Bazat (hidroksidet)– substanca komplekse, molekulat e të cilave përmbajnë një ose më shumë grupe hidroksi OH. Më shpesh, bazat përbëhen nga një atom metali dhe një grup OH. Për shembull, NaOH është hidroksid natriumi, Ca(OH) 2 është hidroksid kalciumi, etj.
Ekziston një bazë - hidroksidi i amonit, në të cilin grupi hidroksi është i lidhur jo me metalin, por me jonin NH 4 + (kation i amonit). Hidroksidi i amonit formohet kur amoniaku tretet në ujë (reagimi i shtimit të ujit në amoniak):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (hidroksid amoniumi).
Valenca e grupit hidroksi është 1. Numri i grupeve hidroksile në molekulën bazë varet nga valenca e metalit dhe është i barabartë me të. Për shembull, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3, etj.
Të gjitha arsyet - trupat e ngurtë që kanë ngjyra të ndryshme. Disa baza janë shumë të tretshme në ujë (NaOH, KOH, etj.). Megjithatë, shumica e tyre nuk janë të tretshëm në ujë.
Bazat e tretshme në ujë quhen alkale. Tretësirat alkali janë "të sapunit", të rrëshqitshme në prekje dhe mjaft kaustike. Alkalet përfshijnë hidroksidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, etj.). Pjesa tjetër janë të pazgjidhshme.
Bazat e pazgjidhshme- këto janë hidrokside amfoterike, të cilat veprojnë si baza kur bashkëveprojnë me acidet dhe sillen si acidet me alkalin.
Bazat e ndryshme kanë aftësi të ndryshme për të hequr grupet hidroksi, kështu që ato ndahen në baza të forta dhe të dobëta.
Bazat e forta në tretësirat ujore heqin dorë lehtësisht nga grupet e tyre hidroksi, por bazat e dobëta jo.
Vetitë kimike të bazave
Vetitë kimike të bazave karakterizohen nga lidhja e tyre me acidet, anhidridet acidike dhe kripërat.
1. Veproni sipas treguesve. Treguesit ndryshojnë ngjyrën në varësi të ndërveprimit me kimikate të ndryshme. Në tretësirat neutrale kanë një ngjyrë, në tretësirat acidike kanë një ngjyrë tjetër. Kur ndërveprojnë me bazat, ato ndryshojnë ngjyrën e tyre: treguesi i portokallit metil bëhet i verdhë, treguesi i lakmusit bëhet blu dhe fenolftaleina bëhet fuchsia.
2. Ndërveproni me oksidet e acidit me formimi i kripës dhe ujit:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reagojnë me acide, duke formuar kripë dhe ujë. Reagimi i një baze me një acid quhet reaksion neutralizimi, pasi pas përfundimit të tij mjedisi bëhet neutral:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Reagon me kripëra duke formuar një kripë dhe bazë të re:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Kur nxehen, ato mund të dekompozohen në ujë dhe në oksidin kryesor:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Ende keni pyetje? Dëshironi të dini më shumë rreth fondacioneve?
Për të marrë ndihmë nga një mësues, regjistrohu.
Mësimi i parë është falas!
faqe interneti, kur kopjoni materialin plotësisht ose pjesërisht, kërkohet një lidhje me burimin.
Pas leximit të artikullit, do të jeni në gjendje të ndani substancat në kripëra, acide dhe baza. Artikulli përshkruan se çfarë është pH e një tretësire dhe cilat veti të përgjithshme kanë acidet dhe bazat.
Me fjalë të thjeshta, një acid është çdo gjë me H, dhe një bazë është çdo gjë me OH. POR! Jo gjithmone. Për të dalluar një acid nga një bazë, ju duhet t'i mbani mend ato! Keqardhje. Për ta bërë jetën të paktën disi më të lehtë, tre nga miqtë tanë, Arrhenius dhe Brønsted dhe Lowry, dolën me dy teori që quhen pas tyre.
Ashtu si metalet dhe jometalet, acidet dhe bazat janë ndarja e substancave bazuar në veti të ngjashme. Teoria e parë e acideve dhe bazave i përkiste shkencëtarit suedez Arrhenius. Sipas Arrhenius, një acid është një klasë substancash që, kur reagojnë me ujin, shpërndahen (kalbet), duke formuar kationin e hidrogjenit H +. Bazat Arrhenius në tretësirë ujore formojnë OH - anione. Teoria tjetër u propozua në vitin 1923 nga shkencëtarët Bronsted dhe Lowry. Teoria Brønsted-Lowry i përcakton acidet si substanca të afta të dhurojnë një proton në një reaksion (një kation hidrogjeni quhet proton në reaksione). Bazat, në përputhje me rrethanat, janë substanca që mund të pranojnë një proton në një reagim. Teoria aktuale aktuale është teoria e Lewis. Teoria e Lewis përcakton acidet si molekula ose jone të afta për të pranuar çifte elektronesh, duke formuar kështu addukte Lewis (një adukt është një përbërës i formuar nga kombinimi i dy reaktantëve pa formuar nënprodukte).
Në kiminë inorganike, si rregull, një acid nënkupton një acid Bronsted-Lowry, domethënë substanca të afta të dhurojnë një proton. Nëse nënkuptojnë përkufizimin e një acidi Lewis, atëherë në tekst një acid i tillë quhet acid Lewis. Këto rregulla zbatohen për acidet dhe bazat.
Shkëputja
Shpërbërja është procesi i dekompozimit të një lënde në jone në tretësirë ose shkrirje. Për shembull, shpërbërja e acidit klorhidrik është zbërthimi i HCl në H + dhe Cl -.
Vetitë e acideve dhe bazave
Bazat priren të ndihen si sapun në prekje, ndërsa acidet në përgjithësi kanë shije të thartë.
Kur një bazë reagon me shumë katione, formohet një precipitat. Kur një acid reagon me anionet, zakonisht lirohet një gaz.
Acidet e përdorura zakonisht:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Bazat e përdorura zakonisht:
OH − , H 2 O , CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2 − , Cl −
Acidet dhe bazat e forta dhe të dobëta
Acidet e forta
Acidet e tilla që shpërndahen plotësisht në ujë, duke prodhuar katione hidrogjeni H + dhe anione. Një shembull i një acidi të fortë është acidi klorhidrik HCl:
HCl (tretësirë) + H 2 O (l) → H 3 O + (tretësirë) + Cl - (tretësirë)
Shembuj të acideve të forta: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Lista e acideve të forta
- HCl - acid klorhidrik
- HBr - hidrogjen bromid
- HI - jodur hidrogjeni
- HNO 3 - acid nitrik
- HClO 4 - acid perklorik
- H 2 SO 4 - acid sulfurik
Acidet e dobëta
Tretur vetëm pjesërisht në ujë, për shembull, HF:
HF (tretësirë) + H2O (l) → H3O + (tretësirë) + F - (tretësirë) - në një reagim të tillë më shumë se 90% e acidit nuk shpërndahet:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Acidet e forta dhe të dobëta mund të dallohen duke matur përçueshmërinë e tretësirave: përçueshmëria varet nga numri i joneve, sa më i fortë të jetë acidi, aq më i shkëputur është, prandaj, sa më i fortë të jetë acidi, aq më e lartë është përçueshmëria.
Lista e acideve të dobëta
- Fluori i hidrogjenit HF
- H 3 PO 4 fosforik
- H 2 SO 3 sulfurore
- H 2 S sulfur hidrogjeni
- H 2 CO 3 qymyr
- H 2 SiO 3 silikon
Baza të forta
Bazat e forta shpërndahen plotësisht në ujë:
NaOH (tretësirë) + H 2 O ↔ NH 4
Bazat e forta përfshijnë hidroksidet metalike të grupit të parë (alkaline, metale alkali) dhe të dytë (alkalinoterrene, metale alkaline tokësore).
Lista e bazave të forta
- NaOH hidroksid natriumi (sode kaustike)
- KOH hidroksid kaliumi (potasë kaustike)
- LiOH hidroksid litiumi
- Ba(OH) 2 hidroksid bariumi
- Ca(OH) 2 hidroksid kalciumi (gëlqere e shuar)
Themelet e dobëta
Në një reaksion të kthyeshëm në prani të ujit, ai formon jone OH:
NH 3 (tretësirë) + H 2 O ↔ NH + 4 (tretësirë) + OH - (tretësirë)
Bazat më të dobëta janë anionet:
F - (tretësirë) + H 2 O ↔ HF (tretësirë) + OH - (tretësirë)
Lista e bazave të dobëta
- Mg(OH) 2 hidroksid magnezi
- Fe(OH) 2 hidroksid hekuri (II).
- Zn(OH) 2 hidroksid zinku
- NH 4 OH hidroksid amoniumi
- Fe(OH) 3 hidroksid hekuri (III).
Reaksionet e acideve dhe bazave
Acid i fortë dhe bazë e fortë
Ky reagim quhet neutralizim: kur sasia e reagentëve është e mjaftueshme për të shkëputur plotësisht acidin dhe bazën, zgjidhja që rezulton do të jetë neutrale.
Shembull:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Baza e dobët dhe acid i dobët
Lloji i përgjithshëm i reagimit:
Baza e dobët (tretësirë) + H 2 O ↔ Acid i dobët (tretësirë) + OH - (tretësirë)
Bazë e fortë dhe acid i dobët
Baza shpërndahet plotësisht, acidi shkëputet pjesërisht, tretësira që rezulton ka veti të dobëta të një baze:
HX (tretësirë) + OH - (tretësirë) ↔ H 2 O + X - (tretësirë)
Acid i fortë dhe bazë e dobët
Acidi shpërndahet plotësisht, baza nuk shpërbëhet plotësisht:
Shpërndarja e ujit
Disociimi është zbërthimi i një lënde në molekulat përbërëse të saj. Vetitë e një acidi ose një baze varen nga ekuilibri që është i pranishëm në ujë:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (tretësirë) + OH - (tretësirë)
K c = / 2
Konstanta e ekuilibrit të ujit në t=25°: K c = 1,83⋅10 -6, vlen edhe barazia e mëposhtme: = 10 -14, që quhet konstanta e disociimit të ujit. Për ujë të pastër = = 10 -7, pra -lg = 7.0.
Kjo vlerë (-lg) quhet pH - potencial hidrogjeni. Nëse pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, atëherë substanca ka veti themelore.
Metodat për përcaktimin e pH
Metoda instrumentale
Një pajisje e veçantë, një matës pH, është një pajisje që transformon përqendrimin e protoneve në një zgjidhje në një sinjal elektrik.
Treguesit
Një substancë që ndryshon ngjyrën në një gamë të caktuar pH në varësi të aciditetit të tretësirës; duke përdorur disa tregues mund të arrini një rezultat mjaft të saktë.
Kripë
Një kripë është një përbërje jonike e formuar nga një kation i ndryshëm nga H+ dhe një anion tjetër nga O2-. Në një tretësirë ujore të dobët, kripërat shpërndahen plotësisht.
Për të përcaktuar vetitë acido-bazike të një tretësire kripe, është e nevojshme të përcaktohet se cilët jone janë të pranishëm në tretësirë dhe të merren parasysh vetitë e tyre: jonet neutrale të formuara nga acidet dhe bazat e forta nuk ndikojnë në pH: ata nuk lëshojnë as jone H + as OH - në ujë. Për shembull, Cl -, NO - 3, SO 2- 4, Li +, Na +, K +.
Anionet e formuara nga acidet e dobëta shfaqin veti alkaline (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3); kationet me veti alkaline nuk ekzistojnë.
Të gjitha kationet përveç metaleve të grupit të parë dhe të dytë kanë veti acidike.
Zgjidhje buferike
Tretësirat që ruajnë nivelin e tyre të pH kur shtohet një sasi e vogël e një acidi të fortë ose një baze të fortë përbëhen kryesisht nga:
- Një përzierje e një acidi të dobët, kripës përkatëse të tij dhe një bazë të dobët
- Baza e dobët, kripë përkatëse dhe acid i fortë
Për të përgatitur një zgjidhje tampon të një aciditeti të caktuar, është e nevojshme të përzieni një acid ose bazë të dobët me kripën e duhur, duke marrë parasysh:
- Gama e pH në të cilën tretësira tampon do të jetë efektive
- Kapaciteti i tretësirës - sasia e acidit të fortë ose bazës së fortë që mund të shtohet pa ndikuar në pH të tretësirës
- Nuk duhet të ketë reaksione të padëshiruara që mund të ndryshojnë përbërjen e tretësirës
Test:
12.4. Forca e acideve dhe bazave
Drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit acid-bazë përcaktohet nga rregulli i mëposhtëm:
Ekuilibri acid-bazë janë të njëanshëm drejt acidit më të dobët dhe bazës më të dobët.
Një acid është më i fortë sa më lehtë të heqë dorë nga një proton, dhe një bazë është më e fortë sa më lehtë të pranojë një proton dhe ta mbajë atë më fort. Një molekulë (ose jon) e një acidi të dobët nuk është e prirur të dhurojë një proton, dhe një molekulë (ose jon) e një baze të dobët nuk është e prirur ta pranojë atë, kjo shpjegon ndryshimin e ekuilibrit në drejtimin e tyre. Fuqia e acideve si dhe forca e bazave mund të krahasohen vetëm në të njëjtin tretës
Meqenëse acidet mund të reagojnë me baza të ndryshme, ekuilibrat përkatës do të zhvendosen në një drejtim ose në një tjetër në shkallë të ndryshme. Prandaj, për të krahasuar forcat e acideve të ndryshme, ne përcaktojmë se sa lehtë këto acide dhurojnë protone molekulave të tretësit. Forca e bazave përcaktohet në mënyrë të ngjashme.
Ju tashmë e dini se një molekulë uji (tretësi) mund të pranojë dhe dhurojë një proton, domethënë, ajo shfaq edhe vetitë e një acidi dhe vetitë e një baze. Prandaj, të dy acidet dhe bazat mund të krahasohen me njëri-tjetrin në forcë në tretësirat ujore. Në të njëjtin tretës, forca e acidit varet kryesisht nga energjia e thyerjes së lidhjes A-H, dhe forca e bazës varet nga energjia e lidhjes së formuar B-H.
Për të karakterizuar në mënyrë sasiore forcën e një acidi në tretësirat ujore, mund të përdorni konstantën e ekuilibrit acid-bazë të reaksionit të kthyeshëm të një acidi të caktuar me ujë:
HA + H 2 O A + H 3 O. 
Për të karakterizuar forcën e një acidi në tretësirat e holluara në të cilat përqendrimi i ujit është pothuajse konstant, përdorni konstante aciditeti:
,
Ku K të(HA) = K c·.
Në mënyrë krejtësisht të ngjashme, për të karakterizuar në mënyrë sasiore forcën e një baze, mund të përdorni konstantën e ekuilibrit acid-bazë të reaksionit të kthyeshëm të një baze të caktuar me ujë:
A + H 2 O HA + OH, 
dhe në solucione të holluara - konstante e bazueshmërisë
, Ku K o (HA) = K c ·.
Në praktikë, për të vlerësuar forcën e një baze, përdoret konstanta e aciditetit të acidit të marrë nga një bazë e caktuar (e ashtuquajtura " konjuguar" acid), meqenëse këto konstante lidhen me relacionin e thjeshtë
K o (A) = TE(H 2 O)/ K k(NË TË).
Me fjale te tjera, Sa më i dobët të jetë acidi i konjuguar, aq më e fortë është baza. Dhe anasjelltas, sa më i fortë të jetë acidi, aq më e dobët është baza e konjuguar .
Konstantet e aciditetit dhe bazicitetit zakonisht përcaktohen në mënyrë eksperimentale. Vlerat e konstanteve të aciditetit të acideve të ndryshme janë dhënë në Shtojcën 13, dhe vlerat e konstanteve të bazueshmërisë së bazave janë dhënë në Shtojcën 14.
Për të vlerësuar se cila pjesë e molekulave të një acidi ose baze në gjendje ekuilibri ka pësuar një reaksion me ujin, përdoret një vlerë e ngjashme (dhe homogjene) me fraksionin mol dhe quhet shkalla e protolizës(). Për acidin NA
.
Këtu, vlera me nënshkrimin "pr" (në numërues) karakterizon pjesën e reaguar të molekulave të acidit NA, dhe vlera me nënshkrimin "jashtë" (në emërues) karakterizon pjesën fillestare të acidit.
Sipas ekuacionit të reaksionit
n pr (HA) = n(H3O) = n(A) c pr(HA) = c(H3O) = c(A);
==a · Me ref(NA);
= (1 – a) · Me ref(NA).
Duke i zëvendësuar këto shprehje në ekuacionin konstante të aciditetit, marrim
Kështu, duke ditur konstanten e aciditetit dhe përqendrimin total të acidit, është e mundur të përcaktohet shkalla e protolizës së këtij acidi në një tretësirë të caktuar. Në mënyrë të ngjashme, konstanta e bazueshmërisë bazë mund të shprehet përmes shkallës së protolizës, pra, në formë të përgjithshme
Ky ekuacion është një shprehje matematikore Ligji i hollimit të Ostwald. Nëse tretësirat janë të holluara, domethënë përqendrimi fillestar nuk kalon 0,01 mol/l, atëherë mund të përdoret raporti i përafërt
K= 2 · c ref.
Për të vlerësuar përafërsisht shkallën e protolizës, ky ekuacion mund të përdoret gjithashtu në përqendrime deri në 0,1 mol/l.
Reaksionet acido-bazike janë procese të kthyeshme, por jo gjithmonë. Le të shqyrtojmë sjelljen e molekulave të klorurit të hidrogjenit dhe fluorit të hidrogjenit në ujë:
Një molekulë e klorurit të hidrogjenit i jep një proton një molekule uji dhe bëhet një jon klorur. Prandaj, në ujë, klorur hidrogjeni shfaqet vetitë e një acidi dhe vetë uji - vetitë e një baze. E njëjta gjë ndodh me molekulën e fluorit të hidrogjenit, dhe, për rrjedhojë, fluori i hidrogjenit gjithashtu shfaq vetitë e një acidi. Prandaj, një tretësirë ujore e klorurit të hidrogjenit quhet acid klorhidrik (ose klorhidrik), dhe një tretësirë ujore e fluorit të hidrogjenit quhet acid fluorik (ose hidrofluorik). Por ka një ndryshim domethënës midis këtyre acideve: acidi klorhidrik reagon me ujin e tepërt në mënyrë të pakthyeshme (plotësisht), dhe acidi hidrofluorik reagon në mënyrë të kthyeshme dhe pak. Prandaj, një molekulë e klorurit të hidrogjenit i dhuron lehtësisht një proton një molekule uji, por një molekulë fluori hidrogjeni e bën këtë me vështirësi. Prandaj, acidi klorhidrik klasifikohet si acide të forta, dhe fluoreshente - te i dobët.
Acidet e forta: HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3 dhe disa të tjera.
Tani le ta kthejmë vëmendjen tonë në anët e djathta të ekuacioneve për reaksionet e klorurit të hidrogjenit dhe fluorit të hidrogjenit me ujë. Joni i fluorit mund të pranojë një proton (duke e hequr atë nga joni i oksoniumit) dhe të kthehet në një molekulë fluori hidrogjeni, por joni i klorurit nuk mundet. Rrjedhimisht, joni i fluorit shfaq vetitë e një baze, ndërsa joni i klorurit nuk shfaq veti të tilla (por vetëm në tretësirat e holluara).
Ashtu si acidet, ka të fortë Dhe baza të dobëta.
Substancat bazë të fortë përfshijnë të gjitha hidroksidet jonike shumë të tretshme (ato quhen gjithashtu " alkalet"), pasi kur ato treten në ujë, jonet hidroksid kalojnë plotësisht në tretësirë.
Bazat e dobëta përfshijnë NH 3 ( K O= 1,74·10 –5) dhe disa substanca të tjera. Këto përfshijnë gjithashtu hidroksidet praktikisht të patretshme të elementeve që formojnë metale ("hidroksidet e metaleve") sepse kur këto substanca ndërveprojnë me ujin, vetëm një sasi e parëndësishme e joneve hidroksid kalon në tretësirë.
Grimcat bazë të dobëta (ato quhen gjithashtu " baza anionike"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 dhe anione të tjera të formuara nga acide të dobëta.
Anionet Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 dhe anionet e tjera të formuara nga acidet e forta nuk kanë veti themelore.
Kationet Li, Na, K, Ca 2, Ba 2 dhe kationet e tjera që janë pjesë e bazave të forta nuk kanë veti acidike.
Përveç grimcave acide dhe bazë, ka edhe grimca që shfaqin veti acidike dhe bazike. Ju tashmë i dini vetitë e tilla të molekulës së ujit. Përveç ujit, këto janë jone hidrosulfite, jone hidrosulfide dhe jone të tjerë të ngjashëm. Për shembull, HSO 3 shfaq vetitë e një acidi
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O dhe vetitë e bazës
HSO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + OH.
Grimcat e tilla quhen amfolite.
Shumica e grimcave amfolite janë molekula të acideve të dobëta që kanë humbur disa protone (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2 dhe disa të tjera). Anioni HSO 4 nuk shfaq veti themelore dhe është një acid mjaft i fortë ( TE K = 1,12. 10-2), dhe për këtë arsye nuk i përket amfoliteve. Kripërat që përmbajnë anione të tilla quhen kripërat e acidit.
Shembuj të kripërave acidike dhe emrat e tyre:
Siç e keni vënë re ndoshta, reaksionet acid-bazë dhe redoks kanë shumë të përbashkëta. Diagrami i paraqitur në Figurën 12.3 do t'ju ndihmojë të gjurmoni tiparet e përbashkëta dhe të gjeni ndryshimet midis këtyre llojeve të reagimeve.
FORCËSIA E ACIDEVE, FORCËSIA E BAZËS, KONSTANT I ACIDITET, KONSTANT I ACIDITET, KONSTANT I BAZICITETIT, ACIDI I KONJUGUAR, BAZË E KONJUGUARA, SHKALLA E PROTOLIZËS, LIGJI I OSTWALDIT PËR HOLLIM, ACIDI I FORTË, ACIDI I DOBËT I DOBËT BAZIK, AMFOLITET, KRIPËRAT ACIDITE
1. Cili acid është më i prirur për të dhuruar një proton në një tretësirë ujore: a) nitrik ose azotik, b) sulfurik ose sulfuror, c) sulfurik ose klorhidrik, d) sulfuri i hidrogjenit ose squfuri? Shkruani ekuacionet e reaksionit. Në rastin e reaksioneve të kthyeshme, shkruani shprehjen për konstantet e aciditetit.
2. Krahasoni energjinë e atomizimit të molekulave HF dhe HCl. A janë këto të dhëna në përputhje me forcën e acideve hidrofluorike dhe klorhidrike?
3.Cila grimcë është një acid më i fortë: a) një molekulë e acidit karbonik ose një jon bikarbonat, b) një molekulë e acidit fosforik, një jon fosfat dihidrogjen ose një jon fosfat hidrogjen, c) një molekulë e sulfurit të hidrogjenit ose një jon hidrosulfidi?
4. Pse nuk gjeni konstante aciditeti për acidet sulfurik, klorhidrik, nitrik dhe disa të tjerë në shtojcën 13?
5.Vërtetoni vlefshmërinë e marrëdhënies që lidh konstantën e bazueshmërisë dhe konstanten e aciditetit të acideve dhe bazave të konjuguara.
6. Shkruani ekuacionet për reaksionet me ujë të a) hidrogjenit dhe acidit azoti, b) acidit sulfurik dhe sulfurit, c) acidit nitrik dhe sulfurit të hidrogjenit. Cilat janë ndryshimet midis këtyre proceseve?
7. Për amfolitët e mëposhtëm: HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4, HPO 4 2, H 2 O - krijoni ekuacione për reaksionet e këtyre grimcave me ujin, shkruani shprehjet për konstantet e aciditetit dhe bazitetit, shkruani. poshtë vlerat e këtyre konstantave nga Shtojca 13 dhe 14. Përcaktoni cilat veti, acide apo bazike, mbizotërojnë në këto grimca?
8. Çfarë procesesh mund të ndodhin kur acidi fosforik tretet në ujë?
Krahasimi i reaktivitetit të acideve të forta dhe të dobëta.
12.5. Reaksionet acido-bazike të joneve të oksoniumit
Të dy acidet dhe bazat ndryshojnë në forcë, tretshmëri, stabilitet dhe disa karakteristika të tjera. Më e rëndësishmja nga këto karakteristika është forca. Vetitë më karakteristike të acideve manifestohen në acide të forta. Në tretësirat e acideve të forta, grimcat e acidit janë jone oksonium. Prandaj, në këtë seksion do të shqyrtojmë reagimet në tretësira që ndodhin gjatë bashkëveprimit të joneve të oksoniumit me substanca të ndryshme që përmbajnë grimca bazë. Le të fillojmë me themelet më të forta.
a) Reaksionet e joneve të oksoniumit me jonet okside
Ndër bazat shumë të forta, më i rëndësishmi është joni oksid, i cili bën pjesë në oksidet bazike, të cilat, siç e mbani mend, janë substanca jonike. Ky jon është një nga bazat më të forta. Prandaj, oksidet bazë (për shembull, përbërja MO), edhe ato që nuk reagojnë me ujin, reagojnë lehtësisht me acidet. Mekanizmi i reagimit:
Në këto reaksione, joni i oksidit nuk ka kohë të kalojë në tretësirë, por menjëherë reagon me jonin e oksoniumit. Rrjedhimisht, reaksioni ndodh në sipërfaqen e oksidit. Reaksione të tilla shkojnë deri në përfundim, pasi një amfolit (ujë) shumë i dobët formohet nga një acid i fortë dhe një bazë e fortë.
Shembull. Reagimi i acidit nitrik me oksid magnezi:
MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H2O.
Të gjitha oksidet bazë dhe amfoterike reagojnë në këtë mënyrë me acide të forta, por nëse formohet një kripë e patretshme, reaksioni në disa raste ngadalësohet shumë, pasi një shtresë kripe e patretshme pengon depërtimin e acidit në sipërfaqen e oksidit ( për shembull, reaksioni i oksidit të bariumit me acidin sulfurik).
b) Reaksionet e joneve të oksoniumit me jonet hidroksid
Nga të gjitha llojet bazë që ekzistojnë në tretësirat ujore, joni hidroksid është baza më e fortë. Konstanta e saj e bazueshmërisë (55.5) është shumë herë më e lartë se konstantet e bazueshmërisë së grimcave të tjera bazë. Jonet e hidroksidit janë pjesë e alkaleve dhe, kur treten, kalojnë në tretësirë. Mekanizmi i reagimit të joneve të oksoniumit me jonet hidroksid:
.
Shembulli 1. Reaksioni i acidit klorhidrik me tretësirën e hidroksidit të natriumit:
HCl p + NaOH p = NaCl p + H 2 O.
Ashtu si reaksionet me oksidet bazike, reaksione të tilla shkojnë deri në përfundim (të pakthyeshme) sepse si rezultat i transferimit të një protoni nga një jon oksonium (një acid i fortë, K K = 55.5) jon hidroksid (bazë e fortë, K O = 55.5) molekula uji (një amfolit shumë i dobët, K K= K O = 1,8·10 -16).
Kujtojmë se reaksionet e acideve me bazat (përfshirë alkalet) quhen reaksione neutralizimi.
Ju tashmë e dini se uji i pastër përmban jone oksonium dhe hidroksid (për shkak të autoprotolizës së ujit), por përqendrimet e tyre janë të barabarta dhe jashtëzakonisht të parëndësishme: Me(H 3 O) = Me(OH) = 10 -7 mol/l. Prandaj, prania e tyre në ujë është praktikisht e padukshme.
E njëjta gjë vërehet në tretësirat e substancave që nuk janë as acide dhe as baza. Zgjidhjet e tilla quhen neutrale.
Por nëse shtoni një substancë acide ose bazë në ujë, një tepricë e njërit prej këtyre joneve do të shfaqet në tretësirë. Zgjidhja do të bëhet i thartë ose alkaline.
Jonet hidroksid janë pjesë jo vetëm e alkaleve, por edhe e bazave praktikisht të patretshme, si dhe hidroksideve amfoterike (hidroksidet amfoterike në këtë drejtim mund të konsiderohen si komponime jonike). Jonet e oksoniumit gjithashtu reagojnë me të gjitha këto substanca dhe, si në rastin e oksideve bazike, reaksioni ndodh në sipërfaqen e lëndës së ngurtë. Mekanizmi i reagimit për përbërjen hidroksid M(OH) 2:
.
Shembulli 2. Reaksioni i tretësirës së acidit sulfurik me hidroksid bakri. Meqenëse joni i sulfatit të hidrogjenit është një acid mjaft i fortë ( K K 0.01), kthyeshmëria e protolizës së tij mund të neglizhohet dhe ekuacionet e këtij reaksioni mund të shkruhen si më poshtë:
Cu(OH) 2 + 2H 3 O = Cu 2 + 4H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4р = CuSO 4 + 2H 2 O.
c) Reaksionet e joneve të oksoniumit me baza të dobëta
Ashtu si në tretësirat e alkaleve, tretësirat e bazave të dobëta përmbajnë gjithashtu jone hidroksid, por përqendrimi i tyre është shumë herë më i ulët se përqendrimi i vetë grimcave bazë (ky raport është i barabartë me shkallën e protolizës së bazës). Prandaj, shpejtësia e reaksionit të neutralizimit të joneve hidroksid është shumë herë më e vogël se shpejtësia e reaksionit të neutralizimit të vetë grimcave bazë. Rrjedhimisht, reaksioni midis joneve të oksoniumit dhe grimcave bazë do të jetë mbizotërues.
Shembulli 1. Reaksioni i neutralizimit të acidit klorhidrik me tretësirën e amoniakut:
.
Reaksioni prodhon jone amoniumi (një acid i dobët, K K = 6·10 -10) dhe molekulat e ujit, por meqenëse një nga reagentët fillestarë (amoniaku) baza është e dobët ( K O = 2·10 -5), atëherë reaksioni është i kthyeshëm
Por ekuilibri në të është zhvendosur shumë fort djathtas (drejt produkteve të reaksionit), aq sa rikthimi shpesh neglizhohet duke shkruar ekuacionin molekular të këtij reaksioni me një shenjë të barabartë:
HCl p + NH 3p = NH 4 Cl p + H 2 O.
Shembulli 2. Reaksioni i acidit hidrobromik me një tretësirë të bikarbonatit të natriumit. Duke qenë një amfolit, joni bikarbonat sillet si një bazë e dobët në prani të joneve të oksoniumit:
Acidi karbonik që rezulton mund të përmbahet në solucione ujore vetëm në përqendrime shumë të vogla. Me rritjen e përqendrimit, ajo dekompozohet. Mekanizmi i dekompozimit mund të imagjinohet si më poshtë:
Ekuacionet përmbledhëse kimike:
H 3 O + HCO 3 = CO 2 + 2H 2 O
HBr р + NaHCO 3р = NaBr р + CO 2 + H 2 O.
Shembulli 3. Reaksionet që ndodhin kur bashkohen tretësirat e acidit perklorik dhe karbonatit të kaliumit. Joni karbonat është gjithashtu një bazë e dobët, megjithëse më e fortë se joni bikarbonat. Reaksionet ndërmjet këtyre joneve dhe jonit të oksoniumit janë krejtësisht analoge. Në varësi të kushteve, reaksioni mund të ndalet në fazën e formimit të një joni bikarbonat ose mund të çojë në formimin e dioksidit të karbonit:
a) H 3 O + CO 3 = HCO 3 + H 2 O
HClO 4p + K 2 CO 3p = KClO 4p + KHCO 3p;
b) 2H 3 O + CO 3 = CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K 2 CO 3p = 2KClO 4p + CO 2 + H 2 O.
Reaksione të ngjashme ndodhin edhe kur kripërat që përmbajnë grimca bazë janë të patretshme në ujë. Ashtu si në rastin e oksideve bazike ose të bazave të patretshme, në këtë rast reaksioni ndodh edhe në sipërfaqen e kripës së patretshme.
Shembulli 4. Reagimi ndërmjet acidit klorhidrik dhe karbonatit të kalciumit:
CaCO 3 + 2H 3 O = Ca 2 + CO 2 + 3H 2 O
CaCO 3p + 2HCl p = CaCl 2p + CO 2 + H 2 O.
Një pengesë për reagime të tilla mund të jetë formimi i një kripe të patretshme, një shtresë e së cilës do të pengojë depërtimin e joneve të oksoniumit në sipërfaqen e reagentit (për shembull, në rastin e ndërveprimit të karbonatit të kalciumit me acidin sulfurik).
TRETËSITË NEUTRALE, TRETËSITË ACIDIKE, TRETËSITË ALKALIKE, REAKSIONI NEUTRALIZIMIT.
1. Hartoni diagramet e mekanizmave të reaksioneve të joneve të oksoniumit me substancat dhe grimcat e mëposhtme: FeO, Ag 2 O, Fe(OH) 3, HSO 3, PO 4 3 dhe Cu 2 (OH) 2 CO 3. Duke përdorur diagramet, krijoni ekuacionet e reaksionit jonik.
2.Me cilin nga oksidet e mëposhtme do të reagojnë jonet e oksoniumit: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Shkruani ekuacionet jonike për këto reaksione.
3.Me cilin nga hidroksidet e mëposhtme do të reagojnë jonet e oksoniumit: Mg(OH)2, B(OH)3, Te(OH)6, Al(OH)3? Shkruani ekuacionet jonike për këto reaksione.
4. Bëni ekuacione jonike dhe molekulare për reaksionet e acidit hidrobromik me tretësirat e substancave të mëposhtme: Na 2 CO 3, K 2 SO 3, Na 2 SiO 3, KHCO 3.
5. Bëni ekuacione jonike dhe molekulare për reaksionet e tretësirës së acidit nitrik me këto substanca: Cr(OH) 3, MgCO 3, PbO.
Reaksionet e tretësirave të acideve të forta me bazat, oksidet bazike dhe kripërat.
12.6. Reaksionet acido-bazike të acideve të dobëta
Ndryshe nga tretësirat e acideve të forta, tretësirat e acideve të dobëta përmbajnë jo vetëm jone oksonium si grimca acidi, por edhe molekula të vetë acidit, dhe ka shumë herë më shumë molekula acidi sesa jone oksonium. Prandaj, në këto tretësira, reaksioni mbizotërues do të jetë reagimi i vetë grimcave të acidit me grimcat bazë, dhe jo reaksionet e joneve të oksoniumit. Shpejtësia e reaksioneve që përfshijnë acide të dobëta është gjithmonë më e ulët se shpejtësia e reaksioneve të ngjashme që përfshijnë acide të forta. Disa nga këto reaksione janë të kthyeshme, dhe sa më shumë, aq më i dobët është acidi i përfshirë në reaksion.
a) Reaksionet e acideve të dobëta me jonet okside
Ky është grupi i vetëm i reaksioneve të acideve të dobëta që vazhdojnë në mënyrë të pakthyeshme. Shpejtësia e reaksionit varet nga forca e acidit. Disa acide të dobëta (sulfidi i hidrogjenit, karboni etj.) nuk reagojnë me oksidet bazike dhe amfoterike me aktivitet të ulët (CuO, FeO, Fe 2 O 3, Al 3 O 3, ZnO, Cr 2 O 3, etj.).
Shembull. Reaksioni që ndodh midis oksidit të manganit (II) dhe një tretësire të acidit acetik. Mekanizmi i këtij reagimi:
Ekuacionet e reagimit:
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. (Kripërat e acidit acetik quhen acetate)
b) Reaksionet e acideve të dobëta me jonet hidroksid
Si shembull, merrni parasysh se si reagojnë molekulat e acidit fosforik (ortofosforik) me jonet hidroksid:
Si rezultat i reaksionit fitohen molekulat e ujit dhe jonet dihidrogjen fosfat.
Nëse pas përfundimit të këtij reaksioni jonet hidroksid mbeten në tretësirë, atëherë jonet dihidrogjen fosfat, duke qenë amfolite, do të reagojnë me to:
Formohen jone hidrofosfat, të cilët, duke qenë gjithashtu amfolitë, mund të reagojnë me një tepricë të joneve hidroksid:
.
Ekuacionet jonike për këto reaksione
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.
Ekuilibri i këtyre reaksioneve të kthyeshme zhvendoset djathtas. Në një tepricë të tretësirës alkali (për shembull, NaOH), të gjitha këto reaksione vazhdojnë pothuajse në mënyrë të pakthyeshme, kështu që ekuacionet e tyre molekulare zakonisht shkruhen si më poshtë:
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.
Nëse produkti i synuar i këtyre reaksioneve është fosfati i natriumit, atëherë ekuacioni i përgjithshëm mund të shkruhet:
H 3 PO 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
Kështu, një molekulë e acidit fosforik, duke hyrë në ndërveprime acid-bazë, mund të dhurojë në mënyrë sekuenciale një, dy ose tre protone. Në një proces të ngjashëm, një molekulë e acidit hidrosulfid (H 2 S) mund të dhurojë një ose dy protone, dhe një molekulë e acidit azotik (HNO 2) mund të dhurojë vetëm një proton. Prandaj, këto acide klasifikohen si tribazike, dybazike dhe monobazike.
Karakteristika përkatëse e bazës quhet aciditeti.
Shembuj të bazave me një acid janë NaOH, KOH; Shembuj të bazave diacide janë Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.
Acidet më të forta të dobëta mund të reagojnë gjithashtu me jonet hidroksid që janë pjesë e bazave të patretshme dhe madje edhe hidroksidet amfoterike.
c) Reaksionet e acideve të dobëta me bazat e dobëta
Pothuajse të gjitha këto reagime janë të kthyeshme. Në përputhje me rregullin e përgjithshëm, ekuilibri në reaksione të tilla të kthyeshme zhvendoset drejt acideve më të dobëta dhe bazave më të dobëta.
BAZICITETI I ACIDIT, ACIDITETI I BAZËS.
1. Hartoni diagramet e mekanizmave të reaksioneve që ndodhin në një tretësirë ujore midis acidit formik dhe substancave të mëposhtme: Fe 2 O 3, KOH dhe Fe(OH) 3. Duke përdorur diagramet, krijoni ekuacione jonike dhe molekulare për këto reaksione. (jon tetraaquazink) dhe 3aq aq+ H 3 O .
4. Në cilin drejtim do të zhvendoset ekuilibri në këtë tretësirë a) kur hollohet me ujë, b) kur i shtohet tretësirë e një acidi të fortë?
Ne kemi dhënë një përkufizim hidroliza, kujtoi disa fakte rreth kripërat. Tani do të diskutojmë acidet e forta dhe të dobëta dhe do të zbulojmë se "skenari" i hidrolizës varet nga cili acid dhe cila bazë formoi kripën e dhënë.
← Hidroliza e kripërave. Pjesa I
Elektrolite të forta dhe të dobëta
Më lejoni t'ju kujtoj se të gjitha acidet dhe bazat mund të ndahen në të fortë Dhe i dobët. Acidet e forta (dhe, në përgjithësi, elektrolitet e forta) shpërndahen pothuajse plotësisht në një tretësirë ujore. Elektrolitet e dobëta shpërbëhen në jone në një masë të vogël.
Acidet e forta përfshijnë:
- H 2 SO 4 (acid sulfurik),
- HClO 4 (acidi perklorik),
- HClO 3 (acidi klorik),
- HNO 3 (acidi nitrik),
- HCl (acidi klorhidrik),
- HBr (acidi hidrobromik),
- HI (acidi hidrodik).
Më poshtë është një listë e acideve të dobëta:
- H 2 SO 3 (acid sulfurik),
- H 2 CO 3 (acidi karbonik),
- H 2 SiO 3 (acidi silicik),
- H 3 PO 3 (acidi fosforik),
- H 3 PO 4 (acidi ortofosforik),
- HClO 2 (acid klor),
- HClO (acidi hipoklorik),
- HNO 2 (acidi azotik),
- HF (acidi hidrofluorik),
- H2S (acidi sulfid hidrogjeni),
- shumica e acideve organike, p.sh. acidi acetik (CH 3 COOH).
Natyrisht, është e pamundur të renditen të gjitha acidet që ekzistojnë në natyrë. Janë dhënë vetëm ato më "populloret". Duhet të kuptohet gjithashtu se ndarja e acideve në të fortë dhe të dobët është mjaft arbitrare.
Situata është shumë më e thjeshtë me baza të forta dhe të dobëta. Ju mund të përdorni tabelën e tretshmërisë. Arsyet e forta përfshijnë të gjitha i tretshëm në baza ujore të ndryshme nga NH 4 OH. Këto substanca quhen alkale (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etj.)
Arsyet e dobëta janë:
- të gjitha hidroksidet e patretshme në ujë (p.sh. Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, etj.),
- NH 4 OH (hidroksid amoniumi).
Hidroliza e kripërave. Faktet kryesore
Mund t'u duket atyre që lexojnë këtë artikull se tashmë kemi harruar temën kryesore të bisedës dhe kemi shkuar diku mënjanë. Kjo eshte e gabuar! Biseda jonë për acidet dhe bazat, për elektrolitet e forta dhe të dobëta lidhet drejtpërdrejt me hidrolizën e kripërave. Tani do ta shihni këtë.
Pra, më lejoni t'ju jap faktet themelore:
- Jo të gjitha kripërat i nënshtrohen hidrolizës. ekzistojnë të qëndrueshme hidrolitikisht komponimet, të tilla si kloruri i natriumit.
- Hidroliza e kripërave mund të jetë e plotë (e pakthyeshme) dhe e pjesshme (e kthyeshme).
- Gjatë reaksionit të hidrolizës, formohet një acid ose bazë dhe aciditeti i mjedisit ndryshon.
- Përcaktohet mundësia themelore e hidrolizës, drejtimi i reaksionit përkatës, kthyeshmëria ose pakthyeshmëria e tij forca e acidit Dhe forca e themelit, të cilat formojnë këtë kripë.
- Në varësi të forcës së acidit përkatës dhe të respekt. bazat, të gjitha kripërat mund të ndahen në 4 grupe. Secili prej këtyre grupeve karakterizohet nga "skenari" i tij i hidrolizës.
Shembulli 4. Kripa NaNO 3 formohet nga një acid i fortë (HNO 3) dhe një bazë e fortë (NaOH). Hidroliza nuk ndodh, nuk formohen komponime të reja dhe aciditeti i mediumit nuk ndryshon.
Shembulli 5. Kripa NiSO4 formohet nga një acid i fortë (H2SO4) dhe një bazë e dobët (Ni(OH)2). Ndodh hidroliza e kationit, gjatë reaksionit formohet një acid dhe një kripë bazë.
Shembulli 6. Karbonati i kaliumit formohet nga një acid i dobët (H 2 CO 3) dhe një bazë e fortë (KOH). Hidroliza me anion, formimi i kripës së alkalit dhe acidit. Zgjidhje alkaline.
Shembulli 7. Sulfidi i aluminit formohet nga një acid i dobët (H2S) dhe një bazë e dobët (Al(OH)3). Hidroliza ndodh si në kation ashtu edhe në anion. Reagim i pakthyeshëm. Gjatë procesit, formohen H 2 S dhe hidroksid alumini. Aciditeti i mediumit ndryshon pak.
Provojeni vetë:
Ushtrimi 2. Çfarë lloj kripërash janë këto: FeCl 3, Na 3 PO 3, KBr, NH 4 NO 2? A i nënshtrohen hidrolizës këto kripëra? Me kation apo me anion? Çfarë formohet gjatë reaksionit? Si ndryshon aciditeti i mjedisit? Tani për tani nuk keni nevojë të shkruani ekuacionet e reagimit.
Gjithçka që duhet të bëjmë është të diskutojmë 4 grupe kripërash në mënyrë sekuenciale dhe të japim një "skenar" specifik të hidrolizës për secilën prej tyre. Në pjesën tjetër do të fillojmë me kripërat e formuara nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë.
Përpara se të diskutojmë vetitë kimike të bazave dhe hidroksideve amfoterike, le të përcaktojmë qartë se cilat janë ato?
1) Bazat ose hidroksidet bazë përfshijnë hidroksidet e metaleve në gjendje oksidimi +1 ose +2, d.m.th. formulat e të cilave shkruhen ose si MeOH ose Me(OH) 2. Megjithatë, ka përjashtime. Kështu, hidroksidet Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2 nuk janë baza.
2) Hidroksidet amfoterike përfshijnë hidroksidet metalike në gjendje oksidimi +3, +4, si dhe, si përjashtim, hidroksidet Zn(OH) 2, Be(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2. Hidroksidet e metaleve në gjendjen e oksidimit +4 nuk gjenden në detyrat e Provimit të Shtetit të Unifikuar, kështu që ato nuk do të merren parasysh.
Vetitë kimike të bazave
Të gjitha bazat ndahen në:
Le të kujtojmë se beriliumi dhe magnezi nuk janë metale alkaline të tokës.
Përveç se janë të tretshëm në ujë, alkalet shpërbëhen shumë mirë edhe në tretësirat ujore, ndërsa bazat e patretshme kanë një shkallë të ulët shpërbërjeje.
Ky ndryshim në tretshmërinë dhe aftësinë për t'u ndarë midis alkaleve dhe hidroksideve të patretshme, nga ana tjetër, çon në ndryshime të dukshme në vetitë e tyre kimike. Pra, në veçanti, alkalet janë përbërës kimikisht më aktivë dhe shpesh janë në gjendje të hyjnë në reaksione që nuk bëjnë bazat e patretshme.
Ndërveprimi i bazave me acidet
Alkalet reagojnë me absolutisht të gjitha acidet, madje edhe ato shumë të dobëta dhe të patretshme. Për shembull:
Bazat e patretshme reagojnë me pothuajse të gjitha acidet e tretshme, por nuk reagojnë me acidin silicik të patretshëm:
Duhet të theksohet se si bazat e forta ashtu edhe ato të dobëta me formulën e përgjithshme të formës Me(OH) 2 mund të formojnë kripëra bazë kur ka mungesë acidi, për shembull:
Ndërveprimi me oksidet e acidit
Alkalet reagojnë me të gjitha oksidet acidike, duke formuar kripëra dhe shpesh ujë:
Bazat e patretshme janë në gjendje të reagojnë me të gjitha oksidet më të larta acidike që korrespondojnë me acide të qëndrueshme, për shembull, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, për të formuar kripëra mesatare:
Bazat e patretshme të tipit Me(OH) 2 reagojnë në prani të ujit me dioksid karboni ekskluzivisht për të formuar kripëra bazë. Për shembull:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Për shkak të inertitetit të jashtëzakonshëm, vetëm bazat më të forta, alkalet, reagojnë me dioksid silikoni. Në këtë rast, formohen kripëra normale. Reaksioni nuk ndodh me baza të patretshme. Për shembull:
Ndërveprimi i bazave me oksidet dhe hidroksidet amfoterike
Të gjitha alkalet reagojnë me oksidet dhe hidroksidet amfoterike. Nëse reaksioni kryhet duke bashkuar një oksid ose hidroksid amfoterik me një alkali të ngurtë, ky reagim çon në formimin e kripërave pa hidrogjen:
Nëse përdoren solucione ujore të alkaleve, atëherë formohen kripëra komplekse hidrokso:
Në rastin e aluminit, nën veprimin e një tepricë të alkalit të koncentruar, në vend të kripës Na, formohet kripa Na 3:
Ndërveprimi i bazave me kripërat
Çdo bazë reagon me çdo kripë vetëm nëse plotësohen dy kushte njëkohësisht:
1) tretshmëria e përbërjeve fillestare;
2) prania e precipitatit ose gazit midis produkteve të reaksionit
Për shembull:
Qëndrueshmëria termike e nënshtresave
Të gjitha alkalet, përveç Ca(OH) 2, janë rezistente ndaj nxehtësisë dhe shkrihen pa dekompozim.
Të gjitha bazat e patretshme, si dhe Ca(OH) 2 pak e tretshme, dekompozohen kur nxehen. Temperatura më e lartë e dekompozimit të hidroksidit të kalciumit është rreth 1000 o C:
Hidroksidet e patretshme kanë temperatura shumë më të ulëta të dekompozimit. Për shembull, hidroksidi i bakrit (II) dekompozohet tashmë në temperatura mbi 70 o C:
Vetitë kimike të hidroksideve amfoterike
Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me acidet
Hidroksidet amfoterike reagojnë me acide të forta:
Hidroksidet e metaleve amfoterike në gjendje oksidimi +3, d.m.th. lloji Me(OH) 3, nuk reagojnë me acide të tilla si H 2 S, H 2 SO 3 dhe H 2 CO 3 për shkak të faktit se kripërat që mund të formohen si rezultat i reaksioneve të tilla i nënshtrohen hidrolizës së pakthyeshme ndaj hidroksidi amfoterik origjinal dhe acidi përkatës:
Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me oksidet e acidit
Hidroksidet amfoterike reagojnë me okside më të larta, të cilat korrespondojnë me acide të qëndrueshme (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Hidroksidet e metaleve amfoterike në gjendje oksidimi +3, d.m.th. lloji Me(OH) 3, mos reagon me oksidet acidike SO 2 dhe CO 2.
Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me bazat
Ndër bazat, hidroksidet amfoterike reagojnë vetëm me alkalet. Në këtë rast, nëse përdoret një zgjidhje ujore e alkalit, atëherë formohen kripëra komplekse hidrokso:
Dhe kur hidroksidet amfoterike shkrihen me alkalet e ngurta, fitohen analogët e tyre anhidrë:
Ndërveprimi i hidroksideve amfoterike me oksidet bazike
Hidroksidet amfoterike reagojnë kur shkrihen me oksidet e metaleve alkali dhe alkaline tokësore:
Zbërthimi termik i hidroksideve amfoterike
Të gjitha hidroksidet amfoterike janë të patretshme në ujë dhe, si çdo hidroksid i patretshëm, dekompozohen kur nxehen në oksidin dhe ujin përkatës.
