Химические свойства гидроксиды: Химические свойства амфотерных гидроксидов » HimEge.ru

Содержание

Конспект урока по химии на тему «Химические свойства гидроксидов» 8 класс

Тема. Химические свойства гидроксидов.

Цели урока. Ознакомить учащихся с химическими свойствами гидроксидов; закрепить знания роо классификацию оснований на растворимые и нерастворимые; расширить знания учащихся про химические свойства классов неорганических соединений на примере оснований; показать действие щелочей на индикаторы; развивать навыки составления уравнений химических реакций на примере химических свойств гидроксидов.

Тип урока. Углубление и расширение знаний.

Формы работы. Рассказ учителя, демонстрационный эксперимент, работа с опорной схемой.

Оборудование и реактивы. ПСХЭ Д.И.Менделеева, таблица растворимости, таблица «Правила техники безопасности в кабинете химии», NaOH, HCl, CuSO4, индикаторы, пробирки с пробиркодержателем.

Ход урока

  1. Организационный момент

  2. Актуализация

  • Какой класс неорганических соединений называется гидроксидами?

  • На какие 2 группы делятся гидроксиды? (щелочи и основания)

  • При помощи таблицы растворимости приведите примеры растворимых и нерастворимых гидроксидов. (5-6 учеников по очереди записывают формулы гидроксидов на доске)

  • Дайте названия записанным на доске гидроксидам.

  • На основе изученных ранее свойств различных классов неорганических соединений предположите с чем могут взаимодействовать гидроксиды.

  1. Изучение нового материала

Задание 1

На основе своих наблюдений составьте общую схему уравнений, которая бы характеризовала химические свойства гидроксидов.

Химические свойства гидроксидов
  1. Действие на индикаторы

  1. Взаимодействие щелочей с кислотами

Гидроксид + Кислота = Соль + Вода

  1. Взаимодействие щелочей с солями

Гидроксид (1) + Соль (1) = Гидроксид (2) + Соль (2)

  1. Взаимодействие с кислотными оксидами

Гидроксид + Кислотный оксид = Соль + Вода

  1. Термическое разложение оснований

Основание = Основный оксид + Вода

Демонстрационные опыты

  1. Действие щелочей на индикаторы

В растворах щелочей метиловый оранжевый приобретает желтый цвет, лакмус – синий, фенолфталеин оранжевый. Т.о. растворы щелочей можно определить при помощи индикатора.

  1. Взаимодействие щелочей с кислотами

  • Как называется эта реакция? (нейтрализация)

  • Какое вещество поможет увидеть нам, что реакция прошла? (индикатор)

NaOH + HCl = NaCl + H2O

  1. Взаимодействие щелочей с солями

CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2

  1. Взаимодействие с кислотными оксидами

При взаимодействии гидроксида с кислотным оксидом образуется соль и вода

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O

  1. Термическое разложение оснований

Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид и воду.

Cu(OH)2 = CuO + H2O

  1. Закрепление изученного материала

Знание свойств классов неорганических соединений позволяет нам предположить, при помощи каких реакций можно получить то или иное вещество.

Задание 2 (работа в паре)

Осуществить цепочки превращений.

Домашнее задание
  • выучить конспект,

  • проработать соответствующий параграф;

  • письменно осуществить цепочку превращений: Ba → BaO →Ba(OH)2→ Ba(NO3)2

Основания. Что это такое? Свойства, примеры, определение

Химические свойства оснований

Растворы щелочей изменяют окраску индикатора

Гидроксид-ионы, которые содержатся в растворе щелочи, взаимодействуют с индикатором, образуя новые соединения. Признак реакции — окраска раствора.

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи вступают в реакцию с любыми кислотными оксидами. Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами, которые соответствуют сильным кислотам.

Кислотный оксид + основание = соль + вода

Например: N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

Взаимодействие с кислотами

Щелочи вступают в реакцию со всеми кислотами. Нерастворимые основания могут взаимодействовать только с сильными кислотами.

Основание + кислота = соль + вода

Например: Ba(OH)2 + 2HNO

3 = Ba(NO3)2 + 2H2O

Взаимодействие основания с кислотой называют реакцией нейтрализации — это частный случай реакции обмена.

Взаимодействие с солями

Основания взаимодействуют с растворимыми солями по обменному механизму. В результате такой реакции должен выделиться осадок или газ (CO2, SO2, NH3).

Основание + соль = другое основание + другая соль

Например: KOH + MgSO4 = Mg(OH)2↓ + K2SO4

Термическое разложение

При нагревании нерастворимые основания разлагаются на соответствующий оксид (степень окисления металла остается неизменной) и воду.

Нерастворимое основание оксид металла + вода

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами

Продукты реакции зависят от условий ее проведения.

  • При сплавлении двух оснований:

    Амфотерный гидроксид (тв) + щелочь (тв) = средняя соль + вода

    Например: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O

  • Если реакция проводится в растворе:

    Амфотерный гидроксид (р-р) + щелочь (р-р) = комплексная соль

    Например: Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]

Получение оснований

Взаимодействие металла с водой

Активные металлы (металлы групп IA и IIA, кроме Be и Mg) активно взаимодействуют с водой при обычных условиях с образованием щелочей.

Нерастворимые основания данным способом получить невозможно, за исключением Mg(OH)2.

Металл + вода = гидроксид металла + водород

Например: Na + H2O = NaOH + H2

Гидроксид магния можно получить данным способом, но только при нагревании:

Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой

Этим способом получают только растворимые в воде основания.

Оксид металла + вода = щелочь

Например: CaO + H2O = Ca(OH)2

Электролиз

Гидроксид натрия и калия в промышленности получают с помощью электролиза — через раствор хлорида калия проводят постоянный электрический ток:

KCl + H2O = KOH + H2↑ + Cl2

Электролиз хлорида натрия протекает по аналогичной схеме.

Получение нерастворимых оснований при взаимодействии соли со щелочью

Растворимая соль + щелочь = нерастворимое основание + другая соль

Например: Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KNO3

Вопросы для самопроверки

  1. Вспомните определение оснований и приведите 2 примера этих веществ.

  2. Какие виды оснований существуют? Чем они отличаются?

  3. К какому виду оснований относится Zn(OH)2?

  4. Взаимодействуют ли основания с основными оксидами? Приведите примеры веществ, с которыми основания вступают в реакцию.

  5. Можно ли получить гидроксид алюминия с помощью взаимодействия алюминия с водой?

Основания и другие темы по химии изучать интереснее, когда понимаешь, как применять знания в реальной жизни. На онлайн-курсах по химии в Skysmart преподаватели приводят яркие примеры: от процессов в природе до использования химических реакций в промышленности. Приходите учиться — вводный урок бесплатный!

Гидроксид натрия, химические свойства, получение

1

H

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

18,998

2s2

2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

2.5 Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Видеоурок 1: Химические свойства оснований (щелочи)

Видеоурок 2: Амфотерные гидроксиды. Опыты

Лекция: Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Гидроксиды и их классификация

Как вы уже знаете основания образуются атомами металлов и гидроксогруппой (ОН), поэтому иначе их называют гидроксидами. Существует несколько классификаций оснований.

1. По отношению к воде они подразделяются на:

 

К растворимым основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому их называют щелочами. В эту же группу можно отнести и гидроксид аммония, но он в отличии от первых, является более слабым электролитом. Основания, образованные остальными металлами в воде не растворяются. Щелочи в водном р-ре диссоциируются полностью до катионов металла и анионов гидроксид — ионов ОН. К примеру: NaOH → Na+ + OH.


2. По взаимодействию с иными химическими веществами гидроксиды делятся на:
  • основные гидроксиды,

  • кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты),

  • амфотерные гидроксиды.   

Данное деление зависит от заряда катиона металла. Когда заряд катиона равен +1 или +2, то гидроксид будет обладать основными свойствами. Амфотерными основаниями считаются гидроксиды, катионы металла которых имеют заряд, равный +3 и +4.  

Но существует ряд исключений: 

  • La(OH)3, Bi(OH)3, Tl(OH)3 – основания; 

  • Be (OH)2, Sn (OH)2, Pb(OH)2, Zn(OH)2, Ge(OH)2 — амфотерными основания. 

Химические свойства оснований

Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами. В ходе взаимодействия происходит образование солей и воды:

Щелочи, гидроксид аммония всегда реагируют с растворами солей, только в случае образования нерастворимых оснований:

Реакция кислоты с основанием именуется нейтрализацией. В ходе данной реакции, катионы кислот Н+ и анионы оснований ОН- образуют молекулы воды. После чего, среда раствора становится нейтральной. В результате начинается выделение тепла. В растворах, это ведет к постепенному нагреву жидкости. В случае крепких растворов, тепла более чем достаточно, чтобы жидкость начала кипеть. Необходимо помнить, что реакция нейтрализации происходит достаточно быстро.  

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные основания реагируют и с кислотами и со щелочами. В ходе взаимодействия происходит образование соли и воды. При прохождении какой — либо реакции с кислотами, амфотерные основания всегда проявляют свойства типичных оснований: 

 

В ходе реакции со щелочами, амфотерные основания способны проявлять свойства кислот. В процессе сплавления со щелочами, образуется соль и вода: 

При взаимодействии с растворами щелочей, всегда будут образовываться комплексные соли: 

или

  • Zn(OH)2 + 2NaOH + H2O→ Na2[Zn(OН)4] + H2.

Щелочи растворяют амфотерные металлы. В ходе данной реакции выделяется водород. В результате данной химической реакции, при опускании в раствор щелочи алюминия, выделяется газ. Так же это можно увидеть при его поджигании.

 

Кислотные и основные гидроксиды. Соли

    Прн частичном замещении гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками образуются основные соли (гидроксосоли). Основные [c.34]

    Характерными для оксидов и гидроксидов металлов являются кислотно-основные свойства. Как уже указано выше, эти свойства проявляются при взаимодействии оксидов в водой. Амфотерные оксиды с водой, как правило, не взаимодействуют, однако соответствующие им гидроксиды, образующиеся при обменных реакциях солей со щелочами, хорошо известны. [c.15]


    Особое положение в этом ряду занимает гидроксид алюминия А1(0Н)з, он находится на границе между основаниями и кислотами. Такое положение приводит к тому, что А1(0Н)з в зависимости от условий может диссоциировать как по основному, так и по кислотному типу. Гидроксиды, обладающие одновременно и кислотными и основными свойствами, получили название амфотерных. Амфотерные гидроксиды в воде растворяются очень плохо и в контакте с ними водный раствор не приобретает кислотных или основных свойств. Однако в присутствии кислоты такие гидроксиды проявляют свойства основания, а в присутствии основания — кислоты, т. е. взаи-мо-действуют и с кислотами, и с основаниями с образованием солей. Например  [c.135]

    Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют соли, имеющие общую формулу М (ЭО ,) и состоящие из катионов М» и анионов (кислотных остатков) ЭО . Такие соли называются средними солями, а если они содержат два химически разных катиона или кислотных остатка двойными и смешанными солями. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии в составе солей гидроксогрупп ОН Или атомов кислорода 0 -основны.ии солями. Соли-это третий тип сложных веществ. [c.92]

    Силикатный кирпич. Сырьем для силикатного кирпича служит известь и кварцевый песок. При приготовлении массы известь составляет 5,5—6,5 % по массе, а вода — 6—8 %. Подготовленную массу прессуют и затем подвергают нагреванию (при температуре около 170 °С) в автоклаве под действием пара высокого давления. Химическая сущность процесса твердения силикатного кирпича совершенно иная, чем при твердении связующего материала на основе извести и песка. При высокой температуре значительно ускоряется кислотно-основное взаимодействие гидроксида кальция Са(ОН)г с диоксидом кремния ЗЮг с образованием соли — силиката кальция СаЗЮз. Образование последнего и обеспечивает [c. 77]

    Кислотно-основное титрование. При титровании сильной кислоты сильным основанием получают кривую, представленную на рис. Д.134, а. При титровании сильной кислотьг слабым основанием, например гидроксидом аммония, после точки эквивалентности угол подъема прямой невелик, что связано с диссоциацией образовавшейся соли и подавлением диссоциации избытка основания (буферное действие катионов соли, В данном случае ЫН4+). Кривая титрования представлена на рис. Д.134,б. В случае титрования сильного основания слабой кислотой кривая будет такой же. Кривые титрования слабого основания (или кислоты) сильной кислотой (или основанием) имеют другой вид. Слабое основание (или кислота) слабо диссоциирует, и поэтому растворы- его имеют небольшую электро- [c.324]


    КИСЛОТНЫЕ И ОСНОВНЫЕ ГИДРОКСИДЫ, соли [c.9]

    Соли — соединения, которые при электролитической диссоциации образуют ионы металла и анионы кислотного остатка. Различают средние, кислые, оснбвные и двойные соли. Средние соли — продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Кислые соли — продукты неполного замещения. Основные соли — продукты неполного замещения гидроксильных групп гидроксидов на кислотный остаток. Двойные соли содержат катионы двух разнородных металлов. На схеме 1 показана[ взаимосвязь между основными классами кислородсодержащих неорганических соединений и приведены формулы отдельных представителей этих классов  [c.26]

    Можно рассматривать соли и как продукты полного или неполного замещения гидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. При этом в первом случае образуются средние соли, во втором — основные соли, которые диссоциируют в водном растворе с образованием катионов металла, гидроксильных анионов и анионов кислотного остатка. [c.15]

    В случае гидроксидов и солей слабых кислот на растворимость существенно влияет кислотно-основное равновесие в растворе. Осаждение гидроксида становится возможным лишь при достаточно высокой концентрации ионов 0Н и, следовательно, достаточно низкой концентрации ионов Н+, т. е. при достаточно высоком значении pH. Нетрудно вывести условие для осаждения гидроксида. [c.287]

    Кислотными оксидами или ангидридами называются оксиды,, которые при взаимодействии с основными гидроксидами или. с основными оксидами образуют соли, например  [c.8]

    Как видно из схемы, протекание процесса можно объяснить ионизацией молекулы Н2О, находящейся во внутренней координационной сфере, с последующим.переходом протона к иону ОН . Подобное объяснение кислотных свойств амфотерного гидроксида подтверждает теорию Бренстеда и Лоури. Однако по этой теории нельзя определить кислотно-основные функции веществ, не содержащих подвижный атом водорода, например в реакции обмена между КР и ВРз с образованием. комплексной соли К[ВР4]. [c.167]

    Соли, содержащие As, гидролизуются полностью с образованием Аз(ОН)з . По характеру Аз(ОН )з — амфотерный гидроксид с преобладанием кислотных свойств, 8Ь(ОН )з — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств и В1(0Н)з — основный гидроксид с признаками амфотерности. [c.270]

    По химическим свойствам простые вещества, как известно, также подразделяются на металлы и неметаллы. С этими двумя классами генетически связаны соответствующие ряды характеристических соединений оксидов (основных и кислотных), гидроксидов (оснований и кислот). Отличительной особенностью этих рядов является способность к взаимодействию с образованием солей, т. е. к взаимной нейтрализации в широком смысле слова. Чем ярче выражены металлические и неметаллические свойства простых веществ, тем активнее взаимодействие между ними и их характеристическими соединениями. Таким образом, в химии ярко проявляется симметричность относительно кислотно-основного взаимодействия, причем каждый из генетических типов базируется на одном из двух классов простых веществ. [c. 39]

    Оксиды. Оксиды занимают особое положение среди всех бинарных соединений. Еще Д.И.Менделеев относил «высшие солеобразующие окислы» к характеристическим соединениям. Состав высшего оксида давал возможность определить групповую принадлежность элемента. Свойства оксидов позволяли характеризовать сам элемент как металл или неметалл. Кроме того, с учетом кислотно-основных свойств оксидов делались выводы о характере соответствующих гидроксидов, а также о составе и свойствах соответствующих солей. На первом этапе становления и развития Периодического закона роль оксидов как характеристических соединений была исключительно велика. С развитием теории строения атома и в результате выявления физического смысла Периодического закона, казалось бы, роль характеристических соединений утрачивается. Но периодически изменяются не только свойства элементов, но также формы и свойства их соединений. Поэтому для описания химического облика элементов характеристические соединения по-прежнему играют исключительно важную роль.[c.265]

    Гидроксиды Представляют собой белые аморфные вещества, за исключением коричневого Ое(ОН)г и бурого РЬ(0Н)4. В воде слабо растворимы. По химической природе ам( ютерны с преобладанием кислотных свойств у гидроксидов германия (IV) и олова (IV) и основных у гидроксидов свинца (II) и олова (II). Кислотные свойства гидроксидов германия (IV) и олова (IV) выражаются в их способности взаимодействовать со щелочами с образованием устойчивых солей — гидроксогер-манатов и гидроксостаннатов  [c.204]


    Получают едкие Щ.- алектролизом хлоридов щелочных металлов, обменными р-циями между солями щелочных металлов и гидроксидами щел.-зем. металлов действием воды на оксиды щел.-зем. металлов. Определяют Щ. с помощью кислотно-основных индикаторов. [c.402]

    Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. При полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты образуются средние (нормальные) соли, при неполном — кислые соли. Кислые соли образуются многоосновными кислотами при условии их неполной нейтрализации основанием, например  [c.207]

    К электролитам принадлежат все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидроксиды. [c.168]

    К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомов Nh5) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли. При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания — основные соли. Ясно, что кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна двум или больше, а основные соли — гидроксидами, содержащими не менее двух гидроксогрупп.[c.41]

    Методами кислотно-основного титрования определяют концентрацию сильных и слабых кислот, сильных и слабых оснований, в том числе солей, которые рассматриваются как заряженные кислоты и основания. Возможно также определение веществ, не обладающих кислотно-основными свойствами, но вступающих в реакцию с кислотами или основаниями. Объектами анализа являются неорганические и органические оксиды и кислоты — азотная, серная, соляная, фтороводородная, фосфорная, уксусная, щавелевая, салициловая и другие, неорганические и органические основания — оксиды и гидроксиды щелочных и ще-лочно-земельных металлов, аммиак, амины, аминоспирты и т. д. Анализируются карбонаты, фосфаты, пирофосфаты, цианиды, сульфиды, бораты и соли многих других кислот. Содержание этих веществ обычно определяется методами прямого титрования, хотя в некоторых случаях используются методики обратного титрования и титрования по замещению. [c.212]

    В случае гидроксидов и солей слабых кислот на растворимость существенно влияет кислотно-основное равновесие в растворе. Осаждение гидроксида становится возможным лишь при достаточно высокой концентрации ОН и, следовательно, достаточно низкой концентраций ионов Н, т. е. при достаточно вксоком значении pH. Нетрудно вывести условие для осаждения гидроксида. В соответствии с общим положением для начала осаждения необходимо выполнение неравенства [c.249]

    Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т. е. реагируют с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль — сульфат алюминия AI2 (364)3 > тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т. е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль — диоксоалюминат (III) натрия NaAlOj. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (АР» ), во втором—свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AIO2-).  [c.13]

    В реакциях (а) А1(ОН)з и AI2O3 проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т. е. они подобно щелочам реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является катионом АР . Напротив, в реакциях (б) А1(ОН)з и AI2O3 выполняют функцию кислоты и кислотного оксида соответственно, образуя соль, в которой атом алюминия А1 входит в состав аниона AIO2 (кислотного остатка), подобно N и S в кислотных остатках NOj и soi . [c.98]

    Ортотитановая кислота амфотерна с преобладанием кислотных свойств. Гидроксиды же трехвалентного и в особенности двухвалентного титана имеют более основной характер. На основной характер ортокислоты указывает ее способность в свежеосажденном состоянии растворяться в разведенных кислотах, образуя соли четырехвалентного титана на кислотные ее свойства — образование целого ряда солей титановой кислоты (ортотита-наты). [c.296]

    Некоторые слабокислотные оксиды (В2О3, СО2) также реагируют с водой, давая слабые кислоть . Но, как правило, гидроксиды со слабым кислотно-основным характером обычно получают из растворов солей, действуя на них либо раствором щелочи, либо раствором кислоты. Это зависит от того, куда входит элемент, образующий гидроксид,— в состав катиона или аниона соли  [c.233]

    Некоторые слабокислотные оксиды (В2О3, Oj) также реагируют с водой, давая слабые кислоты. Но, как правило, гидроксиды со слабым кислотно-основным характером обычно получают из растворов солей, действуя на них либо раствором щелочи, либо раствором кис- [c.310]

    Сама по себе электролитическая диссоциация Сг(ОН)з и по тому и по другому направлению невелика, так как и основные, и особенно кислотные свойства гидроксида хрома выражены довольно слабо. В связн с этим соли трехвалентиого хрома подвергаются в растворах значительному гидролизу, а растворимые хромиты при отсутствии избытка щелочи гидролизованы практически нацело. Примером не растворимого в воде хромита может служить хромистый железняк [Ре(Сг02)2]. [c.245]

    Характеристические соединения. Элементы первой диады образуют летучие оксиды Кп04 и 0804. Это единственные в своем роде примеры соединений, в которых степень окисления элемента УПШ-группы равна -Н8, т. е. отвечает номеру группы. В силу координационной насыщенности эти оксиды не присоединяют воду, поэтому им не отвечают гидроксиды. Они способны растворяться в воде, химически с ней не взаимодействуя. Кислотный характер этих оксидов проявляется лишь в их способности образовывать комплексные соли с основными гидроксидами, например К2[0804(0Н)2]. Отвечаюпдае подобным комплексным солям кислоты называются аквакислотами, наприме]) Н2[0804(0Ы)2]. [c.497]

    К кислотно-основному (ионному) катализу относятся реакции гидратации, дегидратации, аминирования, изомеризации, алкилирования и т. п. (см. табл. 8). Катализаторами для этих реакциГ служат твердые кислоты или основания, обладающие лишь ионной проводимостью. К кислотным катализаторам относятся малолетучие кислоты (Н3РО4, Н2504), нанесенные на пористые носители, кислые соли (фосфаты, сульфаты), а также твердые неорганические вещества, способные передавать анионы (алюмосиликаты, частично гидратированные оксиды А1, 51, У, галогениды металлов). К основным катализаторам относятся гидроксиды и оксиды щелочных и щелочноземельных металлов на носителях и без них, щелочные или щелочноземельные соли слабых кислот (карбонаты и т, п.). [c.226]

    Осаждение гидроксидов или карбонатов из растворов их солей совместно с носителем или без носителя с последующим фор-мсвгнием и прокаливанием контактной массы (осажденные катализаторы), Так, катализаторы кислотно-основных реакций готовят соосаждением компонентов, нанример совместной коагуляцией гелей (алюмосиликаты, силикагель). Контактную массу формуют в виде таблеток, зерен или гранул. [c.234]

    Отличительной особенностью этой грушты материалов является то, что в основе их монолитизации лежат процессы синтеза фосфатных соединений [16]. Для фосфатных цементов отвердевание обусловлено хими-чес1сим взаимодействием исходного твердого порошкообразного компонента с жидкостью затворения, содержащей фосфатные анионы. В качестве таких жидкостей могут использоваться как водные растворы фосфорных кислот (главным образом ортофосфорной), так и растворы кислых фосфатов (фосфатные связки), например аммония, алюминия, магния, хрома и т. д. В качестве порошкообразного компонента фосфатных композиций используются оксиды и гидроксиды различных металлов, стекла различного состава, соли, бескислородные соединения, порошки металлов и т. д. Основным химическим процессом, инициирующим твердение фосфатных композиций, является кислотно-основное взаимодействие жидкости затворения и твердого вещества. Условия проявления вяжущих свойств зависят как от свойств фосфатного затворителя (степень нейтрализации, химический состав), так и химических особенностей порошковой части. Повышение основности по- [c.293]


А10. Химические свойства гидроксидов и кислот

даны вещества: дихромат калия, концентрированные серная кислота и гидроксид калия, карбанат натрия.

  1. В ответе Одри есть серьезная ошибка.
    Поэтому я напишу как правильно
    1. h3SO4 + 2KOH —gt; K2SO4 + 2h3O
    2. K2Cr2O7 + 4h3SO4 —gt; K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4h3O + 3O2
    3. Na2CO3 + h3SO4 —gt; Na2SO4 + CO2 + h3O
    4. Na2CO3 + KOH lt;—gt; K2CO3 + NaOH (калий более активный металл чем натрий поэтому идет реакция замещения)
  2. Реакция между Na2CO3 и KOH возможна лишь при избытке щелочи. ..)
    Щлочь + соли = (новое) основание + (новая) соль. Но! Исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы один из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться.
    Это выглядит так:
    Na2CO3 + 2 KOH = 2 NaOH + K2CO3.

    Крошка Ру — прав.
    Одри — тоже права.

  3. 1.h3SO4 + 2KOH —gt; K2SO4 + 2h3O
    2.K2Cr2O7 + 4 h3SO4 —gt; K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4 h3O + 3O
    3. Na2CO3 + h3SO4 —gt; Na2SO4 + CO2 + h3O
    4. Na2CO3 + KOH —gt; no reaction
  4. В ответе Мудреца есть серьзная ошибка.
    Поэтому я напишу правильно:
    4. Na2CO3 + 2 KOH = 2 NaOH + K2CO3.

    Одри написала лишь, что между Na2CO3 и KOH нет реакции.. .

Всего в природе существует три класса неорганических соединений: соли, оксиды и гидроксиды. Также в отдельный класс выделяют такие вещества, как СІ2, І2 и подобные им, состоящие только из одного химического элемента.

Классификация гидроксидов

Это один из трех существующих классов неорганических соединений. Они делятся на кислоты, основания и амфотерные вещества. Первые состоят из катиона Н+ и аниона в виде кислотного остатка, к примеру, СІ-. Структура вторых включает в себя катион какого-либо металла, например, Са+, а также анион в виде гидроксильной группы ОН-. Последние характеризуются тем, что одновременно обладают химическими свойствами, присущими кислотам и основаниям. К таким гидроксидам можно отнести соединения алюминия и железа. Основания, как и другие неорганические вещества, можно разделить на группы в зависимости от их химической активности. Самыми сильными в этом плане считаются гидроксид калия и натрия, которые еще называют щелочами. Они быстро вступают в реакцию с различными веществами.

Физические свойства

Данное вещество в нормальных условиях (при комнатной температуре и невысоком давлении) пребывает в твердом агрегатном состоянии. Оно выглядит как небольшого размера кристаллы, которые не имеют цвета и запаха, хорошо растворимы в воде. Эти кристаллы обладают чрезвычайно высокой гигроскопичностью. Пребывая долго на открытом воздухе, они расплываются и превращаются в раствор, поглощая из атмосферы влагу. Такое же явление наблюдается и с гидроксидом натрия, гигроскопичность которого еще выше.

Другие названия гидроксида калия

В просторечье данное вещество именуется едким калием, а также каустическим поташем и калиевым щёлоком.

Химические свойства

Рассматриваемое вещество обладает всеми особенностями, которые характерны для оснований. Его щелочные свойства очень ярко выражены, как и у гидроксида натрия. При горении гидроксид калия выделяется оксид данного металла и вода. К2О имеет светло-желтую окраску.

Взаимодействие с солями

Соли — вещества, состоящие из катиона какого-либо металла и аниона, представленного кислотным остатком. Образуются они в основном при взаимодействии активных металов с кислотами. Происходит реакция замещения, при которой кроме соли образуется водород, выделяющийся в виде газа. При реакции с веществами данного класса образуется уже другая соль с содержанием калия, а также гидроксид какого-либо металла. Например, при взаимодействии данного вещества с хлоридом меди образуется гидроксид меди и хлорид калия, выпадающий в осадок. Для того чтобы провести такого рода реакцию, необходимо взять щелочь и хлорид меди в таких пропорциях, чтобы на две молекулы первого вещества приходилась одна второго, то есть соотношение полученных веществ будет таким: на одну молекулу гидроксида купрума две хлорида калия. Такого рода взаимодействия называются реакциями обмена. Чтобы они могли осуществляться, нужно соблюсти следующие условия: один из продуктов взаимодействия должен либо выпадать в осадок, либо испаряться в виде газа, либо становиться водой. Металл, входящий в состав соли, должен быть менее химически активным, нежели калий (все, кроме лития).

Реакции с кислотами

Все основания, в том числе и гидроксид калия, способны взаимодействовать с кислотами. Самая распространенная и часто используемая реакция — та, в которой участвует рассматриваемое вещество и серная кислота. Гидроксид калия в таком случае нужен в таком количестве, чтобы на одну молекулу кислоты приходилось две — данного соединения. При подобного рода реакции образуются такие вещества, как сульфат калия и вода в молярном соотношении один к двум. Подобный химический процесс активно используется в промышленности, так как полученный продукт широко применяется повсеместно.

Что будет, если добавить его к оксиду?

В таком случае также произойдет, по сути, реакция обмена. К примеру, если смешать гидроксид калия и диоксид железа в молярном соотношении два к одному, можно получить гидроксид (ІІ) ферума, выпадающий в темно-зеленый осадок, а также оксид калия в таких пропорциях, что на одну молекулу первого вещества будет приходиться одна второго.

Основные способы получения гидроксида калия

В промышленности чаще всего его добывают путем электролиза раствора калий хлорида. Получение гидроксид калия — это процесс, при котором кроме добываемого вещества образуются Н 2 и СІ 2 .

Использование в промышленности

В основном данное вещество используется в сфере изготовления мыла и других чистящих средств. В этом процессе используется реакция рассматриваемого соединения с каким-либо жиром. Для такой же цели можно использовать и гидроксид натрия. Также рассматриваемое в этой статье вещество широко применяется в химической промышленности для получения разнообразных соединений калия, в первую очередь — его сульфата.

Реакция, при которой он образуется, была рассмотрена нами выше. В этой же сфере его используют как соединение, поглощающее газы, такие как сероводород, диоксид серы, углекислый газ. Также он выступает в роли осушителя благодаря своим высоким гигроскопическим свойствам. Его можно использовать для определения уровня концентрации кислот в растворе. Кроме того, гидроксид применяется и в пищевой промышленности. Здесь его используют в качестве пищевой добавки Е525. Он выступает регулятором кислотности. Встретить его можно в составе какао, шоколада и других аналогичных продуктов. Применяют гидроксид калия при обработке целлюлозы, для получения вискозы, используют в щелочных аккумуляторах, добавляют в состав средств для мытья посуды или очистки разных поверхностей, для обработки хлопковой ткани и придания ей большей гигроскопичности.

Соединения калия, получаемые из его гидроксида, и их применение

Чаще всего рассматриваемое вещество используется для того, чтобы добыть сульфат калия, который применяется в качестве удобрения. Им подкармливают растения во время вегетационного периода. Также он применяется как эмульгатор в пищевой промышленности — он дает возможность получить однородную массу, состоящую из компонентов, которые не смешиваются при обычных условиях. Для его обозначения используют маркировку Е515. Также он может, как и гидроксид калия, выступать в качестве регулятора кислотности. Сульфат часто используют как заменитель соли. Кроме того, данное вещество находит свое применение в фармакологии при производстве биологически активных добавок, а также при изготовлении красителей. Кроме этого, его используют и в стекольной промышленности.

Гидроксид калия и человеческий организм

В виде концентрированного раствора данное химическое соединение является опасным для живых организмов. Попадание его на кожу или слизистые оболочки может привести к серьезным поражениям. Концентрированный раствор гидроксида калия причиняет более сильные ожоги, чем кислоты. Также он способен растворять многие органические соединения. Данное вещество относят ко второму классу опасности, то есть при работе с ним необходимо соблюдать особые правила. Избыточное количество гидроксид калия в организме приводит к возникновению новых кожных заболеваний или обострению хронических.

«Серная кислота урок» — Какие общие свойства кислот характерны для серной кислоты? Девиз урока: Как взаимодействует концентрированная серная кислота на органические соединения? Кислотный дождь. Отрицательное воздействие на среду». Как взаимодействует разбавленная серная кислота с металлами? Какие степени окисления характерны для атома серы?

«Серная кислота» — Сульфат никеля. S+6O3 — бесцветная жидкость. Бескислородные кислоты. Взаимодействие кислоты с сахарозой. Концентрированная серная кислота. Многоосновные кислоты. Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства кислот. Серная кислота. Относительно смешивания серной кислоты с водой с давних пор существует строгое правило.

«Металл медь» — Особенно велика была роль бронзы. Простое вещество медь — красивый розовато-красный пластичный металл. Химический элемент побочной подгруппы 1 группы – Cu (Медь). Всего в организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 72 мг меди. Основная роль меди в тканях растений и животных — участие в ферментативном катализе.

«Получение серной кислоты» — II стадия – получение SO3. Хлорид бария является качественным реактивом на h3SO4. Выводы. Цель урока. I стадия – получение сернистого газа SO2. h3SO4 конц Продукт окисления. 3-я стадия. h3SO4 разб. Концентрированная серная кислота. Химические свойства и получение серной кислоты в промышленности. Кислота — окислитель.

«Кислоты 8 класс» — С помощью какой кислоты делают рисунки на стекле? Дайте характеристику оксидам. Какая кислота содержится в минеральной воде? Какой класс химических веществ мы будем изучать? Какая кислота содержится в желудочном соке? Из какого класса веществ можно получить кислоту? Вспомните, что мы знаем о кислотах на примере.

«Кислота серная» — Необходимо промыть рот и зев раствором соды (20 грамм питьевой соды на 1 литр воды). Смертельная доза серной кислоты при поступлении внутрь – 5 миллиграммов. После особо сильных вулканических извержений могут произойти значительные изменения климата. Поражающие действия серной кислоты, способы защиты.

Характерные химические свойства оснований, и амфотерных гидроксидов. Характерные химические

свойства кислот.

1. Гидроксид калия взаимодействует с каждым из двух веществ

1) NH 3 и HCl 2) CO 2 и CuCl 2 3) H 2 SO 4 и NaNO 3 4) MgO и HNO 3

2. Разбавленная хлороводородная кислота взаимодействует с каждым из двух веществ

1) медью и гидроксидом натрия

2) магнием и нитратом серебра

3) железом и оксидом кремния (IV)

4) свинцом и нитратом калия

3. С соляной кислотой взаимодействует

1) NaHCO 3 2)Hg 3) SiO 2 4) S

4. Реакция нейтрализации происходит при взаимодействии

1) Fe 2 O 3 и HCl

2) Fe(OH) 3 и HCl

3) FeCl 3 и NaNCS

5. Гидроксид железа (II) взаимодействует с

1) азотной кислотой

2) оксидом кальция

3) сульфатом меди

4) аммиаком

6. Разбавленная серная кислота не взаимодействует с

1) гидроксидом кальция

2) оксидом меди (II)

4) оксидом углерода (IV)

7. С гидроксидом калия реагирует каждое из двух веществ

1) AlCl 3 и H 2 S

2) CuO и Ba(OH) 2

3) CaCO 3 и NH 3

4) K 2 SO 4 и AlCl 3

8. Гидроксид кальция реагирует с каждым из двух веществ

1) HCl и СО 2

4) BaCl 2 и NaOH

9. Гидроксид калия реагирует с

2) щелочью

3) кислотой

4) кислотой и щелочью

10. Гидроксид кальция не взаимодействует

1) HCl 2) ZnS 3) CO 2 4) HNO 3

11. Гидроксид хрома (III) реагирует с каждым из двух веществ

1) СО 2 и HCl

2) SiO 2 и Cu(OH) 2

4) H 2 SO 4 и NaOH

12. Реакция нейтрализации происходит между

13 . С раствором серной кислоты взаимодействует каждое из двух веществ:

14. Гидроксид кальция реагирует с

15. Концентрированная азотная кислота в обычных условиях не взаимодействует с

16. При сливании водных растворов уксусной кислоты и гидроксида калия образуется

17. Гидроксид натрия не реагирует с

1) Al(OH) 3 2) ZnO 3) H 2 SO 4 4) Ba(OH) 2

18. Разбавленная серная кислота реагирует с каждым из двух веществ:

1) Na 2 SiO 3 и HNO 3
2) Fe 2 O 3 и KNO 3
3) Ag и Cu(OH) 2
4) Fe и Al 2 O 3

19. Как гидроксид алюминия, так и соляная кислота могут взаимодействовать с

1) CuO 2) H 2 SO 4 3) CO 2 4) NaOH

20. Соляная кислота не взаимодействует ни с одним из двух веществ:

21. С каждым из перечисленных веществ: H 2 S, KOH, Zn

взаимодействует

1) Pb(NO 3) 2 2) ZnSO 4 3) Na 2 CO 3 4) HCl

22. Разбавленная серная кислота может реагировать с каждым из двух веществ:

23. С раствором серной кислоты взаимодействует каждое из двух веществ:

24. Концентрированная азотная кислота в обычных условиях не взаимодействует с

25. Раствор гидроксида натрия реагирует с каждым из веществ, указанных попарно

26. Гидроксид натрия не реагирует с

1) Al(OH) 3 2) ZnO 3) H 2 SO 4 4) Ba(OH) 2

27. Разбавленная серная кислота реагирует с каждым из двух веществ:

1) Na 2 SiO 3 и HNO 3
2) Fe 2 O 3 и KNO 3
3) Ag и Cu(OH) 2
4) Fe и Al 2 O 3

28. Как гидроксид алюминия, так и соляная кислота могут взаимодействовать с

1) CuO 2) H 2 SO 4 3) CO 2 4) NaOH

29. Соляная кислота не взаимодействует ни с одним из двух веществ:

30. Раствор гидроксида натрия не взаимодействует с

1) СО 2 2) HСl 3) SO 2 4) MgO

31. Гидроксид цинка взаимодействует с каждым из двух веществ

2) HNO 3 и NaCl

3) Mg(OH) 2 и NaNO 3

4) Н 2 S и Fe(OH) 2

ОТВЕТЫ: 1-2, 2-2, 3-1, 4-2, 5-1, 6-4, 7-1, 8-1, 9-3, 10-2, 11-4, 12-3, 13-2, 14-4, 15-1, 16-3, 17-4, 18-4, 19-4, 20-3, 21-1, 22-4, 23-2, 24-3, 25-3, 26-4, 27-4, 28-4, 29-3, 30-4, 31-1.

ICSC 1592 — ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ

ICSC 1592 — ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ
ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯICSC: 1592 (Апрель 2006)
CAS #: 21351-79-1
UN #: 2682
EINECS #: 244-344-1

  ОСОБЫЕ ОПАСНОСТИ ПРОФИЛАКТИЧЕСКИЕ МЕРЫ ТУШЕНИЕ ПОЖАРА
ПОЖАР И ВЗРЫВ Не горючее. При пожаре выделяет раздражающие или токсичные пары (или газы). При контакте с влагой или водой может выделяться достаточное количество тепла, чтобы воспламенить горючие материалы.  Риск пожара или взрыва при контакте с окисляющими веществами.      В случае возникновения пожара в рабочей зоне, использовать надлежащие средства пожаротушения.   В случае пожара: охлаждать бочки и т.д. распыляя воду. НЕ допускать прямого контакта с водой. 

   
  СИМПТОМЫ ПРОФИЛАКТИЧЕСКИЕ МЕРЫ ПЕРВАЯ ПОМОЩЬ
Вдыхание Кашель. Сбивчивое дыхание. Боли в горле.  Применять местную вытяжку или средства защиты органов дыхания.  Свежий воздух, покой. Полусидячее положение. Обратиться за медицинской помощью. 
Кожа Ожоги кожи.   Защитные перчатки. Защитная одежда.  Снять загрязненную одежду. Промыть кожу большим количеством воды или принять душ. обратиться за медицинской помощью . 
Глаза Сильные глубокие ожоги.  Использовать маску для лица.  Прежде всего промыть большим количеством воды в течение нескольких минут (снять контактные линзы, если это возможно сделать без затруднений), затем обратится за медицинской помощью.  
Проглатывание Боль в животе. Ощущение жжения. Шок или сильная слабость.  Не принимать пищу, напитки и не курить во время работы.   Прополоскать рот. НЕ вызывать рвоту. Дать выпить один или два стакана воды. Обратиться за медицинской помощью . 

ЛИКВИДАЦИЯ УТЕЧЕК КЛАССИФИКАЦИЯ И МАРКИРОВКА
Индивидуальная защита: Респиратор с сажевым фильтром, подходящий для концентрации вещества в воздухе. Индивидуальная защита: костюм химической защиты. Смести просыпанное вещество в пластиковые или стеклянные контейнеры. Смыть остаток большим количеством воды. 

Согласно критериям СГС ООН

 

Транспортировка
Классификация ООН
Класс опасности по ООН: 8; Группа упаковки по ООН: II 

ХРАНЕНИЕ
Хранить сухим. Хорошо закрывать. Отдельно от горючих веществ, кислот, сильных окислителей, металлов и пищевых продуктов и кормов. 
УПАКОВКА
Не перевозить с продуктами питания и кормами для животных. 

Исходная информация на английском языке подготовлена группой международных экспертов, работающих от имени МОТ и ВОЗ при финансовой поддержке Европейского Союза.
© МОТ и ВОЗ 2018

ГИДРОКСИД ЦЕЗИЯ ICSC: 1592
ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Агрегатное Состояние; Внешний Вид
ОТ БЕСЦВЕТНЫХ ДО ЖЕЛТОГО ЦВЕТА ГИГРОСКОПИЧНЫЕ КРИСТАЛЛЫ. 

Физические опасности
 

Химические опасности
Интенсивно Реагирует с водой. Приводит к появлению тепла. Вещество является сильным основанием. Активно вступает в реакцию с кислотой , а также вызывает коррозию металлов. Разъедает многие металлы. При этом выделяется горючий/взрывоопасный газ (водород — см. ICSC 0001). 

Формула: CsOH
Молекулярная масса: 149. 91
Температура плавления: 272°C
Плотность: 3.68 g/cm³
Растворимость в воде, г/100 мл при 15°C: 395 (очень хорошая) 


ВОЗДЕЙСТВИЕ НА ОРГАНИЗМ И ЭФФЕКТЫ ОТ ВОЗДЕЙСТВИЯ

Пути воздействия
Вещество может проникать в организм при приеме внутрь. 

Эффекты от кратковременного воздействия
Вещество разъедает глаза, кожу и дыхательные пути. Едкое вещество при приеме внутрь. 

Риск вдыхания
Вредная концентрация частиц в воздухе может достигаться быстро при распылении. 

Эффекты от длительного или повторяющегося воздействия
 


Предельно-допустимые концентрации
TLV: 2 mg/m3, как TWA 

ОКРУЖАЮЩАЯ СРЕДА
 

ПРИМЕЧАНИЯ
Caesium hydroxide in solution: UN 2681; UN Hazard class:8; UN Packgroup: II,III; Transport Emergency Card: TEC (R)-80GC5-II+III.  

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ИНФОРМАЦИЯ
  Классификация ЕС
 

(ru)Ни МОТ, ни ВОЗ, ни Европейский Союз не несут ответственности за качество и точность перевода или за возможное использование данной информации.
© Версия на русском языке, 2018

Гидроксид — (OH⁻) — Свойства, Структура, Применение, pH, Образование, Валентность, Использование и Часто задаваемые вопросы

Гидроксид представляет собой двухатомный анион, имеющий химическую формулу OH-. Гидроксид также называют либо гидроксильным радикалом, либо гидроксилом, либо ионом гидроксида. Он состоит из атомов кислорода и водорода, которые удерживаются вместе ковалентной связью. Атом водорода несет отрицательный электрический заряд. Его можно широко использовать в качестве пищевого консерванта, для подщелачивания мочи для предотвращения камней в почках, который является антикоагулянтом для хранимой крови и буфером.Он также действует как катализатор, лиганд, нуклеофил и основание.

Ион образует соли, где некоторые из них диссоциируют в водном растворе с высвобождением сольватированных гидроксид-ионов, и он является второстепенным компонентом воды. Когда сильно электроположительный центр и гидроксид соединены друг с другом, гидроксид может ионизироваться, высвобождая катион водорода и превращая исходное соединение в кислоту.

HO•, электрически нейтральное соединение, представлено как гидроксильный радикал.–OH, ковалентно связанная группа указана как гидроксильная группа. Ион гидроксида и гидроксильные группы являются нуклеофилами и действуют как катализаторы в органической химии.

Рассмотрим важные свойства гидроксида.

Гидроксид Свойства

Гидроксид ОН-

ИЮПАК Имя

Гидроксид Химическая формула

моноизотопная масса Гидроксида

17. 003 г / моль

Молекулярная масса гидроксида

170022

170022

17002

Water

Water

Сопряженная база

Оксид анион

Структура гидроксида (OH

)

(Изображение будет загружено в ближайшее время)

Применение гидроксида целлюлозно-бумажная, текстильная, питьевая вода, мыло и моющие средства, а также в качестве очистителя канализации.Мировое производство по данным на 2004 год составило около 60 миллионов тонн. Основным методом производства является хлорно-щелочной процесс.

Растворы, содержащие гидроксид-ион, получают при растворении соли слабой кислоты в воде. Карбонат натрия можно использовать в качестве щелочи, например, по реакции гидролиза.

Хотя основная сила раствора карбоната натрия ниже по сравнению с концентрированным раствором гидроксида натрия, он имеет то преимущество, что является твердым.Его также можно производить в больших масштабах (в 2005 г. — 42 миллиона тонн) по технологии Solvay. Примером карбоната натрия, используемого в качестве щелочи, является моющая сода (альтернативное название карбоната натрия), которая воздействует на нерастворимые сложные эфиры, такие как триглицериды, широко известные как гидролиз жиров, и делает их растворимыми.

Боксит, представляющий собой основной гидроксид алюминия, является основной рудой, из которой производится металл. Точно так же лепидокрокит (γ-FeO(OH)) и гетит (α-FeO(OH)), основные гидроксиды железа, которые входят в число основных руд, которые можно использовать для производства металлического железа.Другие многочисленные применения можно найти во многих отдельных гидроксидах.

pH гидроксида

Когда pH раствора меньше 7, раствор считается кислым. Напротив, раствор является нейтральным, если он равен примерно 7. Более того, раствор считается основным, если рН больше 7. Тогда для кислого раствора концентрация ионов водорода выше, чем концентрация ионов гидроксида.

Образование гидроксида

Наиболее распространенным методом образования гидроксида является реакция гидратации нескольких щелочных и редкоземельных металлов.Например, чтобы получить гидроксид натрия, мы должны добавить в воду металлический натрий, который химически представлен следующим образом.

2Na + 2h3O → 2NaOH + h3

Для получения гидроксида другого металла, который не реагирует непосредственно с водой, что является реакцией обмена (метатезис), обычно используется уравнение, приведенное ниже.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

Валантность гидроксида

Ион гидроксида, соединение OH, состоит из атомов водорода и кислорода.Прежде чем узнать валентность атома, мы должны понять концепцию электроотрицательности. Кислород является более электроотрицательным атомом по сравнению с водородом. Таким образом, атом кислорода несет заряд -2, тогда как атом водорода несет заряд +1. Таким образом, ОН имеет общий заряд -1.

Некоторые распространенные способы использования гидроксида

В целом, когда мы говорим о гидроксидах, это напоминает нам основания и спирт.

Давайте посмотрим на обычное использование гидроксида.

  • Гидроксиды являются акцепторами протонов в основаниях: они получают протоны или ионы водорода от кислот для образования воды.Уравнение для этого — самый простой способ представить реакцию нейтрализации, которую можно представить как H+ + OH- → h3O.

  • Гидроксидные радикалы также можно найти в других органических соединениях, таких как сахара (фруктоза, глюкоза, крахмал и т. д.), мыло и липиды (жиры). Кроме того, все мы знаем их дифференциальное защитное и полезное назначение.

  • Несколько гидроксидов, таких как гашеная известь Ca(OH)2, можно использовать для получения карбоната кальция (CaCO3) и аммиака.

  • Другие основные растворы поглощают кислые газы, такие как двуокись углерода и двуокись серы, тем самым очищая окружающий воздух.

Знаете ли вы?

Гидроксид – определение, формула и структура

В химии гидроксид – это широко распространенное название, используемое для двухатомного аниона ОН с химической формулой гидроксида ОН–. Гидроксид состоит из атомов водорода и кислорода, обычно получаемых при диссоциации основания. Гидроксид представляет собой гидрид кислорода, играющий роль метаболита мыши. Гидроксид также образует сопряженную основу воды. Это один из простейших двухатомных ионов, известных любой химической реакции. Ион гидроксида — это тип лиганда, который активно отдает пару электронов, проводя как основание Льюиса. Примеры включают ион аурата [Au(OH) 4 ] и ион алюмината [Al(OH) 4 ].

Химическая формула гидроксида Реакция

Ион гидроксида образует соли, некоторые из которых диссоциируют в водном растворе, высвобождая сольватированные ионы гидроксида. Гидроксид, связанный с сильно электроположительным центром, может ионизироваться, высвобождая катион водорода (H+), образуя исходное соединение, которое представляет собой кислоту.

Формула гидроксида натрия

Одно из наиболее распространенных неорганических оснований или щелочей, гидроксид натрия, также называют едким натром или щелочью. Химическая формула гидроксида натрия – NaOH с молярной массой 40,01 г/моль.

Структура гидроксида натрия

Гидроксид натрия (NaOH) представляет собой ионное соединение, состоящее из катиона натрия (Na+) и аниона гидроксида (OH-). Это щелочная соль натрия, химическая структура которой показана ниже:

NaOH (s) → Na + (водн.) + OH (водн.)

Натрий гидроксид 90 Приготовление 03

Гидроксид натрия производится в промышленных масштабах путем электролитического хлор-щелочного процесса.В процессе электролиза водного раствора хлорида натрия получают газообразный хлор и гидроксид натрия. Гидроксид натрия получают в виде раствора в воде с составом 50%, а затем сушат, чтобы получить твердые гранулы или хлопья гидроксида натрия. Ниже представлена ​​химическая цепочка, происходящая при получении NaOH.

2 NaCl + 2 H 2 O → 2 NaOH + Cl 2 + H 2

Гидроксид натрия Физические и химические свойства

Физические свойства: Основным физическим свойством NaOH является то, что это белое кристаллическое твердое вещество. который не имеет запаха и имеет плотность 2. 13 г/мл и температура плавления 318 °С. Из-за этого физического свойства NaOH широко доступен в виде гранул, пеллет и хлопьев, а также в виде водных растворов различных концентраций.

Химические свойства: Гидроксид натрия хорошо растворим в полярных растворителях, таких как вода, этанол и метанол. Он нерастворим в органических растворителях, таких как спирты, сложные эфиры, простые эфиры и бензол или ацетон. Растворение твердого NaOH в воде приведет к сильно экзотермической реакции и последующему водному раствору.Раствор NaOH будет бесцветным, без запаха и важным основанием, используемым в лаборатории. Имея сильное основание, гидроксид натрия мгновенно реагирует с кислотами, такими как HCl, с образованием соответствующих солей, как указано ниже:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

Гидроксид натрия очень гигроскопичен, что означает, что он легко впитывает воды из воздуха, а также углекислого газа из атмосферного воздуха.

Использование гидроксида натрия

Гидроксид натрия является одним из наиболее широко используемых химических оснований в промышленности. NaOH широко используется в таких отраслях, как текстильная, целлюлозно-бумажная, нефтяная и т. д. Он используется в производстве мыла и моющих средств, а также для очистки питьевой воды и очистителя канализации. Также известный как щелочь и каустическая сода, он также широко используется в процессе Байера при производстве алюминия, промышленной дезинфекции и регулировании pH. NaOH также используется в пищевой промышленности для различных целей.

NaOH обладает собственным набором преимуществ, таких как защита от многих опасностей для здоровья и безопасности.Это очень мощная и агрессивная щелочь, легко разлагающая ткани живых организмов.

Опасность для здоровья, связанная с гидроксидом натрия

Попадание на кожу растворов NaOH может привести к серьезным химическим ожогам, а попадание в глаза может привести к необратимой слепоте. Твердый NaOH вызывает сильную экзотермическую реакцию (коррозионную) при взаимодействии с водой и кислотами и, таким образом, может вызвать ожоги при разбрызгивании.

Забавные факты

  • NaOH — это многомиллионный товарный химикат в год.

  • В 2004 году мировое производство гидроксида натрия составило примерно 60 миллионов тонн, а в 2005 году с использованием процесса Solvay было произведено 42 миллиона тонн.

  • Основным методом производства NaOH является хлорно-щелочной процесс.

  • Растворы, состоящие из гидроксид-иона, образуются при сольватации соли слабой кислоты в воде.

  • Карбонат натрия используется в качестве щелочи, например, в реакции гидролиза.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Гидроксид натрия | Аварийные и постоянные пределы воздействия для отдельных переносимых по воздуху загрязнителей: том 2

ССЫЛКИ

Американская конференция государственных промышленных гигиенистов. 1983. TLVs (R) : Пороговые предельные значения для химических веществ и физических агентов в рабочей среде с предполагаемыми изменениями на 1983–1984 годы. Цинциннати, Огайо: Американская конференция государственных промышленных гигиенистов. 93 стр.


Бромберг Б.Е., Сонг И.К. и Уолден Р.Х. 1965. Гидротерапия химических ожогов. Пласт. Реконстр. Surg. 35:85–95.

Brown, S.I. 1971. Лечение ожога роговицы щелочью. Зрение Сав. Откр. 41:83–88. [Инд. Медикус 13:1052, 1972]

Браун, С.И., и Веллер, К. А. 1970. Ингибиторы коллагеназы в профилактике язв роговицы, обожженной щелочью. Арка Офтальмол. 83:352–353.

Браун, С.И., Акия, С., и Веллер, К.А. 1969а. Профилактика язв роговицы, обожженной щелочью. Предварительные исследования с ингибиторами коллагеназы.Арка Офтальмол. 82:95–97.

Браун, С.И., Вассерманн, Х.Е., и Данн, М.В., 1969b. Щелочные ожоги роговицы. Арка Офтальмол. 82:91–94.

Браун, С.И., Веллер, К.А., и Акия, С. 1970. Патогенез язв щелочной ожоговой роговицы. Арка Офтальмол. 83:205–208.

Браун, С.И., Веллер, К.А., и Вассерманн, Х.Е. 1969с. Коллагенолитическая активность роговиц, обожженных щелочью. Арка Офтальмол. 81:370–373.


Чан Т.С., Мурман Л.Р. и Томас Р.П. 1971. Реакция глазной гипертензии после кислотных и щелочных ожогов у кроликов. Вкладывать деньги. Офтальмол. 10: 270–273.

Купер, Д. В., Андербилл, Д. В., и Элленбекер, М. Дж. 1979. Критика стандарта США по промышленному воздействию аэрозолей гидроксида натрия. Являюсь. Инд. Hyg. доц. Дж. 40:365–371.

Косгроув, К.В., и Хаббард, В.Б. 1928. Кислотные и щелочные ожоги глаз — экспериментальное исследование. Анна. Surg. 87:89–94.


Дэвидсон, Э.К.1927. Лечение кислотных и щелочных ожогов. Экспериментальное исследование. Анна. Surg. 85:481–489.

Длухос М., Скленски Б. и Вискоцил Дж. 1969. Влияние аэрозольного вдыхания гидроксида соды на дыхательные пути крыс. Внитр. Лек. 15:38–42. [CA 70:80666e, 1969]

Группа 2: Химические свойства щелочноземельных металлов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
Без заголовков

Охватывает элементы бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr) и барий (Ba). Включает тенденции атомных и физических свойств, тенденции реакционной способности, модели растворимости в гидроксидах и сульфатах, тенденции термического разложения нитратов и карбонатов и некоторые нетипичные свойства бериллия.

  • Щелочные земли (Группа II) Тенденции
  • Группа 2: Общие свойства , барий (Ba) и радий (Ra).
  • Реакции элементов группы 2 с кислотами
    На этой странице обсуждаются реакции элементов группы 2 (бериллий, магний, кальций, стронций и барий) с обычными кислотами.
  • Реакции элементов 2 группы с кислородом
    Элементы 2 группы (бериллий, магний, кальций, стронций и барий) реагируют с кислородом. для образования оксидов металлов. В этом модуле рассматривается, почему трудно наблюдать аккуратную картину этой реактивности.
  • Реакции элементов группы 2 с водой
    Реакции элементов группы 2 протекают легче, поскольку энергия, необходимая для образования положительных ионов, падает. В основном это связано с уменьшением энергии ионизации вниз по группе. Это приводит к более низким энергиям активации и, следовательно, более быстрым реакциям.
  • Растворимость гидроксидов, сульфатов и карбонатов
    На этой странице обсуждается растворимость гидроксидов, сульфатов и карбонатов элементов группы 2 — бериллия, магния, кальция, стронция и бария — в воде
    9012
  • Термическая стабильность нитратов и карбонатов
    На этой странице исследуется влияние тепла на карбонаты и нитраты элементов 2-й группы (бериллий, магний, кальций, стронций и барий).Это объясняет, как термическая стабильность соединений изменяется по группе.

Молекулярно-динамические исследования из первых принципов химии поверхности и нанотрибологических свойств двойных слоистых гидроксидов MgAl

Слоистые двойные гидроксиды (СДГ) являются перспективными материалами для смазки. Однако основной механизм, который приводит к низкому трению материала, изучен недостаточно. В этом исследовании для изучения механизма пониженного трения MgAl-LDH использовались теория функционала плотности (DFT) и молекулярно-динамическое моделирование ab initio (AIMD).Наши результаты показывают, что введение трехвалентных катионов оказывает значительное влияние на снижение трения СДГ. Кроме того, латеральная сила сильно коррелирует с заполнением гидроксильной группы на поверхности. Используя моделирование AIMD, мы показываем, что молекулы воды/гидроксида взаимодействуют с поверхностью через сильные водородные связи, которые ограничивают движение и ориентацию интеркалированных молекул на поверхности. Кроме того, трение уменьшается при увеличении толщины воды.Пути реакции воды с поверхностью СДГ исследованы с помощью моделирования метадинамики в хорошо темперированном состоянии. Мы обнаружили, что ЛДГ может способствовать переносу протона, что приводит к образованию промежуточных гидроксидов (ОН), которые затем химически адсорбируются на поверхности. Химическая адсорбция промежуточных гидроксидов может расщеплять связи O–H на поверхности СДГ.

У вас есть доступ к этой статье

Подождите, пока мы загрузим ваш контент… Что-то пошло не так. Попробуйте снова?

Формула гидроксида натрия — Использование, свойства, структура и формула гидроксида натрия

Формула и структура: Химическая формула гидроксида натрия — NaOH, а его молярная масса — 40. 01 г/моль. Это щелочная соль натрия, и ее структура показана ниже:

Это ионное соединение, состоящее из катиона натрия (Na + ) и аниона гидроксида (OH ).

Подготовка: гидроксид натрия промышленно производится с использованием электролитического хлор-щелочного процесса, в котором электролиз водного раствора хлорида натрия дает газообразный хлор и гидроксид натрия. NaOH получают в виде 50% раствора в воде, а затем сушат, получая твердые хлопья или гранулы гидроксида натрия.

2 NaCl + 2 H 2 O → 2 NaOH + Cl 2 + H 2

Физические свойства: это белое кристаллическое вещество без запаха с плотностью 2,13 г/мл и температурой плавления 318 °C. Он широко доступен в виде пеллет, хлопьев, гранул, а также в виде водных растворов различной концентрации.

Химические свойства: Гидроксид натрия растворим в полярных растворителях, таких как вода, этанол и метанол, и нерастворим в органических растворителях. Растворение твердого NaOH в воде является сильно экзотермической реакцией, и в результате получается водный раствор.Раствор NaOH представляет собой бесцветное, не имеющее запаха и важное основание, используемое в лаборатории. Как сильное основание, гидроксид натрия легко реагирует с кислотами, такими как HCl, с образованием соответствующих солей, как показано ниже:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

Гидроксид натрия очень гигроскопичен (поглощает воду из воздуха), а также поглощает углекислый газ из воздуха.

Использование: гидроксид натрия является одним из наиболее широко используемых в промышленности оснований. Его основное применение — в бумажной, нефтяной, текстильной промышленности, при производстве мыла и моющих средств, в процессе Байера при производстве алюминия, промышленной очистке и для регулирования pH.Он также используется в пищевой промышленности для многих приложений.

Влияние на здоровье/опасность: Это сильная и очень коррозионная щелочь, которая легко разлагает живые ткани.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск