Bazlar (hidroksitler)- molekülleri bileşimlerinde bir veya daha fazla OH hidroksil grubuna sahip olan karmaşık maddeler. Çoğu zaman, bazlar bir metal atomu ve bir OH grubundan oluşur. Örneğin, NaOH sodyum hidroksittir, Ca(OH)2 kalsiyum hidroksittir, vb.
Hidroksi grubunun metale değil, NH4 + iyonuna (amonyum katyonu) bağlandığı bir baz - amonyum hidroksit vardır. Amonyum hidroksit, amonyağın suda çözülmesiyle oluşur (amonyağa su ilavesinin reaksiyonları):
NH3 + H20 = NH4OH (amonyum hidroksit).
Hidroksil grubunun değerliliği 1'dir. Baz moleküldeki hidroksil gruplarının sayısı metalin değerliliğine bağlıdır ve ona eşittir. Örneğin, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 vb.
Tüm gerekçeler - farklı renklere sahip katılar. Bazı bazlar suda oldukça çözünür (NaOH, KOH, vb.). Ancak çoğu suda çözünmez.
Suda çözünen bazlara alkali denir. Alkali çözeltiler "sabunlu", dokunulduğunda kaygan ve oldukça yakıcıdır. Alkaliler, alkali ve toprak alkali metallerin (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, vb.) hidroksitlerini içerir. Gerisi çözünmez.
çözünmeyen bazlar- bunlar, asitlerle etkileşime girdiğinde baz görevi gören ve alkali ile asit gibi davranan amfoterik hidroksitlerdir.
Farklı bazlar, hidroksi gruplarını ayırma yeteneklerinde farklılık gösterir, bu nedenle özelliğine göre güçlü ve zayıf bazlara ayrılırlar.
Güçlü bazlar, sulu çözeltilerde hidroksil gruplarını kolayca verir, ancak zayıf bazlar vermez.
Bazların kimyasal özellikleri
Bazların kimyasal özellikleri, asitler, asit anhidritler ve tuzlarla olan ilişkileri ile karakterize edilir.
1. Göstergelere göre hareket et. Göstergeler, farklı kimyasallarla etkileşime bağlı olarak rengini değiştirir. Nötr çözeltilerde - bir renge, asit çözeltilerde - başka bir renge sahiptirler. Bazlarla etkileşime girdiklerinde renklerini değiştirirler: metil turuncu gösterge sarıya, turnusol göstergesi maviye ve fenolftalein fuşyaya dönüşür.
2. Asidik oksitlerle reaksiyona girer tuz ve su oluşumu:
2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H20.
3. Asitlerle reaksiyona girer, tuz ve su oluşturur. Bir bazın bir asit ile etkileşiminin reaksiyonuna nötrleşme reaksiyonu denir, çünkü tamamlandıktan sonra ortam nötr hale gelir:
2KOH + H2S04 → K2S04 + 2H2O.
4. tuzlarla reaksiyona girer yeni bir tuz ve baz oluşturmak:
2NaOH + CuS04 → Cu(OH)2 + Na2S04.
5. Isıtıldığında su ve bazik okside ayrışabilir:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20.
Sormak istediğiniz bir şey var mı? Vakıflar hakkında daha fazla bilgi edinmek ister misiniz?
Bir öğretmenin yardımını almak için - kayıt olun.
İlk ders ücretsiz!
site, malzemenin tamamen veya kısmen kopyalanmasıyla, kaynağa bir bağlantı gereklidir.
Makaleyi okuduktan sonra maddeleri tuzlara, asitlere ve bazlara ayırabileceksiniz. Makale, bir çözeltinin pH'ının ne olduğunu, asitlerin ve bazların sahip olduğu ortak özellikleri açıklar.
Basit bir ifadeyle, bir asit, H ile herhangi bir şeydir ve bir baz, OH ile herhangi bir şeydir. ANCAK! Her zaman değil. Bir asidi bir bazdan ayırt etmek için ... onları hatırlamanız gerekir! Pişmanlık. Hayatı bir şekilde kolaylaştırmak için üç arkadaşımız Arrhenius ve Bronsted, Lowry ile birlikte kendi adlarıyla anılan iki teori geliştirdiler.
Metaller ve ametaller gibi, asitler ve bazlar da maddelerin benzer özelliklerine göre ayrılmasıdır. İlk asit ve baz teorisi İsveçli bilim adamı Arrhenius'a aitti. Bir Arrhenius asidi, suyla reaksiyona girerek ayrışan (ayrışan) bir hidrojen katyonu H + oluşturan bir madde sınıfıdır. Sulu çözeltideki Arrhenius bazları OH - anyonları oluşturur. Aşağıdaki teori bilim adamları Brönsted ve Lowry tarafından 1923'te önerildi. Brønsted-Lowry teorisi, asitleri bir reaksiyonda bir proton bağışlayabilen maddeler olarak tanımlar (bir hidrojen katyonu, reaksiyonlarda bir proton olarak adlandırılır). Bazlar, sırasıyla, bir reaksiyonda bir protonu kabul edebilen maddelerdir. Mevcut teori Lewis teorisidir. Lewis teorisi, asitleri elektron çiftlerini kabul edebilen moleküller veya iyonlar olarak tanımlar, böylece Lewis eklentilerini oluşturur (bir eklenti, yan ürünler oluşturmadan iki reaktanı birleştirerek oluşturulan bir bileşiktir).
İnorganik kimyada, kural olarak, asit ile Bronsted-Lowry asidi, yani bir proton bağışlayabilen maddeler kastedilmektedir. Bir Lewis asidinin tanımını kastediyorlarsa, o zaman metinde böyle bir asit Lewis asidi olarak adlandırılır. Bu kurallar asitler ve bazlar için geçerlidir.
ayrışma
Ayrışma, bir maddenin çözeltilerde veya eriyiklerde iyonlara parçalanması işlemidir. Örneğin, hidroklorik asidin ayrışması, HCl'nin H+ ve Cl-'ye parçalanmasıdır.
Asitlerin ve bazların özellikleri
Bazlar dokunulduğunda sabunlu olma eğilimindeyken, asitler ekşi tat verme eğilimindedir.
Bir baz birçok katyonla reaksiyona girdiğinde bir çökelti oluşur. Bir asit anyonlarla reaksiyona girdiğinde genellikle gaz açığa çıkar.
Yaygın olarak kullanılan asitler:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCI, CH 3 OH, NH 3
Yaygın olarak kullanılan bazlar:
OH - , H 2 O, CH3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -
Güçlü ve zayıf asitler ve bazlar
Güçlü asitler
Suda tamamen ayrışan, hidrojen katyonları H + ve anyonlar üreten bu tür asitler. Güçlü bir asit örneği, hidroklorik asit HCI'dir:
HCl (çözelti) + H20 (l) → H30 + (çözelti) + Cl - (çözelti)
Güçlü asit örnekleri: HCI, HBr, HF, HNO3 , H2S04 , HClO4
Güçlü asitlerin listesi
- HCI - hidroklorik asit
- HBr - hidrojen bromür
- HI - hidrojen iyodür
- HNO 3 - nitrik asit
- HClO 4 - perklorik asit
- H2S04 - sülfürik asit
zayıf asitler
Suda sadece kısmen eritin, örneğin HF:
HF (çözelti) + H2O (l) → H3O + (çözelti) + F - (çözelti) - böyle bir reaksiyonda asidin %90'dan fazlası ayrışmaz:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Güçlü ve zayıf asitler, çözeltilerin iletkenliği ölçülerek ayırt edilebilir: iletkenlik iyon sayısına bağlıdır, asit ne kadar güçlüyse, o kadar ayrışmıştır, bu nedenle asit ne kadar güçlüyse, iletkenlik o kadar yüksektir.
zayıf asitlerin listesi
- HF hidroflorik
- H 3 PO 4 fosforik
- H 2 SO 3 kükürtlü
- H 2 S hidrojen sülfür
- H 2 CO 3 kömür
- H 2 SiO 3 silikon
Güçlü bazlar
Güçlü bazlar suda tamamen ayrışır:
NaOH (çözelti) + H20 ↔ NH4
Güçlü bazlar, birinci (alkalinler, alkali metaller) ve ikinci (alkali terrenler, alkali toprak metaller) gruplarındaki metallerin hidroksitlerini içerir.
Güçlü bazların listesi
- NaOH sodyum hidroksit (kostik soda)
- KOH potasyum hidroksit (kostik potas)
- LiOH lityum hidroksit
- Ba(OH) 2 baryum hidroksit
- Ca(OH) 2 kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç)
zayıf bazlar
Su varlığında tersinir bir reaksiyonda OH - iyonları oluşturur:
NH 3 (çözelti) + H 2 O ↔ NH + 4 (çözelti) + OH - (çözelti)
En zayıf bazlar anyonlardır:
F - (çözelti) + H 2 O ↔ HF (çözelti) + OH - (çözelti)
Zayıf bazların listesi
- Mg(OH)2 magnezyum hidroksit
- Fe (OH) 2 demir (II) hidroksit
- Zn(OH) 2 çinko hidroksit
- NH 4 OH amonyum hidroksit
- Fe (OH) 3 demir (III) hidroksit
Asit ve bazların reaksiyonları
Güçlü asit ve güçlü baz
Böyle bir reaksiyona nötrleştirme denir: reaktif miktarı asit ve bazı tamamen ayırmak için yeterliyse, ortaya çıkan çözelti nötr olacaktır.
Örnek:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Zayıf baz ve zayıf asit
Reaksiyonun genel görünümü:
Zayıf baz (çözelti) + H 2 O ↔ Zayıf asit (çözelti) + OH - (çözelti)
Kuvvetli baz ve zayıf asit
Baz tamamen ayrışır, asit kısmen ayrışır, elde edilen çözelti zayıf baz özelliklerine sahiptir:
HX (çözelti) + OH - (çözüm) ↔ H2O + X - (çözüm)
Kuvvetli asit ve zayıf baz
Asit tamamen ayrışır, baz tamamen ayrışmaz:
su ayrışması
Ayrışma, bir maddenin kendisini oluşturan moleküllere parçalanmasıdır. Bir asit veya bazın özellikleri suda bulunan dengeye bağlıdır:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (çözelti) + OH - (çözüm)
K c = / 2
Suyun t=25°'deki denge sabiti: Kc = 1.83⋅10 -6 , ayrıca aşağıdaki eşitlik gerçekleşir: = 10 -14 , buna suyun ayrışma sabiti denir. Saf su için = = 10 -7 , dolayısıyla -lg = 7.0.
Bu değere (-lg) pH denir - hidrojenin potansiyeli. eğer pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, o zaman madde temel özelliklere sahiptir.
pH belirleme yöntemleri
enstrümantal yöntem
Özel bir cihaz pH metre, bir çözeltideki proton konsantrasyonunu elektrik sinyaline dönüştüren bir cihazdır.
Göstergeler
Çözeltinin asitliğine bağlı olarak belirli bir pH aralığında renk değiştiren bir madde, birkaç gösterge kullanarak oldukça doğru bir sonuç elde edebilirsiniz.
Tuz
Tuz, H+ dışında bir katyon ve O2- dışında bir anyon tarafından oluşturulan iyonik bir bileşiktir. Zayıf bir sulu çözeltide, tuzlar tamamen ayrışır.
Bir tuz çözeltisinin asit-baz özelliklerini belirlemek için, çözeltide hangi iyonların bulunduğunu belirlemek ve özelliklerini göz önünde bulundurmak gerekir: güçlü asitlerden ve bazlardan oluşan nötr iyonlar pH'ı etkilemez: suda ne H + ne de OH - iyonları salınmaz. Örneğin, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .
Zayıf asitlerden oluşan anyonlar alkali özellik gösterir (F - , CH 3COO - , CO 2- 3), alkali özellikte katyonlar yoktur.
Birinci ve ikinci grubun metalleri dışındaki tüm katyonlar asidik özelliklere sahiptir.
tampon çözelti
Az miktarda güçlü asit veya güçlü baz eklendiğinde pH'larını koruyan çözeltiler genellikle aşağıdakilerden oluşur:
- Zayıf bir asit, buna karşılık gelen tuz ve zayıf bir bazın karışımı
- Zayıf baz, karşılık gelen tuz ve güçlü asit
Belirli bir asitliğe sahip bir tampon çözelti hazırlamak için, aşağıdakileri dikkate alarak zayıf bir asit veya bazı ilgili tuzla karıştırmak gerekir:
- Tampon çözeltinin etkili olacağı pH aralığı
- Bir çözeltinin kapasitesi, çözeltinin pH'ını etkilemeden eklenebilen kuvvetli asit veya kuvvetli baz miktarıdır.
- Çözeltinin bileşimini değiştirebilecek istenmeyen reaksiyonlar meydana gelmemelidir.
Ölçek:
12.4. Asitlerin ve bazların gücü
Asit-baz dengesinin yer değiştirme yönü aşağıdaki kurala göre belirlenir:
Asit-baz dengesi daha zayıf bir asit ve daha zayıf bir baza doğru kayar.
Bir asit, bir protonu daha kolay bağışladığında daha güçlüdür ve bir baz, bir protonu kabul etmesi ve onu daha sıkı tutması ne kadar kolaysa o kadar güçlüdür. Zayıf bir asidin bir molekülü (veya iyonu) bir proton vermeye meyilli değildir ve zayıf bir bazın bir molekülü (veya iyonu) bunu kabul etmeye meyilli değildir, bu da dengenin onların yönünde kaymasını açıklar. Asitlerin kuvveti ile bazların kuvveti ancak aynı çözücü içinde karşılaştırılabilir.
Asitler farklı bazlarla reaksiyona girebildiğinden, karşılık gelen dengeler bir yönde veya başka bir yönde değişen derecelerde kaydırılacaktır. Bu nedenle, karşılaştırma için, farklı asitlerin kuvvetleri, bu asitlerin protonları çözücü moleküllere ne kadar kolay bağışladıklarını belirler. Bazların mukavemeti de aynı şekilde belirlenir.
Bir su (çözücü) molekülünün bir protonu hem kabul edebildiğini hem de verebildiğini, yani hem asit hem de baz özellikleri gösterdiğini zaten biliyorsunuz. Bu nedenle, hem asitler hem de bazlar, sulu çözeltilerde kuvvet bakımından birbirleriyle karşılaştırılabilir. Aynı çözücüde, bir asidin kuvveti büyük ölçüde A-H bağını kırmanın enerjisine ve bazın kuvveti de oluşan B-H bağının enerjisine bağlıdır.
Bir asidin sulu çözeltilerdeki gücünü nicel olarak karakterize etmek için, belirli bir asidin suyla tersinir reaksiyonunun asit-baz denge sabitini kullanabilirsiniz:
HA + H2OA + H3O. 
Su konsantrasyonunun neredeyse sabit olduğu seyreltik çözeltilerde bir asidin gücünü karakterize etmek için şunu kullanın: asitlik sabiti:
,
Nerede K ila(HA) = Kc·.
Oldukça benzer şekilde, bir bazın gücünü nicel olarak karakterize etmek için, belirli bir bazın suyla tersinir reaksiyonunun asit-baz denge sabitini kullanabilirsiniz:
A + H 2 O AÇIK + OH, 
ve seyreltik solüsyonlarda temellik sabiti
, Nerede K o(HA)= K C .
Uygulamada, bazın gücünü değerlendirmek için, verilen bazdan elde edilen asidin asitlik sabiti ("sözde" eşlenik " asit), çünkü bu sabitler basit bir ilişki ile ilişkilidir.
K o (A) \u003d İLE(H2O) / K ila(ÜZERİNDE).
Başka bir deyişle, baz daha güçlüyse, konjuge asit o kadar zayıftır. Ve tam tersi, asit ne kadar güçlüyse eşlenik baz o kadar zayıftır .
Asitlik ve bazlık sabitleri genellikle deneysel olarak belirlenir. Çeşitli asitlerin asitlik sabitlerinin değerleri Ek 13'te, bazların baz sabitlerinin değerleri Ek 14'te verilmiştir.
Denge durumundaki bir asit veya bazın moleküllerinin ne kadarının su ile reaksiyona girdiğini tahmin etmek için, mol fraksiyonuna benzer (ve homojen) bir değer kullanılır ve buna denir. protoliz derecesi(). asit HA için
.
Burada, "pr" (payda) indeksli değer, HA asit moleküllerinin reaksiyona giren kısmını karakterize eder ve "out" (paydada) indeksli değer, asidin ilk kısmını karakterize eder.
reaksiyon denklemine göre
n pr (HA) = N(H 3 O) = N(A) C pr(ha)= C(H 3 O) = C(A);
== bir · İle ref (AÇIK);
= (1 – bir) · İle ref (AÇIK).
Bu ifadeleri asitlik sabiti denkleminde değiştirerek şunu elde ederiz:
Böylece, asitlik sabiti ve toplam asit konsantrasyonu bilinerek, bu asidin belirli bir çözeltide protoliz derecesi belirlenebilir. Benzer şekilde, bazın bazlık sabiti de protoliz derecesi cinsinden ifade edilebilir, bu nedenle genel bir biçimde
Bu denklem matematiksel bir ifadedir. Ostwald'ın seyreltme yasası. Çözeltiler seyreltik ise, yani başlangıç konsantrasyonu 0,01 mol / l'yi geçmiyorsa, yaklaşık oran kullanılabilir.
K= 2 C ref.
Protoliz derecesinin kaba bir tahmini için, bu denklem 0,1 mol/l'ye kadar olan konsantrasyonlarda da kullanılabilir.
Asit-baz reaksiyonları tersine çevrilebilir süreçlerdir, ancak her zaman değil. Sudaki hidrojen klorür ve hidrojen florür moleküllerinin davranışını göz önünde bulundurun:
Hidrojen klorür molekülü, bir su molekülüne bir proton verir ve bir klorür iyonuna dönüşür. Bu nedenle, suda hidrojen klorür sergiler Bir asidin özellikleri, suyun kendisi bir bazın özelliğidir.. Aynı şey hidrojen florür molekülünde de olur ve bu nedenle hidrojen florür de bir asit özelliği gösterir. Bu nedenle, sulu bir hidrojen klorür çözeltisine hidroklorik (veya hidroklorik) asit denir ve sulu bir hidrojen florür çözeltisine hidroflorik (veya hidroflorik) asit denir. Ancak bu asitler arasında önemli bir fark vardır: hidroklorik asit geri dönüşümsüz (tamamen) fazla su ile reaksiyona girerken, hidroflorik asit geri dönüşümlü ve hafif reaksiyona girer. Bu nedenle, bir hidrojen klorür molekülü bir su molekülüne kolayca bir proton verirken, bir hidrojen florür molekülü bunu zorlukla yapar. Bu nedenle hidroklorik asit güçlü asitler ve hidroflorik - ila zayıf.
Güçlü asitler: HCI, HBr, HI, HClO4 , HClO3 , H2S04 , H2SeO4 , HNO3 ve diğerleri.
Şimdi hidrojen klorür ve hidrojen florür suyu ile reaksiyon denklemlerinin doğru kısımlarına dikkat edelim. Florür iyonu bir protonu kabul edebilir (onu oksonyum iyonundan ayırarak) ve bir hidrojen florür molekülüne dönüşebilir, ancak klorür iyonu bunu yapamaz. Bu nedenle, florür iyonu bir bazın özelliklerini sergilerken, klorür iyonu bu özellikleri göstermez (yalnızca seyreltik çözeltilerde).
Asitler gibi, güçlü Ve zayıf bazlar.
Güçlü baz maddeler, tüm yüksek oranda çözünür iyonik hidroksitleri içerir ("bunlara " alkaliler "), çünkü suda çözündüklerinde hidroksit iyonları tamamen çözeltiye geçer.
Zayıf bazlar arasında NH3 ( KO= 1.74 10 -5) ve diğer bazı maddeler. Ayrıca, metal oluşturucu elementlerin pratik olarak çözünmeyen hidroksitlerini ("metal hidroksitler") içerirler, çünkü bu maddeler su ile etkileşime girdiğinde, yalnızca önemsiz miktarda hidroksit iyonu çözeltiye girer.
Zayıf parçacık bazları (" anyonik bazlar"): F, NO 2, SO 3 2, S 2, CO 3 2, PO 4 3 ve zayıf asitlerden oluşan diğer anyonlar.
Güçlü asitlerden oluşan anyonlar Cl, Br, I, HSO 4, NO 3 ve diğer anyonlar bazik özelliklere sahip değildir.
Güçlü bazların bir parçası olan Li, Na, K, Ca2, Ba2 katyonları ve diğer katyonlar asidik özelliklere sahip değildir.
Asit parçacıkları ve baz parçacıklarına ek olarak, hem asidik hem de bazik özellikler sergileyen parçacıklar da vardır. Su molekülünün bu özelliklerini zaten biliyorsunuz. Bunlar suya ek olarak hidrosülfit iyonu, hidrosülfit iyonu ve benzeri diğer iyonlardır. Örneğin, HSO 3 bir asidin her iki özelliğini de sergiler.
HSO 3 + H 2 O SO 3 + H 3 O ve bazın özellikleri
HSO3 + H20H2S03 + OH.
Bu tür parçacıklara denir amfolitler.
Amfolit parçacıklarının çoğu, protonlarının bir kısmını (HS, HSO 3, HCO 3, H 2 PO 4 , HPO 4 2 ve diğerleri) kaybetmiş zayıf asit molekülleridir. HSO 4 anyonu temel özellikler göstermez ve oldukça güçlü bir asittir ( İLE K = 1.12. 10–2) ve bu nedenle amfolitler için geçerli değildir. Bu tür anyonları içeren tuzlara denir. asit tuzları.
Asit tuzlarına örnekler ve isimleri:
Fark etmiş olabileceğiniz gibi, asit-baz ve redoks reaksiyonlarının pek çok ortak noktası vardır. Şekil 12.3'te gösterilen şema, ortak özellikleri izlemenize ve bu tür reaksiyonlar arasındaki farkları bulmanıza yardımcı olacaktır.
ASİT MUKAVEMETİ, BAZ MUKAVEMETİ, ASİT SABİT, BAZİK SABİT, BİRLEŞİK ASİT, EŞLEŞİK BAZ, PROTOLİZ DERECESİ, Ostwald Seyreltme Kanunu, KUVVETLİ ASİT, ZAYIF ASİT, KUVVETLİ BAZ, ZAYIF BAZ, ALKALİ, ANİ BİR BAZ, AMFOLİTLER, ASİT TUZU
1. Asitlerden hangisi sulu bir çözeltide proton vermeye daha meyillidir a) nitrik veya nitröz, b) sülfürik veya kükürtlü, c) sülfürik veya hidroklorik, d) hidrojen sülfit veya kükürt? Reaksiyon denklemlerini yazın. Tersinir reaksiyonlar durumunda, asitlik sabitleri için ifadeyi yazın.
2. HF ve HCl moleküllerinin atomizasyon enerjilerini karşılaştırın. Bu veriler hidroflorik ve hidroklorik asitlerin gücü ile uyuşuyor mu?
3. Hangi parçacık daha güçlü asittir: a) bir karbonik asit molekülü veya bir hidrokarbonat iyonu, b) bir fosforik asit molekülü, bir dihidrofosfat iyonu veya bir hidrofosfat iyonu, c) bir hidrojen sülfit molekülü veya bir hidrosülfür iyonu?
4. Neden Ek 13'te sülfürik, hidroklorik, nitrik ve diğer bazı asitlerin asitlik sabitlerini bulamıyorsunuz?
5. Eşlenik asit ve bazların bazlık sabiti ile asitlik sabitini birleştiren oranın geçerliliğini kanıtlayın.
6. Su ile reaksiyonların denklemlerini yazınız a) hidrojen bromür ve nitröz asit, b) sülfürik ve kükürtlü asitler, c) nitrik asit ve hidrojen sülfür. Bu işlemler arasındaki farklar nelerdir?
7. Aşağıdaki amfolitler için: HS , HSO 3 , HCO3 , H 2PO 4 , HPO 4 2 , H 2 O - bu parçacıkların suyla reaksiyonları için denklemleri yazın, asitlik ve bazlık için ifadeleri yazın sabitler, uygulama 13 ve 14'ten bu sabitlerin değerlerini yazın. Bu parçacıklarda asidik veya bazik hangi özelliklerin baskın olduğunu belirleyin?
8. Fosforik asit suda çözündüğünde hangi işlemler meydana gelebilir?
Güçlü ve zayıf asitlerin reaktivitesinin karşılaştırılması.
12.5. Oksonyum iyonlarının asit-baz reaksiyonları
Hem asitler hem de bazlar güç, çözünürlük, kararlılık ve diğer bazı özellikler bakımından farklılık gösterir. Güç, bu özelliklerin en önemlisidir. Asitlerin özellikleri, güçlü asitlerin en karakteristik özelliğidir. Güçlü asitlerin çözeltilerinde, asit parçacıkları oksonyum iyonlarıdır. Bu nedenle, bu bölümde oksonyum iyonlarının baz parçacıkları içeren çeşitli maddelerle etkileşimi sırasında meydana gelen çözeltilerdeki reaksiyonları ele alacağız. En güçlü temellerle başlayalım.
a) Oksonyum iyonlarının oksit iyonları ile reaksiyonları
Çok güçlü bazlar arasında en önemlisi, hatırladığınız gibi iyonik maddeler olan temel oksitlerin bir parçası olan oksit iyonudur. Bu iyon en güçlü bazlardan biridir. Bu nedenle, bazik oksitler (örneğin MO bileşimi), suyla reaksiyona girmeseler bile asitlerle kolayca reaksiyona girer. Reaksiyon mekanizması:
Bu reaksiyonlarda oksit iyonunun çözeltiye girecek zamanı yoktur, oksonyum iyonu ile hemen reaksiyona girer. Bu nedenle reaksiyon oksit yüzeyinde ilerler. Bu tür reaksiyonlar, güçlü bir asit ve güçlü bir bazdan çok zayıf bir amfolit (su) oluştuğu için sona erer.
Örnek. Nitrik asidin magnezyum oksit ile reaksiyonu:
MgO + 2HNO 3p = Mg(NO 3) 2p + H2O.
Tüm bazik ve amfoterik oksitler bu şekilde güçlü asitlerle reaksiyona girer, ancak çözünmeyen bir tuz oluşursa, bazı durumlarda reaksiyon çok yavaşlar, çünkü çözünmeyen bir tuz tabakası asidin oksidin yüzeyine nüfuz etmesini engeller (bir örnek, baryum oksidin sülfürik asit ile reaksiyonudur).
b) Oksonyum iyonlarının hidroksit iyonları ile reaksiyonları
Sulu çözeltilerde bulunan tüm baz parçacıklar arasında hidroksit iyonu en güçlü bazdır. Bazlık sabiti (55.5), diğer temel parçacıkların bazlık sabitlerinden birçok kez daha fazladır. Hidroksit iyonları alkalilerin bir parçasıdır ve çözüldüklerinde çözeltiye girerler. Oksonyum iyonlarının hidroksit iyonları ile reaksiyon mekanizması:
.
Örnek 1. Hidroklorik asidin bir sodyum hidroksit çözeltisi ile reaksiyonu:
HCI p + NaOH p \u003d NaCl p + H20.
Bazik oksitlerle olan reaksiyonlar gibi, bu tür reaksiyonlar tamamlanır (geri döndürülemez), çünkü bir protonun bir oksonyum iyonu (güçlü bir asit) tarafından transfer edilmesinin bir sonucu olarak, K K = 55.5) hidroksit iyonu (kuvvetli baz, K O \u003d 55.5), su molekülleri oluştu (çok zayıf amfolit, K k= K O = 1,8 10 -16).
Asitlerin bazlarla (alkaliler dahil) reaksiyonlarına nötralizasyon reaksiyonları dendiğini hatırlayın.
Saf suyun oksonyum iyonları ve hidroksit iyonları (su otoprotolizi nedeniyle) içerdiğini zaten biliyorsunuz, ancak konsantrasyonları eşit ve son derece önemsiz: İle(H3O) \u003d İle(OH) \u003d 10-7 mol / l. Bu nedenle, sudaki varlıkları neredeyse algılanamaz.
Aynı durum asit veya baz olmayan maddelerin çözeltilerinde de görülür. Bu tür çözümler denir doğal.
Ancak suya asitli bir madde veya bazik bir madde eklenirse, çözeltide bu iyonlardan birinin fazlası ortaya çıkar. çözüm olacak ekşi veya alkalin.
Hidroksit iyonları sadece alkalilerin değil, aynı zamanda pratik olarak çözünmeyen bazların yanı sıra amfoterik hidroksitlerin (bu açıdan amfoterik hidroksitler iyonik bileşikler olarak kabul edilebilir) bir parçasıdır. Tüm bu maddelerle oksonyum iyonları da reaksiyona girer ve bazik oksitlerde olduğu gibi reaksiyon katının yüzeyinde ilerler. M(OH)2 hidroksit bileşimi için reaksiyon mekanizması:
.
Örnek 2. Bir sülfürik asit çözeltisinin bakır hidroksit ile reaksiyonu. Hidrosülfat iyonu oldukça güçlü bir asit olduğundan ( K K 0.01), protolizinin tersinirliği ihmal edilebilir ve bu reaksiyonun denklemleri aşağıdaki gibi yazılabilir:
Cu(OH) 2 + 2H30 = Cu2 + 4H20
Cu(OH)2 + H2S04p = CuS04 + 2H20.
c) Oksonyum iyonlarının zayıf bazlarla reaksiyonları
Alkali çözeltilerde olduğu gibi, zayıf baz çözeltileri de hidroksit iyonları içerir, ancak konsantrasyonları, baz parçacıklarının kendi konsantrasyonlarından birçok kez daha düşüktür (bu oran, bazın protoliz derecesine eşittir). Bu nedenle, hidroksit iyonlarının nötralizasyon reaksiyonunun hızı, baz parçacıkların kendilerinin nötralizasyon reaksiyonunun hızından birçok kez daha düşüktür. Bu nedenle, oksonyum iyonları ile baz parçacıkları arasındaki reaksiyon baskın olacaktır.
Örnek 1. Hidroklorik asidin nötrleştirilmesinin amonyak çözeltisi ile reaksiyonu:
.
Reaksiyon sonucunda amonyum iyonları elde edilir (zayıf asit, K K = 6 10 -10) ve su molekülleri, ancak başlangıç reaktiflerinden biri (amonyak) olduğundan baz zayıftır ( K O = 2 10 -5), o zaman reaksiyon tersine çevrilebilir
Ancak içindeki denge çok güçlü bir şekilde sağa (reaksiyon ürünlerine doğru) kaydırılır, öyle ki bu reaksiyonun moleküler denklemini eşittir işaretiyle yazarken tersinirlik genellikle ihmal edilir:
HCIp + NH3p = NH4CIp + H20.
Örnek 2. Hidrobromik asidin sodyum bikarbonat çözeltisi ile reaksiyonu. Bir amfolit olan bikarbonat iyonu, oksonyum iyonlarının varlığında zayıf bir baz gibi davranır:
Ortaya çıkan karbonik asit, sulu çözeltilerde yalnızca çok küçük konsantrasyonlarda bulunabilir. Konsantrasyon arttıkça ayrışır. Ayrışma mekanizması aşağıdaki gibi hayal edilebilir:
Özet kimyasal denklemler:
H 3 O + HCO 3 \u003d CO 2 + 2H 2 O
HBrp + NaHCO3p = NaBrp + CO2 + H20.
Örnek 3. Perklorik asit ve potasyum karbonat çözeltileri döküldüğünde meydana gelen reaksiyonlar. Karbonat iyonu da hidrokarbonat iyonundan daha güçlü olmasına rağmen zayıf bir bazdır. Bu iyonlar ile oksonyum iyonu arasındaki reaksiyonlar tamamen benzerdir. Koşullara bağlı olarak, reaksiyon bir bikarbonat iyonu oluşumu aşamasında durabilir ve ayrıca karbondioksit oluşumuna da yol açabilir:
a) H3O + CO3 \u003d HCO3 + H20
HCIO 4p + K2C03p = KClO 4p + KHCO 3p;
b) 2H 3 O + CO 3 \u003d CO 2 + 3H 2 O
2HClO 4p + K2CO3p = 2KClO4p + CO2 + H20.
Baz parçacıkları içeren tuzlar suda çözünmezken bile benzer reaksiyonlar devam eder. Bazik oksitlerde veya çözünmeyen bazlarda olduğu gibi, bu durumda da reaksiyon çözünmeyen tuzun yüzeyinde ilerler.
Örnek 4 Hidroklorik asit ve kalsiyum karbonat arasındaki reaksiyon:
CaCO3 + 2H3O \u003d Ca2 + CO2 + 3H20
CaCO 3p + 2HCl p \u003d CaCl 2p + CO2 + H20.
Bu tür reaksiyonlara bir engel, tabakası oksonyum iyonlarının reaktifin yüzeyine nüfuz etmesini engelleyecek olan çözünmeyen bir tuzun oluşumu olabilir (örneğin, kalsiyum karbonatın sülfürik asit ile etkileşimi durumunda).
NÖTR ÇÖZELTİ, ASİT ÇÖZELTİ, ALKALİ ÇÖZELTİ, NÖTRALİZASYON REAKSİYONU.
1. Oksonyum iyonlarının aşağıdaki maddeler ve parçacıklarla reaksiyon mekanizmalarının şemalarını yapın: FeO, Ag 2 O, Fe (OH) 3, HSO 3, PO 4 3 ve Cu 2 (OH) 2 CO 3. Şemalara göre iyonik reaksiyon denklemlerini oluşturun.
2. Oksonyum iyonları aşağıdaki oksitlerden hangisiyle reaksiyona girer: CaO, CO, ZnO, SO 2, B 2 O 3, La 2 O 3? Bu reaksiyonlar için iyonik denklemleri yazın.
3. Oksonyum iyonları aşağıdaki hidroksitlerden hangisiyle reaksiyona girer: Mg (OH) 2, B (OH) 3, Te (OH) 6, Al (OH) 3? Bu reaksiyonlar için iyonik denklemleri yazın.
4. Hidrobromik asidin aşağıdaki maddelerin çözeltileriyle reaksiyonları için iyonik ve moleküler denklemler yapın: Na2C03 , K2S03 , Na2SiO3 , KHCO3 .
5.Bir nitrik asit çözeltisinin aşağıdaki maddelerle reaksiyonları için iyonik ve moleküler denklemleri oluşturun: Cr(OH)3 , MgCO3 , PbO.
Kuvvetli asit çözeltilerinin bazlar, bazik oksitler ve tuzlarla reaksiyonları.
12.6. Zayıf asitlerin asit-baz reaksiyonları
Güçlü asitlerin çözeltilerinden farklı olarak, zayıf asitlerin çözeltilerinde asit parçacıkları olarak sadece oksonyum iyonları değil, aynı zamanda asit molekülleri de bulunur ve oksonyum iyonlarından çok daha fazla asit molekülü vardır. Bu nedenle, bu solüsyonlarda baskın reaksiyon, oksonyum iyonlarının reaksiyonu değil, asit partiküllerinin baz partiküllerle reaksiyonu olacaktır. Zayıf asitleri içeren reaksiyonların hızı, her zaman güçlü asitleri içeren benzer reaksiyonların oranından daha azdır. Bu reaksiyonların bazıları geri dönüşümlüdür ve reaksiyonda yer alan asit ne kadar fazlaysa o kadar zayıftır.
a) Zayıf asitlerin oksit iyonları ile reaksiyonları
Bu, geri dönüşümsüz olarak ilerleyen zayıf asitlerin tek reaksiyon grubudur. Reaksiyonun hızı asidin gücüne bağlıdır. Bazı zayıf asitler (hidrosülfürik, karbonik vb.) düşük aktif bazik ve amfoterik oksitlerle (CuO, FeO, Fe 2 O 3 , Al 3 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 , vb.) reaksiyona girmez.
Örnek. Manganez(II) oksit ve asetik asit çözeltisi arasındaki reaksiyon. Bu reaksiyonun mekanizması:
Reaksiyon denklemleri:
MnO + 2CH3COOH = Mn2 + 2CH3COO + H20
MnO + 2CH3COOH p \u003d Mn (CH3COO) 2p + H20. (Asetik asit tuzlarına asetat denir)
b) Zayıf asitlerin hidroksit iyonları ile reaksiyonları
Örnek olarak, fosforik (ortofosforik) asit moleküllerinin hidroksit iyonlarıyla nasıl reaksiyona girdiğini düşünün:
Reaksiyon sonucunda su molekülleri ve dihidrojen fosfat iyonları elde edilir.
Bu reaksiyonun tamamlanmasından sonra çözeltide hidroksit iyonları kalırsa, amfolit olan dihidrofosfat iyonları bunlarla reaksiyona girer:
Aynı zamanda amfolitler olan ve fazla hidroksit iyonları ile reaksiyona girebilen hidrofosfat iyonları oluşur:
.
Bu reaksiyonlar için iyonik denklemler
H3PO4 + OH H2PO4 + H20;
H2PO4 + OHHP042 + H20;
HPO 4 + OH PO 4 3 + H20.
Bu tersinir reaksiyonların dengeleri sağa kaydırılır. Fazla alkali çözeltide (örneğin, NaOH), tüm bu reaksiyonlar neredeyse geri döndürülemez şekilde ilerler, bu nedenle moleküler denklemleri genellikle aşağıdaki gibi yazılır:
H3PO4p + NaOHp = NaH2PO4p + H20;
NaH2PO4p + NaOHp = Na2HP04p;
Na2HP04p + NaOH p \u003d Na3P04p + H20.
Bu reaksiyonların hedef ürünü sodyum fosfat ise, genel denklem şu şekilde de yazılabilir:
H3PO4 + 3NaOH \u003d Na3P04 + 3H20.
Böylece asit-baz etkileşimine giren bir fosforik asit molekülü sırayla bir, iki veya üç proton verebilir. Benzer bir süreçte, bir hidrosülfid asit molekülü (H2S) bir veya iki proton verebilir ve bir nitröz asit molekülü (HNO2) yalnızca bir proton verebilir. Buna göre, bu asitler şu şekilde sınıflandırılır: tribazik, bibazik ve tek-bazlı.
Bazın karşılık gelen özelliği denir asitlik
Tekli asit bazlarının örnekleri NaOH, KOH; diasit bazlarının örnekleri Ca (OH) 2, Ba (OH) 2'dir.
Zayıf asitlerin en güçlüsü, çözünmeyen bazların ve hatta amfoterik hidroksitlerin bir parçası olan hidroksit iyonlarıyla da reaksiyona girebilir.
c) Zayıf asitlerin zayıf bazlarla reaksiyonları
Bu reaksiyonların neredeyse tamamı geri dönüşümlüdür. Genel kurala göre, bu tür tersinir reaksiyonlarda dengeler daha zayıf asitlere ve daha zayıf bazlara doğru kayar.
ASİTİN BAZLIĞI, BAZIN ASİTLİĞİ.
1. Formik asit ile aşağıdaki maddeler arasında sulu bir çözeltide meydana gelen reaksiyonların mekanizmalarının diyagramlarını yapın: Fe203, KOH ve Fe (OH) 3. Şemalara göre bu reaksiyonların iyonik ve moleküler denklemlerini oluşturun. (tetraaquazinc iyon) ve 3aq sulu+ H 3 O.
4. Bu çözeltideki denge a) suyla seyreltildiğinde, b) kuvvetli asit çözeltisi eklendiğinde hangi yöne kayar?
tanımladık hidroliz hakkında bazı gerçekleri hatırladı tuzlar. Şimdi güçlü ve zayıf asitleri tartışacağız ve hidroliz "senaryosunun" tam olarak bu tuzu hangi asit ve hangi bazın oluşturduğuna bağlı olduğunu öğreneceğiz.
← Tuzların hidrolizi. Bölüm I
Güçlü ve zayıf elektrolitler
Size tüm asitlerin ve bazların şartlı olarak bölünebileceğini hatırlatmama izin verin. güçlü Ve zayıf. Güçlü asitler (ve genel olarak güçlü elektrolitler) sulu çözeltide neredeyse tamamen ayrışır. Zayıf elektrolitler az miktarda iyonlara ayrışır.
Güçlü asitler şunları içerir:
- H2S04 (sülfürik asit),
- HClO 4 (perklorik asit),
- HCIO 3 (klorik asit),
- HNO 3 (nitrik asit),
- HCI (hidroklorik asit),
- HBr (hidrobromik asit),
- HI (hidroiyodik asit).
Aşağıdakiler zayıf asitlerin bir listesidir:
- H 2 S03 (kükürtlü asit),
- H 2 CO 3 (karbonik asit),
- H 2 SiO 3 (silisik asit),
- H3PO3 (fosfor asidi),
- H3PO4 (ortofosforik asit),
- HCIO 2 (kloröz asit),
- HCIO (hipokloröz asit),
- HNO 2 (nitröz asit),
- HF (hidroflorik asit),
- H2S (hidrosülfürik asit),
- çoğu organik asit, örneğin asetik (CH3COOH).
Doğada var olan tüm asitleri listelemek doğal olarak imkansızdır. Yalnızca en "popüler" olanlar listelenir. Asitlerin güçlü ve zayıf olarak bölünmesinin oldukça keyfi olduğu da anlaşılmalıdır.
Güçlü ve zayıf bazlarla işler çok daha basit. Çözünürlük tablosunu kullanabilirsiniz. Tüm güçlü bazlar çözünür baz suda, NH 4OH hariç. Bu maddelere alkaliler denir (NaOH, KOH, Ca(OH)2 vb.)
Zayıf bazlar:
- tüm suda çözünmeyen hidroksitler (örn. Fe(OH)3 , Cu(OH)2 vb.),
- NH4OH (amonyum hidroksit).
Tuz hidrolizi. Ana unsurlar
Bu makaleyi okuyanlara, sohbetin ana konusunu çoktan unutmuş ve bir yere gitmişiz gibi görünebilir. Bu yanlış! Asitler ve bazlar, güçlü ve zayıf elektrolitler hakkındaki konuşmamız doğrudan tuzların hidrolizi ile ilgilidir. Şimdi buna ikna olacaksınız.
Öyleyse size temel gerçekleri vermeme izin verin:
- Tüm tuzlar hidrolize uğramaz. Var olmak hidrolitik olarak kararlı sodyum klorür gibi bileşikler.
- Tuzların hidrolizi tam (geri çevrilemez) ve kısmi (geri çevrilebilir) olabilir.
- Hidroliz reaksiyonu sırasında bir asit veya baz oluşur, ortamın asitliği değişir.
- Hidrolizin temel olasılığı, karşılık gelen reaksiyonun yönü, tersinirliği veya tersinmezliği belirlenir. asit gücü Ve kuruluş zoruyla bu tuzu oluşturanlar.
- Karşılık gelen asidin gücüne ve sırasıyla. bazlar, tüm tuzlar bölünebilir 4 grup. Bu grupların her birinin kendi hidroliz "senaryosu" vardır.
Örnek 4. Tuz NaNO 3, güçlü bir asit (HNO 3) ve güçlü bir bazdan (NaOH) oluşur. Hidroliz olmaz, yeni bileşikler oluşmaz, ortamın asitliği değişmez.
Örnek 5. Tuz NiS04, güçlü bir asit (H2S04) ve zayıf bir bazdan (Ni (OH)2) oluşur. Katyonda hidroliz meydana gelir, reaksiyon sırasında bir asit ve bir bazik tuz oluşur.
Örnek 6. Potasyum karbonat, zayıf bir asit (H2CO3) ve güçlü bir bazdan (KOH) oluşur. Anyon hidrolizi, alkali ve asit tuzu oluşumu. Alkali çözelti.
Örnek 7. Alüminyum sülfit, zayıf bir asit (H2S) ve zayıf bir bazdan (Al (OH) 3) oluşur. Hidroliz hem katyonda hem de anyonda gerçekleşir. geri dönüşü olmayan reaksiyon. İşlem sırasında H2S ve alüminyum hidroksit oluşur. Ortamın asitliği biraz değişir.
Kendin dene:
Alıştırma 2. Aşağıdaki tuzlar ne türdür: FeCl3 , Na3PO3 , KBr, NH4NO2 ? Bu tuzlar hidrolize uğrar mı? Katyon mu anyon mu? Reaksiyon sırasında ne oluşur? Ortamın asitliği nasıl değişir? Reaksiyon denklemleri henüz yazılamaz.
4 tuz grubunu sırayla tartışmak ve her biri için belirli bir hidroliz "senaryosu" vermek bize kalır. Bir sonraki bölümde zayıf bir baz ve güçlü bir asitten oluşan tuzlarla başlayacağız.
Bazların ve amfoterik hidroksitlerin kimyasal özelliklerini tartışmadan önce, ne olduğunu açıkça tanımlayalım mı?
1) Bazlar veya bazik hidroksitler, +1 veya +2 oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri içerir, örn. formülleri ya MeOH ya da Me(OH)2 olarak yazılır. Ancak, istisnalar vardır. Dolayısıyla, Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 hidroksitleri bazlara ait değildir.
2) Amfoterik hidroksitler, +3, +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitleri ve istisna olarak Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 hidroksitleri içerir. +4 oksidasyon durumundaki metal hidroksitler, USE atamalarında bulunmaz, bu nedenle dikkate alınmayacaktır.
Bazların kimyasal özellikleri
Tüm bazlar ayrılır:
Berilyum ve magnezyumun toprak alkali metaller olmadığını hatırlayın.
Suda çözünür olmalarına ek olarak, alkaliler sulu çözeltilerde çok iyi ayrışır, çözünmeyen bazlar ise düşük ayrışma derecesine sahiptir.
Çözünürlükteki bu fark ve alkaliler ile çözünmeyen hidroksitler arasındaki ayrışma yeteneği, sırasıyla kimyasal özelliklerinde gözle görülür farklılıklara yol açar. Bu nedenle, özellikle alkaliler kimyasal olarak daha aktif bileşiklerdir ve genellikle çözünmeyen bazların girmediği reaksiyonlara girebilirler.
Bazların asitlerle reaksiyonu
Alkaliler, çok zayıf ve çözünmez olanlar da dahil olmak üzere kesinlikle tüm asitlerle reaksiyona girer. Örneğin:
Çözünmeyen bazlar hemen hemen tüm çözünür asitlerle reaksiyona girer, çözünmeyen silisik asit ile reaksiyona girmez:
Me (OH) 2 formunun genel formülüne sahip hem güçlü hem de zayıf bazların asit içermeyen bazik tuzlar oluşturabileceğine dikkat edilmelidir, örneğin:
Asit oksitlerle etkileşim
Alkaliler, tuzları ve genellikle suyu oluşturmak için tüm asidik oksitlerle reaksiyona girer:
Çözünmeyen bazlar, kararlı asitlere karşılık gelen tüm yüksek asit oksitlerle, örneğin P205, S03, N205 ile orta tuzların oluşumu ile reaksiyona girebilir:
Me (OH) 2 formunun çözünmeyen bazları, su mevcudiyetinde karbon dioksit ile yalnızca bazik tuzların oluşumu ile reaksiyona girer. Örneğin:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Olağanüstü inertliği nedeniyle silikon dioksit ile yalnızca en güçlü bazlar, alkaliler reaksiyona girer. Bu durumda normal tuzlar oluşur. Reaksiyon çözünmeyen bazlarla ilerlemez. Örneğin:
Bazların amfoterik oksitler ve hidroksitlerle etkileşimi
Tüm alkaliler, amfoterik oksitler ve hidroksitlerle reaksiyona girer. Reaksiyon, bir amfoterik oksit veya hidroksitin katı bir alkali ile kaynaştırılmasıyla gerçekleştirilirse, böyle bir reaksiyon, hidrojen içermeyen tuzların oluşumuna yol açar:
Sulu alkali çözeltileri kullanılırsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:
Alüminyum durumunda, Na tuzu yerine fazla konsantre alkalinin etkisi altında Na3 tuzu oluşur:
Bazların tuzlarla etkileşimi
Herhangi bir baz, yalnızca iki koşul aynı anda karşılanırsa herhangi bir tuzla reaksiyona girer:
1) başlangıç bileşiklerinin çözünürlüğü;
2) reaksiyon ürünleri arasında bir çökelti veya gazın varlığı
Örneğin:
Bazların termal kararlılığı
Ca(OH)2 dışındaki tüm alkaliler ısıya dayanıklıdır ve ayrışmadan erir.
Tüm çözünmeyen bazlar ve ayrıca az çözünür Ca (OH) 2 ısıtıldığında ayrışır. Kalsiyum hidroksit için en yüksek ayrışma sıcaklığı yaklaşık 1000 o C'dir:
Çözünmeyen hidroksitler çok daha düşük ayrışma sıcaklıklarına sahiptir. Örneğin, bakır (II) hidroksit zaten 70 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda ayrışır:
Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri
Amfoterik hidroksitlerin asitlerle etkileşimi
Amfoterik hidroksitler güçlü asitlerle reaksiyona girer:
+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani Me (OH) 3 tipi, H 2 S, H 2 SO 3 ve H 2 CO 3 gibi asitlerle reaksiyona girmezler çünkü bu tür reaksiyonlar sonucu oluşabilecek tuzlar geri dönüşümsüz hidrolize maruz kalırlar. orijinal amfoterik hidroksit ve karşılık gelen asit:
Amfoterik hidroksitlerin asit oksitlerle etkileşimi
Amfoterik hidroksitler, kararlı asitlere (S03, P205, N205) karşılık gelen daha yüksek oksitlerle reaksiyona girer:
+3 oksidasyon durumundaki amfoterik metal hidroksitler, yani Me (OH) 3 yazın, asit oksitler SO 2 ve CO 2 ile reaksiyona girmeyin.
Amfoterik hidroksitlerin bazlarla etkileşimi
Bazlardan amfoterik hidroksitler sadece alkalilerle reaksiyona girer. Bu durumda, sulu bir alkali çözeltisi kullanılırsa, hidrokso kompleks tuzları oluşur:
Ve amfoterik hidroksitler katı alkalilerle kaynaştığında susuz analogları elde edilir:
Amfoterik hidroksitlerin bazik oksitlerle etkileşimi
Amfoterik hidroksitler, alkali ve toprak alkali metallerin oksitleri ile kaynaştıklarında reaksiyona girerler:
Amfoterik hidroksitlerin termal bozunması
Tüm amfoterik hidroksitler suda çözünmez ve herhangi bir çözünmeyen hidroksit gibi, karşılık gelen oksit ve suya ısıtıldığında ayrışır.
