Часть 1. Классификация неорганических веществ.

Часть 2. Оксиды.

Часть 3. Основания.

Часть 4. Амфотерные гидроксиды.

Часть 1.Классификация неорганических веществ.

К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят:

• простые вещества (металлы и неметаллы),

• оксиды (кислотные, основные и амфотерные),

• гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды),

• соли.

Простые вещества обычно делят на металлы и неметаллы.

Металлы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой металлической связью.

Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями.

По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов.

Это название отражает способность этих металлов, их оксидов и гидроксидов реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

Оксиды – бинарные соединения, одним из двух элементов в которых является кислород со степенью окисления -2.

Основные	Амфотерные	Кислотные	Несолеобразующие	Солеобразные (двойные)
Оксиды металлов в степенях окисления +1, +2, кроме амфотерных.	Оксиды металлов в степенях окисления +2: только Be, Zn, Sn, Pb; +3 (все, кроме La2O3), +4	1) Оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих; 2) Оксиды металлов в степенях окисления от +5 и выше.	Оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты. NO, N2O, CO, (SiO)	Некоторые оксиды, в которых элемент имеет 2 степени окисления: Fe3O4
С о л е о б р а з у ю щ и е

Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид:

Основным оксидам соответствуют основания;

Амфотерным оксидам – амфотерные гидроксиды,

Кислотным оксидам – кислородсодержащие кислоты.

Гидроксиды – соединения, в состав которых входит группа Э–О-Н. И основания, и кислородсодержащие кислоты, и амфотерные гидроксиды – относятся к ГИДРОКСИДАМ!

Связь между оксидом и гидроксидами.

Степень окисления	Оксид	Гидроксиды		Примеры
		Основания	Кислоты
+1	Э2О	ЭОН	НЭО	КОН	НClO
+2	ЭО	Э(ОН) 2	Н2ЭО2	Ba(OH) 2	?
+3	Э2О3	Э(ОН) 3	НЭО2 (мета—форма) —(+H2O)  Н3ЭО3 (орто-форма)	Al(OH) 3	HNO2 H3PO3
+4	ЭО2	——	H2ЭО3 H 4ЭO 4	——	Н2СО3 H 4SiO 4
+5	Э2О5	——	НЭО3  Н3ЭО4	——	HNO3 H3PO4
+6	ЭО3	——	H2ЭO4	——	H2SO4
+7	Э2О7	——	НЭО4 —(+ 2H2O)  H 5ЭО6	——	HClO4 H5IO6

КАК СОСТАВИТЬ ФОРМУЛУ КИСЛОТНОГО ГИДРОКСИДА

А. Если чётная степень окисления элемента в оксиде: ПРИБАВЛЯЕМ ВОДУ к оксиду. Пример: WO₃ –(+H₂O

) H₂WO₄

Б. Если нечетная степень окисления:

Мета-форма кислоты — ОДИН атом водорода: НЭОх

Орто-форма кислоты – отличается от МЕТА-формы на одну молекулу воды. Н3ЭОх+1

Пример: Оксид As₂O₅, степень окисления мышьяка +5.

Составим формулу кислоты: Н⁺As⁺⁵O^-2x

Так как суммарный заряд =0, легко рассчитать, что х=3.

HAsO₃ Это МЕТА-форма кислоты — мета-мышьяковая кислота.

Но для фосфора и мышьяка существует и более устойчива ОРТО-форма. Прибавив к мета-форме

Н₂О, получим H₃AsO₄. Это орто-

мышьяковая кислота.

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы ОН^— и при диссоциации образующие в качестве анионов только эти ионы.

Типы оснований

Растворимые (Щелочи)	Нерастворимые
1) гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH 2) гидроксиды металлов второй группы главной подгруппы, начиная с кальция: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Все остальные гидроксиды металлов.

КИСЛОТНОСТЬ основания – это число групп ОН в его формуле:

однокислотные – содержащие только 1 гидроксогруппу

двухкислотные – имеющие 2 гидроксогруппу;

трёхкислотные – с тремя группами ОН.

Кислоты – сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония Н⁺ или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.

Гидроксид иттрия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Гидроксид иттрия — неорганическое соединение, гидроксид металла иттрия с формулой Y(OH)₃, белые с желтоватым оттенком кристаллы или аморфное вещество, не растворимое в воде.

• Действие горячей воды на металлический иттрий:

2Y+6h3O →90oC 2Y(OH)3↓+3h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Y+6H_{2}O\ {\xrightarrow {90^{o}C}}\ 2Y(OH)_{3}\downarrow +3H_{2}\uparrow }}}

4Y+3O2+6h3O → 4Y(OH)3↓{\displaystyle {\mathsf {4Y+3O_{2}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 4Y(OH)_{3}\downarrow }}}

Y2O3+3h3O →350oC,p 2Y(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Y_{2}O_{3}+3H_{2}O\ {\xrightarrow {350^{o}C,p}}\ 2Y(OH)_{3}}}}

• Действие щелочей на растворимую соль иттрия:

Y(NO3)3+3NaOH → Y(OH)3↓+3NaNO3{\displaystyle {\mathsf {Y(NO_{3})_{3}+3NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Y(OH)_{3}\downarrow +3NaNO_{3}}}}

Y2S3+6h3O →100oC 2Y(OH)3+3h3S↑{\displaystyle {\mathsf {Y_{2}S_{3}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 2Y(OH)_{3}+3H_{2}S\uparrow }}}

Гидроксид иттрия образует белые с желтоватым оттенком кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P 6₃m, параметры ячейки a = 0,624 нм, c = 0,353 нм, Z = 2.

Не растворяется в воде, p ПР = 24,50.

• Разлагается при нагревании:

2Y(OH)3 →200oC Y2O3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2Y(OH)_{3}\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ Y_{2}O_{3}+3H_{2}O}}}

Y(OH)3 →700oC,p YO(OH)+h3O{\displaystyle {\mathsf {Y(OH)_{3}\ {\xrightarrow {700^{o}C,p}}\ YO(OH)+H_{2}O}}}

Y(OH)3+3HCl → YCl3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {Y(OH)_{3}+3HCl\ {\xrightarrow {}}\ YCl_{3}+3H_{2}O}}}

2Y(OH)3+3CO2 → Y2(CO3)3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2Y(OH)_{3}+3CO_{2}\ {\xrightarrow {}}\ Y_{2}(CO_{3})_{3}+3H_{2}O}}}

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.

Гидроксид калия — Википедия

Гидрокси́д ка́лия (лат. Kalii hydroxidum) — неорганическое соединение с химической формулой KOH. Бесцветные, очень гигроскопичные кристаллы, но гигроскопичность меньше, чем у гидроксида натрия. Водные растворы KOH имеют сильнощелочную реакцию. Получают электролизом растворов KCl, применяют в производстве жидких мыл, для получения различных соединений калия.

Тривиальные названия: едкое кали^[1], каустический поташ, а также гидрат окиси калия, гидроокись калия, калиевая щёлочь^[3], калиевый щёлок.

Имеет вид бесцветных кристаллов. Может находиться в двух различных модификациях: моноклинной, устойчивой до 247 °C и кубической, аналогичной таковой у хлорида натрия (a = 0,533 нм, z = 4, пространственная группа Fm3m). Температура плавления 405 °C, кипения 1325 °C, плотность 2,044 г/см³. Растворим в воде — 107 г / 100 мл (15 °C)^[4][5].

KOH+HCl⟶KCl+h3O{\displaystyle {\mathsf {KOH+HCl\longrightarrow KCl+H_{2}O}}}

2KOH+h3SO4⟶ K2SO4+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2KOH+H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}+2H_{2}O}}}

2KOH+CO2⟶ K2CO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {2KOH+CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+H_{2}O}}}

2KOH+SO3⟶ K2SO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {2KOH+SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}+H_{2}O}}}

2Al+2KOH+6h3O⟶2K[Al(OH)4]+3h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Al+2KOH+6H_{2}O\longrightarrow 2K[Al(OH)_{4}]+3H_{2}\uparrow }}}

Гидроксид калия получают электролизом растворов KCl, обычно с применением ртутных катодов, что даёт продукт высокой чистоты, не содержащий примеси хлоридов:

2KCl+2h3O⟶2KOH+h3↑+Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2KCl+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow +Cl_{2}\uparrow }}}

Электролиз расплава протекает по следующему уравнению:

4KOH⟹4K+2h3O+O2.{\displaystyle 4KOH\Longrightarrow 4K+2H_{2}O+O_{2}.}

Именно так впервые были получены чистые натрий и калий учёным Дэви.

Гидроксид калия является практически универсальным химическим соединением. Ниже приведены примеры материалов и процессы, в которых он используется:

• нейтрализация кислот,
• щелочные элементы,
• катализ
• моющие средства,
• буровые растворы,
• красители,
• удобрения,
• производство пищевых продуктов,
• газоочистка,
• металлургическое производство,
• переработка нефти,
• различные органические и неорганические вещества,
• производство бумаги,
• пестициды,
• фармацевтика,
• регулирование pH,
• карбонат калия и другие калийные соединения,
• мыла,
• синтетический каучук^[3].

В пищевой промышленности обозначается как пищевая добавка E525. Используется как регулятор кислотности, в качестве осушителя и средства для снятия кожицы с овощей, корнеплодов и фруктов. Он также используется в качестве катализатора в некоторых реакциях.

Также используется для получения метана, поглощения кислотных газов и обнаружения некоторых катионов в растворах.

Популярное средство в производстве косметической продукции, вступая в реакцию с жирными маслами, расщепляется и омыливает при этом масла.

В качестве агента для растворения засоров канализационных труб, в виде сухих гранул или в составе гелей (наряду с гидроксидом натрия). Гидроксид калия дезагрегирует засор и способствует лёгкому продвижению его далее по трубе.

В циркониевом производстве используется для получения обесфторенного гидроксида циркония.

В сфере промышленной мойки продукты на основе гидроксида калия, нагретые до 50-60 °С, применяются для очистки изделий из нержавеющей стали от жира и других масляных веществ, а также остатков механической обработки.

Используется в качестве электролита в щелочных (алкалиновых) батарейках.

Также применяется в ресомации — альтернативном способе «захоронения» тел.

5 % раствор гидроксида калия используется в медицине для лечения бородавок^[6].

В фотографии используется как компонент проявителей, тонеров, индикаторов тиосульфатов и для удаления эмульсии с фотографических материалов^[7].

В промышленном масштабе гидроксид калия получают электролизом хлористого калия.

Возможны три варианта проведения электролиза:

• электролиз с твердым асбестовым катодом (диафрагменный метод производства),
• электролиз с полимерным катодом (мембранный метод производства),
• электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства).

В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути. Мембранный метод производства самый эффективный, но и самый сложный.

В то время как диафрагменный и ртутный методы были известны соответственно с 1885 и 1892 гг., мембранный метод появился сравнительно недавно — в 1970 гг.

Основной тенденцией в мировом производстве гидроксида калия в последние 10 лет является переход производителей на мембранный метод электролиза. Ртутный электролиз является устаревшей, экономически невыгодной и негативно действующей на окружающую среду технологией. Мембранный электролиз полностью исключает использование ртути. Экологическая безопасность мембранного метода заключается в том, что сточные воды после очистки вновь подаются в технологический цикл, а не сбрасываются в канализацию.

При использовании данного метода решаются следующие задачи:

• исключается стадия сжижения и испарения хлора,
• водород используется для технологического пара, исключаются газовые выбросы хлора и его соединений.

Мировым лидером в области мембранных технологий является японская компания «Асахи Касэй».

В России производство гидроксида калия осуществляется мембранным (ООО «Сода-Хлорат») методом.

Особенностью технологического оформления производства гидроксида калия является тот факт, что на аналогичных установках электролиза можно выпускать как едкое кали, так и каустическую соду. Это позволяет производителям без существенных капиталовложений переходить на производство гидроксида калия взамен каустической соды, производство которой не столь рентабельно, а сбыт в последние годы усложняется. При этом в случае изменений на рынке возможен безболезненный перевод электролизёров на производство ранее выпускавшегося продукта.

Примером перевода части мощностей с производства гидроксида натрия на гидроксид калия может служить ОАО «Завод полимеров КЧХК», начавший промышленный выпуск едкого кали на пяти электролизерах в 2007 году.^[3]

Очень сильная щёлочь. В чистом виде действует на кожу и слизистые оболочки прижигающим образом. Особенно опасно попадание даже малейших частиц гидроксида калия в глаза, поэтому все работы с этим веществом должны проводиться в резиновых перчатках и очках. Гидроксид калия разрушает бумагу, кожу и др. материалы органического происхождения.

• Гурлев Д.С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988.
• Степин Б. Д. Калия гидроксид // Химическая энциклопедия: в 5 т. / Кнунянц И. Л.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2: Даффа—Меди. — С. 287. — 671 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-035-5.

Гидроксид цезия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 12 сентября 2019; проверки требуют 4 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 12 сентября 2019; проверки требуют 4 правки.

Гидроксид цезия (CsOH) — неорганическое химическое соединение, содержащее атом цезия и гидроксильную группу.

Гидроксид цезия — сильнейшее основание (щёлочь), на порядок сильнее, чем все остальные гидроксиды щелочных металлов (намного сильнее, чем едкий калий или едкий натрий). Водные растворы гидроксида цезия обладают сильнейшей электропроводностью, так как это одно из самых диссоциирующих веществ, ввиду очень лёгкого отщепления иона Cs⁺.

В отличие от всех предыдущих гидроксидов щелочных металлов, он не бесцветный, а имеет грязный желто-серый вид, напоминающий вареный куриный желток.^[3]Растворы гидроксида цезия интенсивно разрушают стекло при комнатной температуре, поэтому при работе с этим соединением не используют стеклянную посуду. Расплавы гидроксида цезия разрушают практически все металлы, медленно разрушают серебро и золото (но в присутствии кислорода или даже на воздухе — очень быстро). Единственным металлом, устойчивым в расплаве гидроксида цезия, является родий и некоторые его сплавы.

Будучи очень реакционноспособным веществом, гидроксид цезия имеет экстремально высокую гигроскопичность. Гидроксид цезия, который используется в лабораториях, как правило, является гидратом.

Гидроксид цезия можно получить с помощью реакции металлического цезия (или его оксидов) с водой:

2Cs+2h3O→2CsOH+h3{\displaystyle {\mathsf {2Cs+2H_{2}O\rightarrow 2CsOH+H_{2}}}}

Эта реакция протекает даже со льдом при температуре в −120 °C. На воздухе цезий моментально окисляется, поэтому при проведении реакции вне вакуума или атмосферы инертного газа речь идёт скорее о реакции оксидов цезия (Cs₂O). Реакция же протекает со взрывом, достаточным, чтобы разорвать колбу, в которой она протекает, поэтому эту реакцию проводят с очень высокими мерами предосторожности.

На практике гидроксид цезия обычно используется не часто, в основном как добавка к щелочным электролитам аккумуляторов, работающих при низких температурах.

• ПДК = 2 мг/м³.
• В больших количествах вызывает тяжёлые ожоги кожи и слизистых оболочек.
• Гидроксид цезия (CsOH) по своей токсичности несколько уступает своим аналогам (гидроксиду рубидия (RbOH) и гидроксиду калия (KOH)), коррозионно-активен.

Гидроксид неодима — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Гидроксид неодима — неорганическое соединение, гидроксид неодима с формулой Nd(OH)₃, голубые кристаллы или аморфное вещество, не растворяется в воде, образует кристаллогидрат.

• Действие щелочей на растворимую соль неодима:

Nd(NO3)3+3NaOH → Nd(OH)3↓+3NaNO3{\displaystyle {\mathsf {Nd(NO_{3})_{3}+3NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Nd(OH)_{3}\downarrow +3NaNO_{3}}}}

Гидроксид неодима образует голубые кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P 6₃/m, параметры ячейки a = 0,6418 нм, c = 0,3743 нм, Z = 2 ^[1].

Не растворяется в воде.

Образует кристаллогидрат состава Nd(OH)₃•H₂O — бледно-фиолетовые кристаллы.

• Разлагается при нагревании:

2Nd(OH)3 →300−1100oC Nd2O3+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2Nd(OH)_{3}\ {\xrightarrow {300-1100^{o}C}}\ Nd_{2}O_{3}+3H_{2}O}}}

• Иначе идёт разложение под давлением 100-600 бар:

Nd(OH)3 →600oC,p NdO(OH)+h3O{\displaystyle {\mathsf {Nd(OH)_{3}\ {\xrightarrow {600^{o}C,p}}\ NdO(OH)+H_{2}O}}}

1. ↑ G. W. Beall, W. O. Milligan, D. R. Dillin, R. J. Williams and J. J. McCoy,. Refinement of neodymium trihydroxide // Acta Crystallographica Section B. — 1976. — Т. B32, № 7. — С. 2227-2229. — DOI:10.1107/S0567740876007437.

• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Руководство по неорганическому синтезу: В 6-ти т. / Ред. Брауэр Г.. — М.: Мир, 1985. — Т. 4. — 447 с.
• CRC Handbook of Chemistry and Physics. — 89th Edition. — Taylor and Francis Group, LLC, 2008-2009.
• Химия и технология редких и рассеянных элементов, ч. II / Под ред. К. А. Большакова. — М.: Высш. школа, 1976. — 360 с.

Гидроксид радия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 июля 2016; проверки требуют 3 правки. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 3 июля 2016; проверки требуют 3 правки.

Гидроксид радия — неорганическое соединение, гидроксид металла радия с формулой Ra(OH)₂, бесцветные кристаллы, растворимые в воде.

• Действие воды на металлический радий:

Ra+2h3O → Ra(OH)2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Ra+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ Ra(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}}

Гидроксид радия образует бесцветные кристаллы, которые растворяются в воде лучше гидроксида бария и обладает более основными свойствами.

Образует кристаллогидрат состава Ra(OH)₂•8H₂O ^[1].

Гидроксид радия обладает высокими коррозионными свойствами. В частности, он способен разрушать стекло своими водными растворами при комнатной температуре, подобно гидроксиду цезия.^[2]

Гидрооксид радия Ra(OH)₂ — едкое, чрезвычайно токсичное, радиоактивное и коррозионно-активное вещество. Значительно более ядовит, чем два его тяжёлых аналога — Гидроксид бария Ba(OH)₂ и гидроксид стронция Sr(OH)₂. Сильнейший неорганический яд.

1. ↑ George K. Schweitzer,Lester L. Pesterfield. The Aqueous Chemistry of the Elements. — Oxford University Press, 2009. — 448 с.
2. ↑ Золотой фонд. Школьная энциклопедия. Химия. Москва, Дрофа, 2003 г. 476 с.

• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
• Richard C. Ropp,. Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds. — Elsevier, 2013. — 1187 с. — ISBN 978-0-444-59550-8.

Гидроксид уранила — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 июня 2018; проверки требует 1 правка. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 июня 2018; проверки требует 1 правка.

Гидроксид уранила — неорганическое соединение, гидроксид уранила с формулой UO₂(OH)₂ (урановая кислота H₂UO₄), тёмно-красные кристаллы или жёлтое аморфное вещество, нерастворимое в воде, образует кристаллогидрат.

UO3+h3O →100oC UO2(OH)2↓{\displaystyle {\mathsf {UO_{3}+H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ UO_{2}(OH)_{2}\downarrow }}}

UO2(NO3)2⋅6h3O →50−60oC,C2H5OH UO2(OH)2↓+2HNO3+4h3O{\displaystyle {\mathsf {UO_{2}(NO_{3})_{2}\cdot 6H_{2}O\ {\xrightarrow {50-60^{o}C,C_{2}H_{5}OH}}\ UO_{2}(OH)_{2}\downarrow +2HNO_{3}+4H_{2}O}}}

UF6+6NaOH → UO2(OH)2↓+6NaF+2h3O{\displaystyle {\mathsf {UF_{6}+6NaOH\ {\xrightarrow {}}\ UO_{2}(OH)_{2}\downarrow +6NaF+2H_{2}O}}}

Гидроксид уранила образует жёлтое аморфное вещество или тёмно-красные кристаллы нескольких модификаций:

Образует кристаллогидрат состава UO₂(OH)₂•H₂O.

Не растворяется в воде, р ПР = 14,70.

UO2(OH)2⋅h3O →100oC UO2(OH)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {UO_{2}(OH)_{2}\cdot H_{2}O\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ UO_{2}(OH)_{2}+H_{2}O}}}

• Разлагается при нагревании:

UO2(OH)2 →160oC U2O5(OH)2+h3O{\displaystyle {\mathsf {UO_{2}(OH)_{2}\ {\xrightarrow {160^{o}C}}\ U_{2}O_{5}(OH)_{2}+H_{2}O}}}

UO2(OH)2 →350−400oC UO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {UO_{2}(OH)_{2}\ {\xrightarrow {350-400^{o}C}}\ UO_{3}+H_{2}O}}}

UO2(OH)2+2HCl → UO2Cl2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {UO_{2}(OH)_{2}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ UO_{2}Cl_{2}+2H_{2}O}}}

2UO2(OH)2+2NaOH → Na2U2O7↓+3h3O{\displaystyle {\mathsf {2UO_{2}(OH)_{2}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{2}U_{2}O_{7}\downarrow +3H_{2}O}}}

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.