi ühte aatomit molekuli kohta (näiteks HPO 3 ja H 3 PO 4). Sellistel juhtudel lisatakse molekulis väikseima arvu hapnikuaatomeid sisaldava happe nimele eesliide "meta ..." ja happe nimetust sisaldava happe nimele eesliide "ortho ...". suurim hapnikuaatomite arv molekulis (HPO 3 - metafosforhape, H 3 PO 4 - ortofosforhape).

Kui happemolekul sisaldab mitut hapet moodustava elemendi aatomit, lisatakse selle nimele numbriline eesliide, näiteks H 4 P 2 O 7 - kaks fosforhape, H 2 B 4 O 7 - neli boorhape.

H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H - O - S - O - O - S - O - H

H-O-O o o o

Peroksoväävelhape Peroksoväävelhape

Hapete keemilised omadused

HF+KOH
KF + H2O.

H2SO4 + CuO
CuSO4 + H2O.

2HCl + BeO
BeCl2 + H2O.

Happed interakteeruvad soolalahustega, kui tekib happes lahustumatu sool või alghappest nõrgem (lenduv) hape.

H 2 SO 4 + BaCl 2
BaSO4 +2HCl;

2HNO3 + Na2CO3
2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 .

H2CO3
H 2 O + CO 2.

H2SO4 (rasb) + Fe
FeSO4 + H2;

HCl + Cu .

Joonis 2 näitab hapete vastasmõju metallidega.

HAPPE – OKSÜDEERIJA

Metall pingereas pärast H 2

reaktsioon ei lähe

Metall pingereas kuni H 2

+
metallisool + H2

min kraadini

H2S04 kontsentreeritud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

oksüdatsioon (s.d.)

+
reaktsioon ei lähe

/Mq/Zn

tingimustest

Metallsulfaat max s.d.

+
+ +

Metall (muu)

+
+ +

HNO 3 kontsentreeritud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
reaktsioon ei lähe

Leelis-/leelismuldmetall

Metallnitraat max s.d.

Metall (muud; Al, Cr, Fe, Co, Ni kuumutamisel)

TN+

HNO 3 lahjendatud

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
reaktsioon ei lähe

Leelis-/leelismuldmetall

NH 3 (NH 4 NO 3)

Metallnitraat

la in max s.o.

+
+

Metall (ülejäänud pingehoovis kuni H 2)

NO/N2O/N2/NH3 (NH4NO3)

tingimustest

Metall (ülejäänud pingereas pärast H 2)

Joonis 2. HAPPETE KOOSTÖÖ METALLIDEGA

SOOLA

soolad - need on komplekssed ained, mis lahustuvad lahustes positiivselt laetud ioonide (katioonide – aluseliste jääkide) moodustumisega, välja arvatud vesinikuioonid ja negatiivselt laetud ioonid (anioonid – happejäägid), välja arvatud hüdroksiidid – ioonid.

Kaasaegne keemiateadus on väga mitmekesine haru ja igaüks neist on lisaks teoreetilisele baasile suure rakendusliku ja praktilise tähtsusega. Mida iganes puudutate, on kõik ümberringi keemiatootmise saadused. Peamised osad on anorgaaniline ja orgaaniline keemia. Mõelge, millised peamised ainete klassid on klassifitseeritud anorgaanilisteks ja millised omadused neil on.

Anorgaaniliste ühendite peamised kategooriad

Need hõlmavad järgmist.

Oksiidid.
soola.
Vundamendid.
Happed.

Kõiki klasse esindavad väga erinevad anorgaanilised ühendid ja need on olulised peaaegu igas inimese majandus- ja tööstustegevuse struktuuris. Kõiki nendele ühenditele iseloomulikke põhiomadusi, looduses olemist ja saamist õpitakse kooli keemiakursusel 8.-11.

Seal on üldine oksiidide, soolade, aluste, hapete tabel, kus on toodud näited iga aine ja nende agregatsiooniseisundi kohta looduses. See näitab ka koostoimeid, mis kirjeldavad keemilisi omadusi. Siiski käsitleme iga klassi eraldi ja üksikasjalikumalt.

Ühendite rühm - oksiidid

4. Reaktsioonid, mille tulemusena elemendid muudavad CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reaktiivi vesi: happe moodustumine (SiO 2 erand)

KO + vesi = hape

2. Reaktsioonid alustega:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaktsioonid aluseliste oksiididega: soolade moodustumine

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reaktsioonid:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Neil on kahesugused omadused, nad interakteeruvad happe-aluse meetodi põhimõttel (hapete, leeliste, aluseliste oksiidide, happeoksiididega). Nad ei suhtle veega.

1. Hapetega: soolade ja vee moodustumine

AO + hape \u003d sool + H2O

2. Alustega (leelised): hüdroksokomplekside moodustumine

Al 2 O 3 + LiOH + vesi \u003d Li

3. Reaktsioonid happeoksiididega: soolade valmistamine

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reaktsioonid RO-ga: soolade moodustumine, sulandumine

MnO + Rb 2 O = topeltsool Rb 2 MnO 2

5. Fusioonireaktsioonid leeliste ja leelismetallikarbonaatidega: soolade moodustumine

Al 2 O 3 + 2 LiOH \u003d 2 LiAlO 2 + H 2 O

Nad ei moodusta happeid ega leeliseid. Neil on väga spetsiifilised omadused.

Iga kõrgem oksiid, mis on moodustatud nii metallist kui ka mittemetallist, annab vees lahustatuna tugeva happe või leelise.

Orgaanilised ja anorgaanilised happed

Klassikalises helis (põhineb ED – elektrolüütilise dissotsiatsiooni – Svante Arrhenius positsioonidel) on happed ühendid, mis dissotsieeruvad vesikeskkonnas An happejääkide H + katioonideks ja anioonideks. Tänapäeval on aga happeid veevabades tingimustes hoolikalt uuritud, mistõttu on hüdroksiidide kohta palju erinevaid teooriaid.

Oksiidide, aluste, hapete, soolade empiirilised valemid koosnevad ainult sümbolitest, elementidest ja indeksitest, mis näitavad nende kogust aines. Näiteks anorgaanilisi happeid väljendatakse valemiga H + happejääk n-. Orgaanilistel ainetel on erinev teoreetiline kaardistus. Lisaks empiirilisele on võimalik nende jaoks üles kirjutada täielik ja lühendatud struktuurivalem, mis ei kajasta mitte ainult molekuli koostist ja kogust, vaid ka aatomite paigutust, nende suhet üksteisega ja peamist. karboksüülhapete funktsionaalne rühm -COOH.

Anorgaanilises on kõik happed jagatud kahte rühma:

anoksiline - HBr, HCN, HCL ja teised;
hapnikku sisaldavad (oksohapped) - HClO 3 ja kõik, kus on hapnikku.

Samuti klassifitseeritakse anorgaanilised happed stabiilsuse järgi (stabiilne või stabiilne - kõik, välja arvatud süsi- ja väävelhape, ebastabiilne või ebastabiilne - süsinik- ja väävelhape). Tugevuse järgi võivad happed olla tugevad: väävel-, vesinikkloriid-, lämmastik-, perkloor- ja teised, aga ka nõrgad: vesiniksulfiid, hüpokloor ja teised.

Orgaaniline keemia ei paku üldse sellist mitmekesisust. Orgaanilised happed on karboksüülhapped. Nende ühine tunnus on funktsionaalrühma -COOH olemasolu. Näiteks HCOOH (antiik), CH 3 COOH (äädikhape), C 17 H 35 COOH (steariin) jt.

On mitmeid happeid, millele kooli keemiakursuses seda teemat käsitledes eriti hoolikalt rõhutatakse.

soola.
Lämmastik.
Ortofosfor.
Hüdrobroomiline.
Kivisüsi.
Jood.
Väävelhape.
Äädik või etaan.
Butaan või õli.
Bensoehape.

Need 10 hapet keemias on vastava klassi põhiained nii koolikursuses kui ka üldiselt tööstuses ja sünteesis.

Anorgaaniliste hapete omadused

Peamised füüsikalised omadused tuleks eelkõige omistada erinevale agregatsiooniolekule. Lõppude lõpuks on palju happeid, mis on tavatingimustes kristallide või pulbrite kujul (boor, ortofosfor). Valdav enamus teadaolevatest anorgaanilistest hapetest on erinevad vedelikud. Samuti on erinevad keemis- ja sulamistemperatuurid.

Happed võivad põhjustada tõsiseid põletusi, kuna neil on võime hävitada orgaanilisi kudesid ja nahka. Hapete tuvastamiseks kasutatakse indikaatoreid:

metüüloranž (tavakeskkonnas - oranž, hapetes - punane),
lakmus (neutraalses - lilla, hapetes - punane) või mõned teised.

Kõige olulisemad keemilised omadused hõlmavad võimet suhelda nii lihtsate kui ka keerukate ainetega.

Anorgaaniliste hapete keemilised omadused

Millega nad suhtlevad?	Reaktsiooni näide
1. Lihtainete-metallidega. Kohustuslik tingimus: metall peab ECHRNM-is seisma enne vesinikku, kuna vesiniku järel seisvad metallid ei suuda seda hapete koostisest välja tõrjuda. Reaktsiooni tulemusena tekib alati vesinik gaasi ja soola kujul.
2. Alustega. Reaktsiooni tulemuseks on sool ja vesi. Selliseid tugevate hapete reaktsioone leelistega nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonideks.	Igasugune hape (tugev) + lahustuv alus = sool ja vesi
3. Amfoteersete hüdroksiididega. Alumine rida: sool ja vesi.	2HNO 2 + berülliumhüdroksiid \u003d Be (NO 2) 2 (keskmine sool) + 2H 2 O
4. Aluseliste oksiididega. Tulemus: vesi, sool.	2HCL + FeO = raud(II)kloriid + H2O
5. Amfoteersete oksiididega. Lõplik efekt: sool ja vesi.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Nõrgematest hapetest moodustunud sooladega. Lõppmõju: sool ja nõrk hape.	2HBr + MgCO 3 = magneesiumbromiid + H 2 O + CO 2

Metallidega suhtlemisel ei reageeri kõik happed ühtemoodi. Keemia (9. klass) koolis hõlmab selliste reaktsioonide väga pinnapealset uurimist, kuid isegi sellel tasemel arvestatakse metallidega suhtlemisel kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappe spetsiifilisi omadusi.

Hüdroksiidid: leelised, amfoteersed ja lahustumatud alused

Oksiidid, soolad, alused, happed - kõigil neil aineklassidel on ühine keemiline olemus, mis on seletatav kristallvõre struktuuriga, aga ka aatomite vastastikuse mõjuga molekulide koostises. Kui aga oksiidide puhul oli võimalik anda väga konkreetne definitsioon, siis hapete ja aluste puhul on seda keerulisem teha.

Nii nagu happed, on ka alused ED-teooria järgi ained, mis võivad vesilahuses laguneda metallikatioonideks Me n + ja hüdroksorühmade OH - anioonideks.

Lahustuv või leeliseline (tugevad alused, mis muudavad indikaatorite värvi). Moodustuvad I, II rühma metallidest. Näide: KOH, NaOH, LiOH (see tähendab, et arvesse võetakse ainult põhialarühmade elemente);
Kergelt lahustuv või lahustumatu (keskmise tugevusega, indikaatorite värvi ei muuda). Näide: magneesiumhüdroksiid, raud (II), (III) ja teised.
Molekulaarne (nõrgad alused, vesikeskkonnas dissotsieeruvad nad pöörduvalt ioonideks-molekulideks). Näide: N 2 H 4, amiinid, ammoniaak.
Amfoteersed hüdroksiidid (näitavad kahekordseid aluselisi-happelisi omadusi). Näide: berüllium, tsink ja nii edasi.

Iga esindatud rühma õpitakse kooli keemia kursuse rubriigis "Alused". Keemia klass 8-9 hõlmab üksikasjalikku leeliste ja vähelahustuvate ühendite uurimist.

Aluste peamised iseloomulikud omadused

Kõik leelised ja halvasti lahustuvad ühendid leidub looduses tahkes kristalses olekus. Samal ajal on nende sulamistemperatuurid reeglina madalad ja halvasti lahustuvad hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel. Põhivärv on erinev. Kui leeliseline valge värv, siis vähelahustuvate ja molekulaarsete aluste kristallid võivad olla väga erinevat värvi. Enamiku selle klassi ühendite lahustuvust saab vaadata tabelist, kus on toodud oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid, näidatakse nende lahustuvus.

Leelised on võimelised muutma indikaatorite värvi järgmiselt: fenoolftaleiin - vaarikas, metüüloranž - kollane. Selle tagab hüdroksorühmade vaba olemasolu lahuses. Seetõttu ei anna halvasti lahustuvad alused sellist reaktsiooni.

Iga aluste rühma keemilised omadused on erinevad.

Keemilised omadused

leelised

halvasti lahustuvad alused

Amfoteersed hüdroksiidid

I. Suhtlemine KO-ga (kokku – sool ja vesi):

2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + vesi

II. Koostoime hapetega (sool ja vesi):

tavapärased neutraliseerimisreaktsioonid (vt happed)

III. Suhelge AO-ga, moodustades soola ja vee hüdroksokompleksi:

2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O või Na 2

IV. Koostoime amfoteersete hüdroksiididega moodustab hüdroksokomplekssoolasid:

Sama mis AO-ga, ainult ilma veeta

V. Interakteerub lahustuvate sooladega, moodustades lahustumatuid hüdroksiide ja sooli:

3CsOH + raud(III)kloriid = Fe(OH)3 + 3CsCl

VI. Interakteeruge tsingi ja alumiiniumiga vesilahuses, moodustades soolad ja vesinik:

2RbOH + 2Al + vesi = kompleks hüdroksiidiooniga 2Rb + 3H 2

I. Kuumutamisel võivad need laguneda:

lahustumatu hüdroksiid = oksiid + vesi

II. Reaktsioonid hapetega (kokku: sool ja vesi):

Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vesi

III. KO-ga suhtlemine:

Me + n (OH) n + KO \u003d sool + H 2 O

I. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vee:

(II) + 2HBr = CuBr2 + vesi

II. Reageerige leelistega: tulemus - sool ja vesi (seisund: sulandumine)

Zn(OH)2 + 2CsOH \u003d sool + 2H2O

III. Nad reageerivad tugevate hüdroksiididega: tulemuseks on soolad, kui reaktsioon toimub vesilahuses:

Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Need on kõige keemilisemad omadused, mis alustel on. Aluste keemia on üsna lihtne ja järgib kõigi anorgaaniliste ühendite üldseadusi.

Anorgaaniliste soolade klass. Klassifikatsioon, füüsikalised omadused

ED sätete alusel võib sooli nimetada anorgaanilisteks ühenditeks, mis dissotsieeruvad vesilahuses metallikatioonideks Me + n ja happejääkide An n- anioonideks. Nii et võite soola ette kujutada. Keemia annab rohkem kui ühe määratluse, kuid see on kõige täpsem.

Samal ajal jagunevad kõik soolad vastavalt nende keemilisele olemusele järgmisteks osadeks:

Happeline (sisaldab vesiniku katiooni). Näide: NaHSO4.
Aluseline (millel on hüdroksorühm). Näide: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Keskmine (koosneb ainult metalli katioonist ja happejäägist). Näide: NaCL, CaSO 4.
Topelt (kaasa kaks erinevat metallikatiooni). Näide: NaAl(SO 4) 3.
Kompleks (hüdroksokompleksid, akvakompleksid ja teised). Näide: K 2 .

Soolade valemid peegeldavad nende keemilist olemust ning räägivad ka molekuli kvalitatiivsest ja kvantitatiivsest koostisest.

Oksiididel, sooladel, alustel, hapetel on erinev lahustuvus, mida saab näha vastavast tabelist.

Kui me räägime soolade agregatsiooni olekust, siis peate märkama nende ühtlust. Need eksisteerivad ainult tahkes, kristallilises või pulbrilises olekus. Värvilahendus on üsna mitmekesine. Keeruliste soolade lahustel on reeglina eredad küllastunud värvid.

Keskmiste soolade klassi keemilised koostoimed

Neil on sarnased aluste, hapete, soolade keemilised omadused. Oksiidid, nagu me juba kaalusime, erinevad nendest selle teguri poolest mõnevõrra.

Kokku saab keskmiste soolade puhul eristada 4 peamist interaktsiooni tüüpi.

I. Koostoime hapetega (ainult tugev ED poolest) teise soola ja nõrga happe moodustumisega:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktsioonid lahustuvate hüdroksiididega soolade ja lahustumatute aluste ilmnemisega:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lahustuv sool + Cu(OH) 2 lahustumatu alus

III. Koostoime teise lahustuva soolaga lahustumatu soola ja lahustuva soola moodustamiseks:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktsioonid metallidega, mis jäävad EHRNM-is soola moodustavast metallist vasakule. Sel juhul ei tohiks reaktsioonis osalev metall normaalsetes tingimustes veega suhelda:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Need on peamised interaktsioonitüübid, mis on iseloomulikud keskmistele sooladele. Komplekssete, aluseliste, topelt- ja happeliste soolade valemid räägivad avalduvate keemiliste omaduste spetsiifilisusest.

Oksiidide, aluste, hapete, soolade valemid peegeldavad kõigi nende anorgaaniliste ühendite klasside esindajate keemilist olemust ning annavad lisaks aimu aine nimetusest ja selle füüsikalistest omadustest. Seetõttu tuleks nende kirjutamisele pöörata erilist tähelepanu. Väga palju erinevaid ühendeid pakub meile üldiselt hämmastavat teadust – keemiat. Oksiidid, alused, happed, soolad - see on vaid osa tohutust sordist.

Vundamendid – kompleksained, mis koosnevad metallikatioonist Me + (või metallitaolisest katioonist, näiteks ammooniumioonist NH 4 +) ja hüdroksiidi anioonist OH -.

Vees lahustuvuse alusel jagatakse alused järgmisteks osadeks lahustuv (leelised) ja lahustumatud alused . Samuti on ebastabiilsed alused mis lagunevad spontaanselt.

Põhjenduse saamine

1. Aluseliste oksiidide interaktsioon veega. Samal ajal reageerivad nad veega ainult tavatingimustes need oksiidid, mis vastavad lahustuvale alusele (leelis). Need. nii saad ainult leelised:

aluseline oksiid + vesi = alus

näiteks , naatriumoksiid moodustub vees naatriumhüdroksiid(naatriumhüdroksiid):

Na2O + H2O → 2NaOH

Samal ajal umbes vask(II)oksiid koos vesi ei reageeri:

CuO + H2O ≠

2. Metallide koostoime veega. Kus reageerida veegatavatingimustesainult leelismetallid(liitium, naatrium, kaalium, rubiidium, tseesium), kaltsium, strontsium ja baarium.Sel juhul toimub redoksreaktsioon, vesinik toimib oksüdeeriva ainena ja metall toimib redutseerijana.

metall + vesi = leelis + vesinik

näiteks, kaalium reageerib -ga vesi väga vägivaldne:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Mõnede leelismetallisoolade lahuste elektrolüüs. Reeglina tehakse leeliste saamiseks elektrolüüsi leelis- või leelismuldmetallide ja anoksiidhapete soolade lahused (välja arvatud vesinikfluoriid) - kloriidid, bromiidid, sulfiidid jne. Seda küsimust käsitletakse üksikasjalikumalt artiklis .

näiteks , naatriumkloriidi elektrolüüs:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

4. Alused tekivad teiste leeliste koosmõjul sooladega. Sel juhul interakteeruvad ainult lahustuvad ained ja toodetes peaks moodustuma lahustumatu sool või lahustumatu alus:

või

leelis + sool 1 = sool 2 ↓ + leelis

Näiteks: kaaliumkarbonaat reageerib lahuses kaltsiumhüdroksiidiga:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Näiteks: vask(II)kloriid reageerib lahuses naatriumhüdroksiidiga. Samal ajal see langeb sinine vask(II)hüdroksiidi sade:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Lahustumatute aluste keemilised omadused

1. Lahustumatud alused interakteeruvad tugevate hapete ja nende oksiididega (ja mõned keskmised happed). Samal ajal moodustuvad sool ja vesi.

lahustumatu alus + hape = sool + vesi

lahustumatu alus + happeoksiid = sool + vesi

näiteks ,vask(II)hüdroksiid interakteerub tugeva vesinikkloriidhappega:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Sel juhul ei interakteeru vask(II)hüdroksiid happelise oksiidiga nõrk süsihape - süsinikdioksiid:

Cu(OH)2 + CO 2 ≠

2. Lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel oksiidiks ja veeks.

näiteks, raud(III)hüdroksiid laguneb kaltsineerimisel raud(III)oksiidiks ja veeks:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Lahustumatud alused ei interakteeruamfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega.

lahustumatu alus + amfoteerne oksiid ≠

lahustumatu alus + amfoteerne hüdroksiid ≠

4. Mõned lahustumatud alused võivad toimida kuiredutseerivad ained. Redutseerivad ained on alused, mille moodustavad metallid koos miinimum või vahepealne oksüdatsiooniaste, mis võib suurendada nende oksüdatsiooniastet (raud(II)hüdroksiid, kroom(II)hüdroksiid jne).

Näiteks , raud(II)hüdroksiidi saab oksüdeerida õhuhapnikuga vee juuresolekul raud(III)hüdroksiidiks:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Leeliste keemilised omadused

1. Leelised suhtlevad mis tahes happed - nii tugevad kui nõrgad . Sel juhul moodustub sool ja vesi. Neid reaktsioone nimetatakse neutraliseerimisreaktsioonid. Võimalik, et haridus happe sool, kui hape on mitmealuseline, teatud reaktiivide vahekorras või sisse liigne hape. AT liigne leelis keskmine sool ja vesi moodustuvad:

leelis (liigne) + hape \u003d keskmine sool + vesi

leelis + mitmealuseline hape (liigne) = happesool + vesi

näiteks , naatriumhüdroksiid võib kolmealuselise fosforhappega suhtlemisel moodustada kolme tüüpi sooli: dihüdrofosfaadid, fosfaadid või hüdrofosfaadid.

Sel juhul moodustuvad dihüdrofosfaadid happe liias või reagentide molaarsuhtes (ainete koguste suhe) 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Leelise ja happe moolsuhtega 2: 1 tekivad hüdrofosfaadid:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

Leelise liias või leelise ja happe molaarsuhtes 3:1 moodustub leelismetalli fosfaat.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Leelised suhtlevadamfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid. Kus sulatis tekivad tavalised soolad , a lahuses - komplekssoolad .

leelis (sula) + amfoteeroksiid = keskmine sool + vesi

leelis (sula) + amfoteerne hüdroksiid = keskmine sool + vesi

leelis (lahus) + amfoteeroksiid = komplekssool

leelis (lahus) + amfoteerne hüdroksiid = komplekssool

näiteks , kui alumiiniumhüdroksiid reageerib naatriumhüdroksiidiga sulas moodustub naatriumaluminaat. Happelisem hüdroksiid moodustab happejäägi:

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

AGA lahuses moodustub komplekssool:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Pöörake tähelepanu sellele, kuidas komplekssoola valem koostatakse:kõigepealt valime keskse aatomi (toreeglina on see amfoteersest hüdroksiidist saadud metall).Seejärel lisage see ligandid- meie puhul on need hüdroksiidioonid. Ligandide arv on reeglina 2 korda suurem kui keskaatomi oksüdatsiooniaste. Kuid alumiiniumkompleks on erand, selle ligandide arv on enamasti 4. Saadud fragmendi lisame nurksulgudesse - see on kompleksioon. Määrame selle laengu ja lisame väljastpoolt vajaliku arvu katioone või anioone.

3. Leelised suhtlevad happeliste oksiididega. Võimalik moodustada hapu või keskmine sool, olenevalt leelise ja happeoksiidi molaarsuhtest. Leelise liiases moodustub keskmine sool ja happelise oksiidi liia korral happesool:

leelis (liigne) + happeoksiid \u003d keskmine sool + vesi

või:

leelis + happeoksiid (liig) = happesool

näiteks , suhtlemisel liigne naatriumhüdroksiid Süsinikdioksiidiga moodustub naatriumkarbonaat ja vesi:

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

Ja suhtlemisel liigne süsinikdioksiid naatriumhüdroksiidiga moodustub ainult naatriumvesinikkarbonaat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Leelised suhtlevad sooladega. leelised reageerivad ainult lahustuvate sooladega lahuses, tingimusel, et tooted moodustavad gaasi või sadet . Need reaktsioonid kulgevad vastavalt mehhanismile ioonivahetus.

leelis + lahustuv sool = sool + vastav hüdroksiid

Leelised interakteeruvad metallisoolade lahustega, mis vastavad lahustumatutele või ebastabiilsetele hüdroksiididele.

näiteks, naatriumhüdroksiid interakteerub lahuses vasksulfaadiga:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Samuti leelised interakteeruvad ammooniumisoolade lahustega.

näiteks , kaaliumhüdroksiid interakteerub ammooniumnitraadi lahusega:

NH4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Kui amfoteersete metallide soolad interakteeruvad leelise liiaga, moodustub komplekssool!

Vaatame seda probleemi üksikasjalikumalt. Kui metallist moodustatud sool, millele amfoteerne hüdroksiid , interakteerub väikese koguse leelisega, siis toimub tavaline vahetusreaktsioon ja sadestubselle metalli hüdroksiid .

näiteks , liigne tsinksulfaat reageerib lahuses kaaliumhüdroksiidiga:

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Kuid selles reaktsioonis ei moodustu mitte alus, vaid mphoteerne hüdroksiid. Ja nagu me eespool mainisime, amfoteersed hüdroksiidid lahustuvad leeliste liias, moodustades komplekssooli . T Seega tsinksulfaadi koostoime ajal liigne leeliselahus moodustub komplekssool, sadet ei teki:

ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4

Nii saame 2 skeemi metallisoolade, mis vastavad amfoteersele hüdroksiidile, interaktsiooniks leelistega:

amfoteerne metallisool (liig) + leelis = amfoteerne hüdroksiid↓ + sool

amph.metallisool + leelis (liig) = komplekssool + sool

5. Leelised suhtlevad happeliste sooladega.Sel juhul moodustuvad keskmised soolad või vähem happelised soolad.

hapusool + leelis \u003d keskmine sool + vesi

näiteks , Kaaliumvesiniksulfit reageerib kaaliumhüdroksiidiga, moodustades kaaliumsulfiti ja vee:

KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

Happesoolade omadusi on väga mugav määrata, jagades mõtteliselt happesoola kaheks aineks – happeks ja soolaks. Näiteks purustame naatriumvesinikkarbonaadi NaHCO 3 kusihappeks H 2 CO 3 ja naatriumkarbonaadiks Na 2 CO 3 . Bikarbonaadi omadused määravad suuresti süsihappe ja naatriumkarbonaadi omadused.

6. Leelised suhtlevad lahuses olevate metallidega ja sulavad. Sel juhul toimub lahuses redoksreaktsioon komplekssool ja vesinik, sulas - keskmine sool ja vesinik.

Märge! Leelistega reageerivad lahuses ainult need metallid, milles metalli minimaalse positiivse oksüdatsiooniastmega oksiid on amfoteerne!

näiteks , raud ei reageeri leeliselahusega, raud(II)oksiid on aluseline. AGA alumiiniumist lahustub leelise vesilahuses, alumiiniumoksiid on amfoteerne:

2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20

7. Leelised suhtlevad mittemetallidega. Sel juhul toimuvad redoksreaktsioonid. Tavaliselt, mittemetalle leelistes ebaproportsionaalselt. ära reageeri leelistega hapnik, vesinik, lämmastik, süsinik ja inertgaasid (heelium, neoon, argoon jne):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Väävel, kloor, broom, jood, fosfor ja muud mittemetallid ebaproportsionaalne leelistes (ehk iseoksüdeeruv-iseparandus).

Näiteks kloorsuhtlemisel külm leelis läheb oksüdatsiooniolekusse -1 ja +1:

2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Kloor suhtlemisel kuum leelis läheb oksüdatsiooniolekusse -1 ja +5:

6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O

Räni oksüdeeritakse leeliste toimel oksüdatsiooniastmeni +4.

näiteks, lahuses:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oksüdeerib leeliseid:

2F 2 0 + 4NaO -2 H \u003d O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Lisateavet nende reaktsioonide kohta saate artiklist.

8. Leelised ei lagune kuumutamisel.

Erandiks on liitiumhüdroksiid:

2LiOH \u003d Li 2O + H2O