Fundações – substâncias complexas que consistem em um cátion metálico Me + (ou um cátion semelhante a um metal, por exemplo, um íon amônio NH 4 +) e um ânion hidróxido OH -.

Com base na sua solubilidade em água, as bases são divididas em solúvel (álcali) E bases insolúveis . também tem motivos instáveis que se decompõem espontaneamente.

Obtendo o terreno

1. Interação dos óxidos básicos com a água. Ao mesmo tempo, eles reagem com a água apenas em condições normais aqueles óxidos que correspondem a uma base solúvel (álcali). Aqueles. assim você só consegue álcalis:

óxido básico + água = base

Por exemplo , óxido de sódio formas na água hidróxido de sódio(hidróxido de sódio):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Ao mesmo tempo sobre óxido de cobre (II) Com água não reage:

CuO + H 2 O ≠

2. Interação dos metais com a água. Em que reagir com águaem condições normaisapenas metais alcalinos(lítio, sódio, potássio, rubídio, césio), cálcio, estrôncio e bário.Nesse caso, ocorre uma reação redox, o hidrogênio atua como agente oxidante e um metal atua como agente redutor.

metal + água = álcali + hidrogênio

Por exemplo, potássio reage com água muito violento:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Eletrólise de soluções de alguns sais de metais alcalinos. Como regra, para obter álcalis, a eletrólise é submetida a soluções de sais formadas por metais alcalinos ou alcalino-terrosos e ácidos anóxicos (exceto fluorídrico) - cloretos, brometos, sulfetos, etc. Esta questão é discutida com mais detalhes no artigo .

Por exemplo , eletrólise do cloreto de sódio:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. As bases são formadas pela interação de outros álcalis com sais. Nesse caso, apenas substâncias solúveis interagem e um sal insolúvel ou base insolúvel deve se formar nos produtos:

ou

lixívia + sal 1 = sal 2 ↓ + lixívia

Por exemplo: carbonato de potássio reage em solução com hidróxido de cálcio:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Por exemplo: cloreto de cobre (II) reage em solução com hidróxido de sódio. Ao mesmo tempo, cai precipitado azul de hidróxido de cobre (II):

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Propriedades químicas de bases insolúveis

1. Bases insolúveis interagem com ácidos fortes e seus óxidos (e alguns ácidos médios). Ao mesmo tempo, eles formam sal e água.

base insolúvel + ácido = sal + água

base insolúvel + óxido ácido = sal + água

Por exemplo ,hidróxido de cobre (II) interage com ácido clorídrico forte:

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

Neste caso, o hidróxido de cobre (II) não interage com o óxido ácido fracoácido carbônico - dióxido de carbono:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. As bases insolúveis se decompõem quando aquecidas em óxido e água.

Por exemplo, hidróxido de ferro (III) se decompõe em óxido de ferro (III) e água quando calcinado:

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

3. Bases insolúveis não interagemcom óxidos e hidróxidos anfóteros.

base insolúvel + óxido anfotérico ≠

base insolúvel + hidróxido anfotérico ≠

4. Algumas bases insolúveis podem atuar comoagentes redutores. Agentes redutores são bases formadas por metais com mínimo ou estado de oxidação intermediário, que podem aumentar seu estado de oxidação (hidróxido de ferro (II), hidróxido de cromo (II), etc.).

Por exemplo , hidróxido de ferro (II) pode ser oxidado com oxigênio atmosférico na presença de água em hidróxido de ferro (III):

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

Propriedades químicas dos álcalis

1. Os álcalis interagem com qualquer ácidos - fortes e fracos . Neste caso, sal e água são formados. Essas reações são chamadas reações de neutralização. Possivelmente educação sal ácido, se o ácido é polibásico, em uma certa proporção de reagentes, ou em excesso de ácido. EM excesso de álcali sal médio e água são formados:

álcali (excesso) + ácido \u003d meio sal + água

álcali + ácido polibásico (excesso) = sal ácido + água

Por exemplo , o hidróxido de sódio, ao interagir com o ácido fosfórico tribásico, pode formar 3 tipos de sais: dihidrofosfatos, fosfatos ou hidrofosfatos.

Nesse caso, os diidrofosfatos são formados em excesso de ácido ou na proporção molar (a proporção das quantidades de substâncias) dos reagentes 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Com uma proporção molar da quantidade de álcali e ácido 2: 1, os hidrofosfatos são formados:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

Em excesso de álcali, ou em uma proporção molar de álcali e ácido de 3:1, forma-se um fosfato de metal alcalino.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Os álcalis interagem comóxidos e hidróxidos anfóteros. Em que sais comuns são formados na fusão , A em solução - sais complexos .

álcali (fundido) + óxido anfótero = sal médio + água

lixívia (fundir) + hidróxido anfotérico = sal médio + água

álcali (solução) + óxido anfótero = sal complexo

álcali (solução) + hidróxido anfótero = sal complexo

Por exemplo , quando o hidróxido de alumínio reage com o hidróxido de sódio no derretimento aluminato de sódio é formado. O hidróxido mais ácido forma um resíduo ácido:

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

A em solução um sal complexo é formado:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Preste atenção em como a fórmula de um sal complexo é compilada:primeiro escolhemos o átomo central (paravia de regra, é um metal do hidróxido anfótero).Em seguida, adicione a ele ligantes- no nosso caso, são íons de hidróxido. O número de ligantes é, via de regra, 2 vezes maior que o estado de oxidação do átomo central. Mas o complexo de alumínio é uma exceção, seu número de ligantes costuma ser 4. Colocamos o fragmento resultante entre colchetes - este é um íon complexo. Determinamos sua carga e adicionamos o número necessário de cátions ou ânions de fora.

3. Álcalis interagem com óxidos ácidos. É possível formar azedo ou sal médio, dependendo da proporção molar de óxido alcalino e ácido. Em excesso de álcali forma-se um sal médio e em excesso de óxido ácido forma-se um sal ácido:

álcali (excesso) + óxido ácido \u003d sal médio + água

ou:

álcali + óxido ácido (excesso) = sal ácido

Por exemplo , ao interagir excesso de hidróxido de sódio Com dióxido de carbono, carbonato de sódio e água são formados:

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

E ao interagir excesso de dióxido de carbono com hidróxido de sódio, apenas bicarbonato de sódio é formado:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Os álcalis interagem com os sais. álcalis reagem apenas com sais solúveis em solução, providenciou que produtos formam gás ou precipitam . Essas reações ocorrem de acordo com o mecanismo troca iônica.

álcali + sal solúvel = sal + hidróxido correspondente

Os álcalis interagem com soluções de sais metálicos, que correspondem a hidróxidos insolúveis ou instáveis.

Por exemplo, hidróxido de sódio interage com sulfato de cobre em solução:

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

Também álcalis interagem com soluções de sais de amônio.

Por exemplo , o hidróxido de potássio interage com a solução de nitrato de amônio:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Quando sais de metais anfóteros interagem com um excesso de álcali, forma-se um sal complexo!

Vejamos esta questão com mais detalhes. Se o sal formado pelo metal ao qual hidróxido anfótero , interage com uma pequena quantidade de álcali, então a reação de troca usual prossegue e precipitao hidróxido deste metal .

Por exemplo , excesso de sulfato de zinco reage em solução com hidróxido de potássio:

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

No entanto, nesta reação, não é formada uma base, mas hidróxido anfotérico. E, como mencionamos acima, hidróxidos anfóteros dissolvem-se em excesso de álcalis para formar sais complexos . T Assim, durante a interação do sulfato de zinco com excesso de solução alcalina um sal complexo é formado, nenhum precipitado é formado:

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

Assim, obtemos 2 esquemas para a interação de sais metálicos, que correspondem a hidróxidos anfóteros, com álcalis:

sal de metal anfótero (excesso) + álcali = hidróxido anfotérico↓ + sal

sal de amph.metal + álcali (excesso) = sal complexo + sal

5. Álcalis interagem com sais ácidos.Neste caso, formam-se sais médios ou sais menos ácidos.

sal azedo + álcali \u003d sal médio + água

Por exemplo , Hidrossulfito de potássio reage com hidróxido de potássio para formar sulfito de potássio e água:

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

É muito conveniente determinar as propriedades dos sais ácidos quebrando mentalmente um sal ácido em 2 substâncias - um ácido e um sal. Por exemplo, quebramos o bicarbonato de sódio NaHCO 3 em ácido úrico H 2 CO 3 e carbonato de sódio Na 2 CO 3 . As propriedades do bicarbonato são amplamente determinadas pelas propriedades do ácido carbônico e pelas propriedades do carbonato de sódio.

6. Álcalis interagem com metais em solução e derretem. Neste caso, ocorre uma reação redox, na solução sal complexo E hidrogênio, na fusão - sal médio E hidrogênio.

Observação! Apenas esses metais reagem com álcalis em solução, em que o óxido com o estado de oxidação positivo mínimo do metal é anfótero!

Por exemplo , ferro não reage com uma solução alcalina, o óxido de ferro (II) é básico. A alumínio dissolve-se em uma solução aquosa de álcali, o óxido de alumínio é anfótero:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalis interagem com não-metais. Nesse caso, ocorrem reações redox. Geralmente, não-metais desproporcional em álcalis. não reaja com álcalis oxigênio, hidrogênio, nitrogênio, carbono e gases inertes (hélio, neônio, argônio, etc.):

NaOH + O2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Enxofre, cloro, bromo, iodo, fósforo e outros não metais desproporcional em álcalis (ou seja, auto-oxidação-auto-reparação).

Por exemplo, cloroao interagir com álcali frio entra nos estados de oxidação -1 e +1:

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

Cloro ao interagir com lixívia quente entra nos estados de oxidação -1 e +5:

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

Silício oxidado por álcalis a um estado de oxidação de +4.

Por exemplo, em solução:

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

O flúor oxida os álcalis:

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

Você pode ler mais sobre essas reações no artigo.

8. Os álcalis não se decompõem quando aquecidos.

A exceção é o hidróxido de lítio:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

a) obter uma razão.

1) Um método comum para obtenção de bases é a reação de troca, com a qual podem ser obtidas tanto bases insolúveis quanto solúveis:

CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 .

Quando bases solúveis são obtidas por este método, um sal insolúvel precipita.

2) Os álcalis também podem ser obtidos pela interação de metais alcalinos e alcalino-terrosos ou seus óxidos com água:

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2,

SrO + H 2 O \u003d Sr (OH) 2.

3) Alkalis em tecnologia são geralmente obtidos por eletrólise de soluções aquosas de cloretos:

b)químicopropriedades básicas.

1) A reação mais característica das bases é sua interação com os ácidos - a reação de neutralização. Inclui álcalis e bases insolúveis:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d СuSO 4 + 2 H 2 O.

2) Foi mostrado acima como os álcalis interagem com os óxidos ácidos e anfóteros.

3) Quando os álcalis interagem com sais solúveis, um novo sal e uma nova base são formados. Tal reação só se completa quando pelo menos uma das substâncias resultantes precipita.

FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Quando aquecidas, a maioria das bases, com exceção dos hidróxidos de metais alcalinos, se decompõe no óxido correspondente e na água:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

ÁCIDO - Compostos cujas moléculas são constituídas por um ou mais átomos de hidrogênio e resíduo ácido. A composição dos ácidos pode ser expressa Fórmula geral H x A, onde A é um resíduo de ácido. Átomos de hidrogênio em ácidos podem ser substituídos ou trocados por átomos de metal, e os sais são formados.

Se o ácido contiver um desses átomos de hidrogênio, então é um ácido monobásico (HCl - clorídrico, HNO 3 - nítrico, HClO - hipocloroso, CH 3 COOH - acético); dois átomos de hidrogênio - ácidos dibásicos: H 2 SO 4 - sulfúrico, H 2 S - sulfeto de hidrogênio; três átomos de hidrogênio são tribásicos: H 3 PO 4 - ortofosfórico, H 3 AsO 4 - ortoarsênico.

Dependendo da composição do resíduo ácido, os ácidos são divididos em anóxicos (H 2 S, HBr, HI) e contendo oxigênio (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). Nas moléculas de ácidos contendo oxigênio, os átomos de hidrogênio são conectados através do oxigênio ao átomo central: H - O - E. Os nomes dos ácidos livres de oxigênio são formados a partir da raiz do nome russo do não-metal, a conexão vogal - O- e as palavras "hidrogênio" (H 2 S - sulfeto de hidrogênio). Os nomes dos ácidos contendo oxigênio são dados da seguinte forma: se um não-metal (menos freqüentemente um metal), que faz parte do resíduo ácido, está em o mais alto grau oxidação, então os sufixos são adicionados à raiz do nome russo do elemento -n-, -ev-, ou - ov- e depois terminando -e eu-(H 2 SO 4 - sulfúrico, H 2 CrO 4 - cromo). Se o estado de oxidação do átomo central for menor, o sufixo é usado -ist-(H 2 SO 3 - sulfuroso). Se um não-metal forma uma série de ácidos, outros sufixos também são usados ​​(HClO - cloro ovatista aya, HClO 2 - cloro ist aya, HClO 3 - cloro oval aya, HClO 4 - cloro n e eu).

COM
do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica, os ácidos são eletrólitos que se dissociam em uma solução aquosa com a formação de apenas íons de hidrogênio como cátions:

N x A x N + + A x-

A presença de íons H + é devida a uma mudança na cor dos indicadores em soluções ácidas: tornassol (vermelho), laranja de metila (rosa).

Preparação e propriedades dos ácidos

A) obtenção de ácidos.

1) Os ácidos anóxicos podem ser obtidos combinando diretamente não-metais com hidrogênio e depois dissolvendo os gases correspondentes em água:

2) Ácidos contendo oxigênio podem frequentemente ser obtidos pela reação de óxidos ácidos com água.

3) Ambos os ácidos livres e contendo oxigênio podem ser obtidos por reações de troca entre sais e outros ácidos:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (razb.) \u003d H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (sólido) + H 2 SO 4 (conc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) Em alguns casos, reações redox podem ser usadas para obter ácidos:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO 

b ) propriedades químicas dos ácidos.

1) Ácidos interagem com bases e hidróxidos anfóteros. Neste caso, ácidos praticamente insolúveis (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) só podem reagir com álcalis solúveis.

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

2) A interação de ácidos com óxidos básicos e anfóteros foi discutida acima.

3) A interação de ácidos com sais é uma reação de troca com a formação de sal e água. Esta reação termina se o produto da reação for uma substância insolúvel ou volátil ou um eletrólito fraco.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) A interação de ácidos com metais é um processo redox. O agente redutor é um metal, o agente oxidante são íons de hidrogênio (ácidos não oxidantes: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (diluído), H 3 PO 4) ou um ânion do resíduo ácido (ácidos oxidantes: H 2 SO 4 (conc), HNO 3 (conc e dil)). Os produtos da reação da interação de ácidos não oxidantes com metais na série de tensões até o hidrogênio são sal e hidrogênio gasoso:

Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Os ácidos oxidantes interagem com quase todos os metais, incluindo os de baixa atividade (Cu, Hg, Ag), enquanto produtos de redução de ânions ácidos, sal e água são formados:

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (conc) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

HIDRÓXIDOS AMFOTÉRICOS exibem dualidade ácido-base: eles reagem com ácidos como bases:

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

e com bases - como ácidos:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (a reação ocorre em uma solução alcalina);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (a reação ocorre entre sólidos durante a fusão).

Hidróxidos anfóteros formam sais com ácidos e bases fortes.

Como outros hidróxidos insolúveis, os hidróxidos anfóteros se decompõem quando aquecidos em óxido e água:

Be (OH) 2 \u003d BeO + H 2 O.

SAL- compostos iônicos constituídos por cátions metálicos (ou amônio) e ânions de resíduos ácidos. Qualquer sal pode ser considerado como o produto da neutralização de uma base com um ácido. Dependendo da proporção em que o ácido e a base são tomados, os sais são obtidos: médio(ZnSO 4, MgCl 2) - o produto da neutralização completa da base com ácido, azedo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - com excesso de ácido, principal(CuOHCl, AlOHSO 4) - com excesso de base.

Os nomes dos sais segundo a nomenclatura internacional são formados por duas palavras: os nomes do ânion ácido no caso nominativo e do cátion metálico no caso genitivo, indicando o grau de sua oxidação, se variável, com algarismo romano em colchetes. Por exemplo: Cr 2 (SO 4) 3 - sulfato de cromo (III), AlCl 3 - cloreto de alumínio. Os nomes dos sais ácidos são formados pela adição da palavra hidro- ou dihidro-(dependendo do número de átomos de hidrogênio no hidroânion): Ca (HCO 3) 2 - bicarbonato de cálcio, NaH 2 PO 4 - di-hidrogenofosfato de sódio. Os nomes dos sais básicos são formados pela adição da palavra hidroxo- ou dihidroxo-: (AlOH)Cl 2 - hidroxocloreto de alumínio, 2 SO 4 - diidroxosulfato de cromo (III).

Preparação e propriedades dos sais

A ) propriedades quimicas dos sais.

1) A interação de sais com metais é um processo redox. Ao mesmo tempo, o metal à esquerda na série eletroquímica de tensões desloca os seguintes das soluções de seus sais:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Metais alcalinos e alcalinos terrosos não são usados ​​para restaurar outros metais de soluções aquosas de seus sais, pois interagem com a água, deslocando o hidrogênio:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) A interação de sais com ácidos e álcalis foi discutida acima.

3) A interação dos sais entre si em uma solução ocorre de forma irreversível apenas se um dos produtos for uma substância pouco solúvel:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 \u003d BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidrólise de sais - decomposição de troca de alguns sais com água. A hidrólise de sais será discutida em detalhes no tópico "dissociação eletrolítica".

b) maneiras de obter sais.

Na prática laboratorial, geralmente são utilizados os seguintes métodos de obtenção de sais, com base nas propriedades químicas de várias classes de compostos e substâncias simples:

1) Interação de metais com não metais:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Interação de metais com soluções salinas:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Interação de metais com ácidos:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Interação de ácidos com bases e hidróxidos anfóteros:

3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + 3H 2 O.

5) Interação de ácidos com óxidos básicos e anfóteros:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Interação de ácidos com sais:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Interação de álcalis com sais em solução:

3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) A interação de dois sais em solução:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Interação de álcalis com óxidos ácidos e anfóteros:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O.

10) Interação de óxidos de várias naturezas entre si:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Os sais são encontrados na natureza na forma de minerais e rochas, em estado dissolvido na água dos oceanos e mares.

A ciência química moderna é uma grande variedade de ramos, e cada um deles, além da base teórica, é de grande importância aplicada e prática. Tudo o que você toca, tudo ao redor são os produtos da produção química. As seções principais são inorgânicas e química orgânica. Considere quais classes principais de substâncias são classificadas como inorgânicas e quais propriedades elas possuem.

Principais categorias de compostos inorgânicos

Estes incluem o seguinte:

1. Óxidos.
2. Sal.
3. Fundações.
4. Ácidos.

Cada uma das classes é representada por uma ampla variedade de compostos inorgânicos e é importante em quase todas as estruturas da atividade econômica e industrial humana. Todas as principais propriedades características desses compostos, estando na natureza e obtendo são estudadas no curso de química escolar sem falta, nas séries 8-11.

Existe uma tabela geral de óxidos, sais, bases, ácidos, que apresenta exemplos de cada uma das substâncias e seu estado de agregação, estando na natureza. Também mostra as interações que descrevem Propriedades quimicas. No entanto, consideraremos cada uma das classes separadamente e com mais detalhes.

Grupo de compostos - óxidos

4. Reações, como resultado das quais os elementos mudam CO

Eu + n O + C = Eu 0 + CO

1. Água reagente: formação de ácido (exceção SiO 2)

KO + água = ácido

2. Reações com bases:

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

3. Reações com óxidos básicos: formação de sais

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

4. Reações OVR:

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

Eles mostram propriedades duais, interagem de acordo com o princípio do método ácido-base (com ácidos, álcalis, óxidos básicos, óxidos ácidos). Eles não interagem com a água.

1. Com ácidos: formação de sais e água

AO + ácido \u003d sal + H 2 O

2. Com bases (álcalis): formação de complexos hidroxo

Al 2 O 3 + LiOH + água \u003d Li

3. Reações com óxidos ácidos: preparação de sais

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reações com RO: formação de sais, fusão

MnO + Rb 2 O = sal duplo Rb 2 MnO 2

5. Reações de fusão com álcalis e carbonatos de metais alcalinos: formação de sais

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

Eles não formam ácidos ou álcalis. Eles exibem propriedades altamente específicas.

Cada óxido superior, formado tanto por um metal quanto por um não metal, quando dissolvido em água, dá origem a um ácido ou álcali forte.

Ácidos orgânicos e inorgânicos

No som clássico (baseado nas posições de ED - dissociação eletrolítica - Svante Arrhenius), os ácidos são compostos, em ambiente aquático dissociando-se em cátions H + e ânions de resíduos ácidos An - . Hoje, no entanto, os ácidos têm sido cuidadosamente estudados sob condições anidras, de modo que existem muitas teorias diferentes para os hidróxidos.

As fórmulas empíricas de óxidos, bases, ácidos, sais são compostas apenas por símbolos, elementos e índices que indicam sua quantidade em uma substância. Por exemplo, os ácidos inorgânicos são expressos pela fórmula H + resíduo de ácido n-. matéria orgânica têm uma representação teórica diferente. Além do empírico, para eles, você pode escrever o completo e o abreviado Fórmula estrutural, que refletirá não apenas a composição e a quantidade da molécula, mas também a ordem dos átomos, sua relação entre si e o principal grupo funcional dos ácidos carboxílicos -COOH.

No inorgânico, todos os ácidos são divididos em dois grupos:

• anóxico - HBr, HCN, HCL e outros;
• contendo oxigênio (oxoácidos) - HClO 3 e tudo onde há oxigênio.

Além disso, os ácidos inorgânicos são classificados por estabilidade (estável ou estável - tudo exceto carbônico e sulfuroso, instável ou instável - carbônico e sulfuroso). Por força, os ácidos podem ser fortes: sulfúrico, clorídrico, nítrico, perclórico e outros, bem como fracos: sulfeto de hidrogênio, hipocloroso e outros.

A química orgânica não oferece tal diversidade. Os ácidos de natureza orgânica são os ácidos carboxílicos. Deles característica comum- a presença de um grupo funcional -COOH. Por exemplo, HCOOH (antic), CH 3 COOH (acético), C 17 H 35 COOH (esteárico) e outros.

Há uma série de ácidos, que são especialmente enfatizados ao considerar este tópico em um curso de química escolar.

1. Sal.
2. Azoto.
3. Ortofosfórico.
4. Hidrobrômico.
5. Carvão.
6. Iodo.
7. Sulfúrico.
8. acético ou etano.
9. Butano ou óleo.
10. Benzoico.

Esses 10 ácidos em química são as substâncias fundamentais da classe correspondente tanto no curso escolar quanto em geral na indústria e na síntese.

Propriedades dos ácidos inorgânicos

As principais propriedades físicas devem ser atribuídas principalmente a um estado diferente de agregação. Afinal, existem vários ácidos que apresentam a forma de cristais ou pós (bórico, ortofosfórico) em condições normais. A grande maioria dos conhecidos ácidos inorgânicos são líquidos diferentes. Os pontos de ebulição e fusão também variam.

Os ácidos podem causar queimaduras graves, pois têm o poder de destruir os tecidos orgânicos e a pele. Os indicadores são usados ​​para detectar ácidos:

• laranja de metila (em ambiente normal - laranja, em ácidos - vermelho),
• tornassol (em neutro - violeta, em ácidos - vermelho) ou alguns outros.

As propriedades químicas mais importantes incluem a capacidade de interagir com substâncias simples e complexas.

Propriedades químicas dos ácidos inorgânicos

Com o que eles interagem?	Exemplo de reação
1. Com substâncias-metais simples. condição necessária: o metal deve estar no EHRNM antes do hidrogênio, pois os metais que estão depois do hidrogênio não são capazes de deslocá-lo da composição dos ácidos. Como resultado da reação, o hidrogênio é sempre formado na forma de um gás e um sal.
2. Com bases. O resultado da reação é sal e água. Tais reações de ácidos fortes com álcalis são chamadas de reações de neutralização.	Qualquer ácido (forte) + base solúvel = sal e água
3. Com hidróxidos anfotéricos. Resumindo: sal e água.	2HNO 2 + hidróxido de berílio \u003d Be (NO 2) 2 (sal médio) + 2H 2 O
4. Com óxidos básicos. Resultado: água, sal.	2HCL + FeO = cloreto de ferro (II) + H 2 O
5. Com óxidos anfóteros. Efeito final: sal e água.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Com sais formados por ácidos mais fracos. Efeito final: sal e ácido fraco.	2HBr + MgCO 3 = brometo de magnésio + H 2 O + CO 2

Ao interagir com metais, nem todos os ácidos reagem da mesma maneira. A química (nona série) na escola envolve um estudo muito superficial de tais reações, porém, mesmo nesse nível, são consideradas as propriedades específicas do ácido nítrico e sulfúrico concentrado ao interagir com metais.

Hidróxidos: álcalis, bases anfotéricas e insolúveis

Óxidos, sais, bases, ácidos - todas essas classes de substâncias têm um Natureza química, explicada pela estrutura estrutura de cristal, bem como a influência mútua dos átomos na composição das moléculas. No entanto, se para óxidos foi possível dar uma definição muito específica, para ácidos e bases é mais difícil fazê-lo.

Assim como os ácidos, segundo a teoria ED, as bases são substâncias que podem se decompor em solução aquosa em cátions metálicos Me n + e ânions de grupos hidroxo OH -.

• Solúveis ou alcalinos (bases fortes que alteram a cor dos indicadores). Formado pelos metais I, II grupos. Exemplo: KOH, NaOH, LiOH (ou seja, são considerados apenas os elementos dos subgrupos principais);
• Ligeiramente solúvel ou insolúvel (força média, não altera a cor dos indicadores). Exemplo: hidróxido de magnésio, ferro (II), (III) e outros.
• Molecular (bases fracas, em meio aquoso dissociam-se reversivelmente em íons-moléculas). Exemplo: N 2 H 4, aminas, amônia.
• Hidróxidos anfóteros (mostra base dupla propriedades ácidas). Exemplo: berílio, zinco e assim por diante.

Cada grupo representado é estudado no curso de química da escola na seção "Fundamentos". Os graus 8-9 de química envolvem um estudo detalhado de álcalis e compostos pouco solúveis.

As principais propriedades características das bases

Todos os álcalis e compostos pouco solúveis são encontrados na natureza em um estado cristalino sólido. Ao mesmo tempo, seus pontos de fusão são, via de regra, baixos e os hidróxidos pouco solúveis se decompõem quando aquecidos. A cor da base é diferente. Se alcalino cor branca, então os cristais de bases pouco solúveis e moleculares podem ser de cores muito diferentes. A solubilidade da maioria dos compostos desta classe pode ser visualizada na tabela, que apresenta as fórmulas dos óxidos, bases, ácidos, sais, mostra sua solubilidade.

Os álcalis são capazes de alterar a cor dos indicadores da seguinte forma: fenolftaleína - framboesa, laranja de metila - amarelo. Isso é garantido pela presença livre de grupos hidroxo em solução. É por isso que bases pouco solúveis não produzem tal reação.

As propriedades químicas de cada grupo de bases são diferentes.

Propriedades quimicas
álcalis	bases pouco solúveis	hidróxidos anfóteros
I. Interaja com KO (total - sal e água): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + água II. Interagem com ácidos (sal e água): reações convencionais de neutralização (ver ácidos) III. Interagir com AO para formar um hidroxocomplexo de sal e água: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ou Na 2 4. Interagem com hidróxidos anfóteros para formar sais complexos hidroxo: O mesmo que com AO, só que sem água V. Interage com sais solúveis para formar hidróxidos e sais insolúveis: 3CsOH + cloreto de ferro (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interagir com zinco e alumínio em uma solução aquosa para formar sais e hidrogênio: 2RbOH + 2Al + água = complexo com íon hidróxido 2Rb + 3H 2	I. Quando aquecidos, eles podem se decompor: hidróxido insolúvel = óxido + água II. Reações com ácidos (total: sal e água): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + água III. Interaja com KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sal + H 2 O	I. Reage com ácidos para formar sal e água: (II) + 2HBr = CuBr 2 + água II. Reage com álcalis: resultado - sal e água (condição: fusão) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sal + 2H 2 O III. Eles reagem com hidróxidos fortes: o resultado são sais, se a reação ocorrer em uma solução aquosa: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Estas são as propriedades mais químicas que as bases exibem. A química das bases é bastante simples e obedece padrões gerais todos os compostos inorgânicos.

Classe de sais inorgânicos. Classificação, propriedades físicas

Com base nas disposições do ED, os sais podem ser chamados de compostos inorgânicos que se dissociam em uma solução aquosa em cátions metálicos Me + n e ânions de resíduos ácidos An n-. Então você pode imaginar o sal. A química dá mais de uma definição, mas esta é a mais precisa.

Ao mesmo tempo, de acordo com sua natureza química, todos os sais são divididos em:

• Ácido (contendo um cátion de hidrogênio). Exemplo: NaHSO4.
• Básico (tendo um grupo hidroxo). Exemplo: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Meio (consiste apenas de um cátion metálico e um resíduo ácido). Exemplo: NaCL, CaSO 4.
• Duplo (inclui dois cátions metálicos diferentes). Exemplo: NaAl(SO 4) 3.
• Complexo (hidroxocomplexos, aquacomplexos e outros). Exemplo: K 2 .

As fórmulas dos sais refletem sua natureza química e também falam da composição qualitativa e quantitativa da molécula.

Óxidos, sais, bases, ácidos têm habilidade diferenteà solubilidade, que pode ser visualizada na tabela correspondente.

Se falamos sobre estado de agregação sais, é necessário observar sua uniformidade. Eles existem apenas em um estado sólido, cristalino ou em pó. O esquema de cores é bastante variado. As soluções de sais complexos, por via de regra, têm cores saturadas brilhantes.

Interações químicas para a classe de sais médios

Eles têm propriedades químicas semelhantes de bases, ácidos, sais. Os óxidos, como já consideramos, diferem um pouco deles neste fator.

No total, 4 tipos principais de interações podem ser distinguidos para sais médios.

I. Interação com ácidos (apenas fortes em termos de ED) com a formação de outro sal e um ácido fraco:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reações com hidróxidos solúveis com aparecimento de sais e bases insolúveis:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sal solúvel + Cu(OH) 2 base insolúvel

III. Interação com outro sal solúvel para formar um sal insolúvel e um solúvel:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

4. Reações com metais em EKhRNM à esquerda disso que forma um sal. Nesse caso, o metal que entra na reação não deve, em condições normais, interagir com a água:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Estes são os principais tipos de interações que são característicos dos sais médios. As fórmulas de sais complexos, básicos, duplos e ácidos falam por si sobre a especificidade das propriedades químicas manifestadas.

As fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sais refletem a natureza química de todos os representantes dessas classes de compostos inorgânicos e, além disso, dão uma ideia do nome da substância e de seus propriedades físicas. Portanto, atenção especial deve ser dada à sua redação. Uma enorme variedade de compostos nos oferece uma ciência geralmente incrível - a química. Óxidos, bases, ácidos, sais - isso é apenas parte da vasta variedade.

Depois de ler o artigo, você poderá separar as substâncias em sais, ácidos e bases. O artigo descreve o que é o pH de uma solução, o que propriedades comuns possuem ácidos e bases.

Como metais e não metais, ácidos e bases são a separação de substâncias de acordo com propriedades semelhantes. A primeira teoria de ácidos e bases pertenceu ao cientista sueco Arrhenius. Um ácido de Arrhenius é uma classe de substâncias que, em reação com a água, se dissociam (decompõem), formando um cátion hidrogênio H+. As bases de Arrhenius em solução aquosa formam ânions OH -. A seguinte teoria foi proposta em 1923 pelos cientistas Brönsted e Lowry. A teoria de Bronsted-Lowry define ácidos como substâncias capazes de doar um próton em uma reação (um cátion de hidrogênio é chamado de próton em reações). Bases, respectivamente, são substâncias capazes de aceitar um próton em uma reação. Atual em este momento teoria - teoria de Lewis. A teoria de Lewis define ácidos como moléculas ou íons capazes de aceitar pares de elétrons, formando assim adutos de Lewis (um aduto é um composto formado pela combinação de dois reagentes sem formar subprodutos).

EM química Inorgânica, via de regra, por ácido entende-se ácido de Bronsted-Lowry, ou seja, substâncias capazes de doar um próton. Se eles significam a definição de um ácido de Lewis, então no texto tal ácido é chamado de ácido de Lewis. Estas regras são válidas para ácidos e bases.

Dissociação

A dissociação é o processo de desintegração de uma substância em íons em soluções ou fusões. Por exemplo, a dissociação do ácido clorídrico é a quebra do HCl em H + e Cl - .

Propriedades dos ácidos e bases

As bases tendem a ser ensaboadas ao toque, enquanto os ácidos tendem a ter um sabor azedo.

Quando uma base reage com muitos cátions, forma-se um precipitado. Quando um ácido reage com ânions, geralmente é liberado gás.

Ácidos comumente usados:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3

Bases mais usadas:
OH - , H 2 O, CH 3 CO 2 - , HSO 4 - , SO 4 2 - , Cl -

Ácidos e bases fortes e fracos

ácidos fortes

Tais ácidos que se dissociam completamente em água, produzindo cátions hidrogênio H + e ânions. Exemplo ácido forte - ácido clorídrico HCL:

HCl (solução) + H 2 O (l) → H 3 O + (solução) + Cl - (solução)

Exemplos de ácidos fortes: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Lista de ácidos fortes

• HCl - ácido clorídrico
• HBr - brometo de hidrogênio
• HI - iodeto de hidrogênio
• HNO 3 - ácido nítrico
• HClO 4 - ácido perclórico
• H 2 SO 4 - ácido sulfúrico

ácidos fracos

Dissolva em água apenas parcialmente, por exemplo, HF:

HF (solução) + H2O (l) → H3O + (solução) + F - (solução) - em tal reação, mais de 90% do ácido não se dissocia:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Ácidos fortes e fracos podem ser distinguidos medindo a condutividade das soluções: a condutividade depende do número de íons, quanto mais forte o ácido, mais dissociado ele é, portanto, quanto mais forte o ácido, maior a condutividade.

Lista de ácidos fracos

• HF fluorídrico
• H 3 PO 4 fosfórico
• H 2 SO 3 sulfuroso
• H 2 S sulfeto de hidrogênio
• H 2 CO 3 carvão
• H 2 SiO 3 silício

bases fortes

As bases fortes dissociam-se completamente em água:

NaOH (solução) + H 2 O ↔ NH 4

As bases fortes incluem hidróxidos de metais do primeiro (alcalinos, metais alcalinos) e do segundo (terrenos alcalinos, metais alcalino-terrosos).

Lista de bases fortes

• NaOH hidróxido de sódio (soda cáustica)
• KOH hidróxido de potássio (potassa cáustica)
• LiOH hidróxido de lítio
• Ba(OH)2 hidróxido de bário
• Ca(OH)2 hidróxido de cálcio (cal apagada)

bases fracas

EM reação reversível na presença de água forma OH - íons:

NH 3 (solução) + H 2 O ↔ NH + 4 (solução) + OH - (solução)

A maioria das bases fracas são ânions:

F - (solução) + H 2 O ↔ HF (solução) + OH - (solução)

Lista de bases fracas

• Mg(OH)2 hidróxido de magnésio
• Fe (OH) 2 hidróxido de ferro (II)
• Zn(OH) 2 hidróxido de zinco
• NH 4 OH hidróxido de amônio
• Fe (OH) 3 hidróxido de ferro (III)

Reações de ácidos e bases

Ácido forte e base forte

Essa reação é chamada de neutralização: se a quantidade de reagentes for suficiente para dissociar completamente o ácido e a base, a solução resultante será neutra.

Exemplo:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Base fraca e ácido fraco

Forma geral reações:
Base fraca (solução) + H 2 O ↔ Ácido fraco (solução) + OH - (solução)

Base forte e ácido fraco

A base dissocia-se completamente, o ácido dissocia-se parcialmente, a solução resultante tem propriedades de base fracas:

HX (solução) + OH - (solução) ↔ H 2 O + X - (solução)

Ácido forte e base fraca

O ácido se dissocia completamente, a base não se dissocia completamente:

dissociação de água

A dissociação é a quebra de uma substância em suas moléculas constituintes. As propriedades de um ácido ou base dependem do equilíbrio que está presente na água:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (solução) + OH - (solução)
K c = / 2
A constante de equilíbrio da água em t=25°: K c = 1,83⋅10 -6 , a seguinte igualdade também ocorre: = 10 -14 , que é chamada de constante de dissociação da água. Para água pura= = 10 -7 , onde -lg = 7,0.

Esse valor (-lg) é chamado de pH - o potencial do hidrogênio. Se o pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, então a substância tem propriedades básicas.

Métodos para determinar o pH

método instrumental

Um medidor de pH de dispositivo especial é um dispositivo que transforma a concentração de prótons em uma solução em um sinal elétrico.

Indicadores

Uma substância que muda de cor em uma determinada faixa de valores de pH dependendo da acidez da solução, usando vários indicadores, você pode obter um resultado bastante preciso.

Sal

Um sal é um composto iônico formado por um cátion diferente de H + e um ânion diferente de O 2- . Em uma solução aquosa fraca, os sais se dissociam completamente.

Para determinar as propriedades ácido-base de uma solução salina, é necessário determinar quais íons estão presentes na solução e considerar suas propriedades: íons neutros formados a partir de ácidos e bases fortes não afetam o pH: nem íons H + nem OH - são liberados na água. Por exemplo, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .

Os ânions formados a partir de ácidos fracos apresentam propriedades alcalinas (F -, CH 3 COO -, CO 2- 3), cátions com propriedades alcalinas não existe.

Todos os cátions, exceto os metais do primeiro e segundo grupos, têm propriedades ácidas.

solução de buffer

Soluções que mantêm seu pH quando uma pequena quantidade de um ácido forte ou base forte é adicionada geralmente consistem em:

• Uma mistura de um ácido fraco, o sal correspondente e uma base fraca
• Base fraca, sal correspondente e ácido forte

Para preparar uma solução tampão de uma certa acidez, é necessário misturar um ácido ou base fraca com o sal correspondente, tendo em conta:

• Faixa de pH na qual a solução tampão será eficaz
• A capacidade de uma solução é a quantidade de ácido forte ou base forte que pode ser adicionado sem afetar o pH da solução.
• Não devem ocorrer reações indesejadas que possam alterar a composição da solução

Teste:

Antes de discutir as propriedades químicas das bases e hidróxidos anfotéricos, vamos definir claramente o que é?

1) Bases ou hidróxidos básicos incluem hidróxidos metálicos no estado de oxidação +1 ou +2, ou seja, cujas fórmulas são escritas como MeOH ou como Me(OH) 2 . No entanto, há exceções. Portanto, os hidróxidos Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 não pertencem às bases.

2) Hidróxidos anfóteros incluem hidróxidos metálicos no estado de oxidação +3, +4 e, como exceções, hidróxidos Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hidróxidos metálicos no estado de oxidação +4, em USE atribuições não atendem, portanto não serão considerados.

Propriedades químicas das bases

Todas as bases são divididas em:

Lembre-se de que o berílio e o magnésio não são metais alcalino-terrosos.

Além de solúveis em água, os álcalis também se dissociam muito bem em soluções aquosas, enquanto as bases insolúveis apresentam baixo grau de dissociação.

Essa diferença de solubilidade e capacidade de dissociação entre álcalis e hidróxidos insolúveis leva, por sua vez, a diferenças notáveis ​​em suas propriedades químicas. Assim, em particular, os álcalis são compostos quimicamente mais ativos e muitas vezes são capazes de entrar nas reações nas quais as bases insolúveis não entram.

Reação de bases com ácidos

Os álcalis reagem com absolutamente todos os ácidos, mesmo os muito fracos e insolúveis. Por exemplo:

Bases insolúveis reagem com quase todos os ácidos solúveis, não reagem com ácido silícico insolúvel:

Deve-se notar que tanto as bases fortes quanto as fracas com a fórmula geral da forma Me (OH) 2 podem formar sais básicos com falta de ácido, por exemplo:

Interação com óxidos ácidos

Os álcalis reagem com todos os óxidos ácidos para formar sais e frequentemente água:

As bases insolúveis são capazes de reagir com todos os óxidos ácidos superiores correspondentes a ácidos estáveis, por exemplo, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, com a formação de sais médios1:

Bases insolúveis da forma Me (OH) 2 reagem na presença de água com dióxido de carbono exclusivamente com a formação de sais básicos. Por exemplo:

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

Com o dióxido de silício, devido à sua excepcional inércia, apenas as bases mais fortes, os álcalis, reagem. Nesse caso, sais normais são formados. A reação não ocorre com bases insolúveis. Por exemplo:

Interação de bases com óxidos e hidróxidos anfotéricos

Todos os álcalis reagem com óxidos e hidróxidos anfóteros. Se a reação for realizada pela fusão de um óxido ou hidróxido anfotérico com um álcali sólido, tal reação leva à formação de sais livres de hidrogênio:

Se soluções aquosas de álcalis forem usadas, sais complexos hidroxo são formados:

No caso do alumínio, sob a ação de um excesso de álcali concentrado, ao invés do sal de Na, forma-se o sal de Na3:

A interação de bases com sais

Qualquer base reage com qualquer sal somente se duas condições forem atendidas simultaneamente:

1) solubilidade dos compostos de partida;

2) a presença de um precipitado ou gás entre os produtos da reação

Por exemplo:

Estabilidade térmica de bases

Todos os álcalis, exceto Ca(OH) 2 , são resistentes ao calor e derretem sem decomposição.

Todas as bases insolúveis, bem como o Ca (OH) 2 ligeiramente solúvel, se decompõem quando aquecidos. Maioria aquecer decomposição do hidróxido de cálcio - cerca de 1000 o C:

Hidróxidos insolúveis têm muito mais Baixas temperaturas decomposição. Assim, por exemplo, o hidróxido de cobre (II) se decompõe já em temperaturas acima de 70 o C:

Propriedades químicas dos hidróxidos anfotéricos

Interação de hidróxidos anfóteros com ácidos

Hidróxidos anfóteros reagem com ácidos fortes:

Hidróxidos metálicos anfóteros no estado de oxidação +3, ou seja, tipo Me (OH) 3, não reagem com ácidos como H 2 S, H 2 SO 3 e H 2 CO 3 devido ao fato de que os sais que podem ser formados como resultado de tais reações estão sujeitos a hidrólise irreversível ao hidróxido anfótero original e ácido correspondente:

Interação de hidróxidos anfóteros com óxidos ácidos

Hidróxidos anfóteros reagem com óxidos superiores, que correspondem a ácidos estáveis ​​(SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Hidróxidos metálicos anfóteros no estado de oxidação +3, ou seja, tipo Me (OH) 3, não reage com os óxidos ácidos SO 2 e CO 2.

Interação de hidróxidos anfóteros com bases

Das bases, os hidróxidos anfóteros reagem apenas com álcalis. Nesse caso, se uma solução aquosa de álcali for usada, serão formados sais hidroxo-complexos:

E quando hidróxidos anfóteros são fundidos com álcalis sólidos, seus análogos anidros são obtidos:

Interação de hidróxidos anfóteros com óxidos básicos

Hidróxidos anfóteros reagem quando fundidos com óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos:

Decomposição térmica de hidróxidos anfóteros

Todos os hidróxidos anfóteros são insolúveis em água e, como quaisquer hidróxidos insolúveis, decompõem-se quando aquecidos no óxido correspondente e na água.