Pärast artikli lugemist saate ained eraldada sooladeks, hapeteks ja alusteks. Artiklis kirjeldatakse, milline on lahuse pH, millised ühised omadused on hapetel ja alustel.
Nagu metallid ja mittemetallid, on ka happed ja alused ainete eraldamine sarnaste omaduste järgi. Esimene hapete ja aluste teooria kuulus Rootsi teadlasele Arrheniusele. Arrheniuse hape on ainete klass, mis reaktsioonis veega dissotsieeruvad (lagunevad), moodustades vesinikkatiooni H +. Arrheniuse alused vesilahuses moodustavad OH - anioone. Järgmise teooria pakkusid 1923. aastal välja teadlased Brönsted ja Lowry. Bronsted-Lowry teooria defineerib happeid kui aineid, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootonit loovutama (vesinikkatiooni nimetatakse reaktsioonides prootoniks). Alused on vastavalt ained, mis on võimelised reaktsiooni käigus prootoneid vastu võtma. Praegune teooria on Lewise teooria. Lewise teooria defineerib happeid kui molekule või ioone, mis on võimelised vastu võtma elektronpaare, moodustades seeläbi Lewise adukte (adukt on ühend, mis moodustub kahe reagendi kombineerimisel ilma kõrvalsaadusi moodustamata).
Anorgaanilises keemias mõeldakse happe all reeglina Bronsted-Lowry hapet, st aineid, mis on võimelised prootonit loovutama. Kui need tähendavad Lewise happe määratlust, siis tekstis nimetatakse sellist hapet Lewise happeks. Need reeglid kehtivad hapete ja aluste kohta.
Dissotsiatsioon
Dissotsiatsioon on aine lagunemise protsess lahustes või sulamites ioonideks. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon on HCl lagunemine H + ja Cl - .
Hapete ja aluste omadused
Alused kipuvad katsudes olema seebised, samas kui happed kipuvad olema hapud.
Kui alus reageerib paljude katioonidega, tekib sade. Kui hape reageerib anioonidega, eraldub tavaliselt gaas.
Tavaliselt kasutatavad happed:
H 2 O, H 3 O +, CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4, HSO 4 -, HCl, CH 3 OH, NH 3
Tavaliselt kasutatavad alused:
OH-, H2O, CH3CO2-, HSO4-, SO42-, Cl-
Tugevad ja nõrgad happed ja alused
Tugevad happed
Sellised happed, mis dissotsieeruvad vees täielikult, tekitades vesiniku katioone H + ja anioone. Tugeva happe näide on vesinikkloriidhape HCl:
HCl (lahus) + H 2 O (l) → H 3 O + (lahus) + Cl - (lahus)
Tugevate hapete näited: HCl, HBr, HF, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4
Tugevate hapete loetelu
- HCl - vesinikkloriidhape
- HBr - vesinikbromiid
- HI - vesinikjodiid
- HNO 3 - lämmastikhape
- HClO 4 - perkloorhape
- H 2 SO 4 - väävelhape
Nõrgad happed
Lahustage vees ainult osaliselt, näiteks HF:
HF (lahus) + H2O (l) → H3O + (lahus) + F - (lahus) - sellises reaktsioonis ei dissotsieeru enam kui 90% happest:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Lahuste juhtivust mõõtes saab eristada tugevaid ja nõrku happeid: juhtivus sõltub ioonide arvust, mida tugevam on hape, seda dissotsieerunud on see, seega mida tugevam on hape, seda suurem on juhtivus.
Nõrkade hapete loetelu
- HF vesinikfluoriid
- H 3 PO 4 fosfor
- H 2 SO 3 väävel
- H2S vesiniksulfiid
- H 2 CO 3 kivisüsi
- H 2 SiO 3 räni
Tugevad alused
Tugevad alused dissotsieeruvad vees täielikult:
NaOH (lahus) + H 2 O ↔ NH 4
Tugevate aluste hulka kuuluvad esimese (leelised, leelismetallid) ja teise (leelisterreenid, leelismuldmetallid) rühma metallide hüdroksiidid.
Tugevate aluste nimekiri
- NaOH naatriumhüdroksiid (seebikivi)
- KOH kaaliumhüdroksiid (kaustiline kaaliumhüdroksiid)
- LiOH liitiumhüdroksiid
- Ba(OH)2 baariumhüdroksiid
- Ca(OH)2 kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi)
Nõrgad alused
Pöörduvas reaktsioonis vee juuresolekul moodustab see OH-ioone:
NH 3 (lahus) + H 2 O ↔ NH + 4 (lahus) + OH - (lahus)
Enamik nõrku aluseid on anioonid:
F - (lahus) + H 2 O ↔ HF (lahus) + OH - (lahus)
Nõrkade aluste loend
- Mg(OH)2 magneesiumhüdroksiid
- Fe (OH) 2 raud (II) hüdroksiid
- Zn(OH)2 tsinkhüdroksiid
- NH 4OH ammooniumhüdroksiid
- Fe (OH) 3 raud (III) hüdroksiid
Hapete ja aluste reaktsioonid
Tugev hape ja tugev alus
Sellist reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimiseks: kui reaktiivide kogus on happe ja aluse täielikuks dissotsiatsiooniks piisav, on saadud lahus neutraalne.
Näide:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Nõrk alus ja nõrk hape
Üldine reaktsioon reaktsioonile:
Nõrk alus (lahus) + H 2 O ↔ Nõrk hape (lahus) + OH - (lahus)
Tugev alus ja nõrk hape
Alus dissotsieerub täielikult, hape dissotsieerub osaliselt, saadud lahusel on nõrgad aluse omadused:
HX (lahus) + OH - (lahus) ↔ H 2 O + X - (lahus)
Tugev hape ja nõrk alus
Hape dissotsieerub täielikult, alus ei dissotsieeru täielikult:
Vee dissotsiatsioon
Dissotsiatsioon on aine lagunemine selle koostisosadeks. Happe või aluse omadused sõltuvad vees leiduvast tasakaalust:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (lahus) + OH - (lahus)
K c = / 2
Vee tasakaalukonstant t=25° juures: K c = 1,83⋅10 -6 , toimub ka järgmine võrdsus: = 10 -14 , mida nimetatakse vee dissotsiatsioonikonstandiks. Puhta vee puhul = = 10 -7, kust -lg = 7,0.
Seda väärtust (-lg) nimetatakse pH-ks – vesiniku potentsiaaliks. Kui pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, siis on ainel põhiomadused.
PH määramise meetodid
instrumentaalne meetod
Spetsiaalne pH-meeter on seade, mis muudab prootonite kontsentratsiooni lahuses elektriliseks signaaliks.
Näitajad
Aine, mis muudab värvi teatud pH väärtuste vahemikus sõltuvalt lahuse happesusest, kasutades mitmeid indikaatoreid, saate saavutada üsna täpse tulemuse.
soola
Sool on ioonne ühend, mille moodustavad katioon, mis ei ole H +, ja anioon, mis ei ole O 2-. Nõrgas vesilahuses dissotsieeruvad soolad täielikult.
Soolalahuse happe-aluse omaduste määramiseks, tuleb kindlaks teha, millised ioonid lahuses esinevad ja arvestada nende omadusi: tugevatest hapetest ja alustest moodustunud neutraalsed ioonid ei mõjuta pH-d: vees ei eraldu ei H + ega OH - ioone. Näiteks Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.
Nõrkadest hapetest moodustunud anioonidel on leeliselised omadused (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), leeliseliste omadustega katioone pole.
Kõigil katioonidel, välja arvatud esimese ja teise rühma metallidel, on happelised omadused.
puhverlahus
Lahused, mis säilitavad oma pH väikese koguse tugeva happe või tugeva aluse lisamisel, koosnevad tavaliselt:
- Nõrga happe, vastava soola ja nõrga aluse segu
- Nõrk alus, vastav sool ja tugev hape
Teatud happesusega puhverlahuse valmistamiseks on vaja nõrk hape või alus segada vastava soolaga, võttes arvesse:
- pH vahemik, milles puhverlahus on efektiivne
- Lahuse mahutavus on tugeva happe või tugeva aluse kogus, mida saab lisada lahuse pH-d mõjutamata.
- Ei tohi tekkida soovimatuid reaktsioone, mis võiksid muuta lahuse koostist
Test:
Alused on keerulised ühendid, mis sisaldavad kahte peamist struktuurikomponenti:
- Hüdroksorühm (üks või mitu). Seetõttu on nende ainete teine nimetus "hüdroksiidid".
- Metalli aatom või ammooniumiioon (NH4+).
Aluse nimi tuleneb selle mõlema komponendi nimede kombinatsioonist: näiteks kaltsiumhüdroksiid, vaskhüdroksiid, hõbehüdroksiid jne.
Ainsat erandit aluste moodustamise üldreeglist tuleks pidada juhul, kui hüdroksorühm ei ole seotud metalli, vaid ammooniumkatiooniga (NH4 +). See aine tekib siis, kui ammoniaak lahustub vees.
Kui me räägime aluste omadustest, siis tuleb kohe märkida, et hüdroksorühma valents on võrdne ühega, nende rühmade arv molekulis sõltub otseselt sellest, millise valentsusega metallid reaktsioonis osalevad. on. Sel juhul on näiteks selliste ainete valemid nagu NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.
Aluste keemilised omadused avalduvad nende reaktsioonides hapete, soolade ja muude alustega, samuti nende toimes indikaatoritele. Eelkõige saab leeliseid määrata, viies nende lahusesse teatud indikaatori. Sel juhul muudab see märgatavalt oma värvi: näiteks muutub see valgest siniseks ja fenoolftaleiin muutub karmiinpunaseks.
Aluste keemilised omadused, mis avalduvad nende koostoimes hapetega, viivad kuulsate neutraliseerimisreaktsioonideni. Sellise reaktsiooni olemus seisneb selles, et metalliaatomid, liitudes happejäägiga, moodustavad soola ning hüdroksorühm ja vesinikuioon muutuvad ühinemisel veeks. Seda reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast seda ei jää leelist ega hapet.
Aluste iseloomulikud keemilised omadused avalduvad ka nende reaktsioonis sooladega. Tuleb märkida, et lahustuvate sooladega reageerivad ainult leelised. Nende ainete struktuuriomadused viivad selleni, et reaktsiooni tulemusena moodustub uus sool ja uus, enamasti lahustumatu alus.
Lõpuks avalduvad aluste keemilised omadused suurepäraselt nende termilise kokkupuute ajal - kuumutamisel. Siin tuleb teatud katsete tegemisel meeles pidada, et peaaegu kõik alused, välja arvatud leelised, käituvad kuumutamisel äärmiselt ebastabiilselt. Valdav enamus neist laguneb peaaegu koheselt vastavaks oksiidiks ja veeks. Ja kui võtta selliste metallide alused nagu hõbe ja elavhõbe, siis tavatingimustes neid saada ei saa, kuna need hakkavad lagunema juba toatemperatuuril.
Enne aluste ja amfoteersete hüdroksiidide keemiliste omaduste arutamist määratleme selgelt, mis see on?
1) Aluste ehk aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +1 või +2, s.o. mille valemid on kirjutatud kas MeOH või Me(OH) 2 kujul. Siiski on erandeid. Seega hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 aluste hulka ei kuulu.
2) Amfoteersed hüdroksiidid hõlmavad metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +3, +4 ja erandina hüdroksiidid Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metallhüdroksiide oksüdatsiooniastmes +4 KASUTUSülesannetes ei leidu, seetõttu neid arvesse ei võeta.
Aluste keemilised omadused
Kõik alused on jagatud järgmisteks osadeks:
Tuletage meelde, et berüllium ja magneesium ei ole leelismuldmetallid.
Lisaks vees lahustuvusele dissotsieeruvad leelised väga hästi ka vesilahustes, samas kui lahustumatutel alustel on madal dissotsiatsiooniaste.
See erinevus leeliste ja lahustumatute hüdroksiidide lahustuvuses ja dissotsieerumisvõimes põhjustab omakorda märgatavaid erinevusi nende keemilistes omadustes. Seega on leelised keemiliselt aktiivsemad ühendid ja on sageli võimelised osalema sellistes reaktsioonides, milles lahustumatud alused ei osale.
Aluste reaktsioon hapetega
Leelised reageerivad absoluutselt kõigi hapetega, isegi väga nõrkade ja lahustumatutega. Näiteks:
Lahustumatud alused reageerivad peaaegu kõigi lahustuvate hapetega, ei reageeri lahustumatu ränihappega:
Tuleb märkida, et nii tugevad kui ka nõrgad alused üldvalemiga Me (OH) 2 võivad happe puudumisega moodustada aluselisi sooli, näiteks:
Koostoime happeoksiididega
Leelised reageerivad kõigi happeliste oksiididega, moodustades soolasid ja sageli vett:
Lahustumatud alused on võimelised reageerima kõigi kõrgemate happeliste oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele, näiteks P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, moodustades keskmised soolad1:
Vormi Me (OH) 2 lahustumatud alused reageerivad vee juuresolekul süsinikdioksiidiga ainult aluseliste soolade moodustumisega. Näiteks:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
Ränidioksiidiga reageerivad selle erakordse inertsuse tõttu ainult kõige tugevamad alused, leelised. Sel juhul moodustuvad normaalsed soolad. Reaktsioon ei toimu lahustumatute alustega. Näiteks:
Aluste koostoime amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega
Kõik leelised reageerivad amfoteersete oksiidide ja hüdroksiididega. Kui reaktsioon viiakse läbi amfoteerse oksiidi või hüdroksiidi sulatamisel tahke leelisega, põhjustab selline reaktsioon vesinikuvabade soolade moodustumist:
Kui kasutatakse leeliste vesilahuseid, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:
Alumiiniumi puhul tekib kontsentreeritud leelise liia toimel Na-soola asemel Na3-sool:
Aluste koostoime sooladega
Mis tahes alus reageerib mis tahes soolaga ainult siis, kui samaaegselt on täidetud kaks tingimust:
1) lähteühendite lahustuvus;
2) sademe või gaasi olemasolu reaktsioonisaaduste hulgas
Näiteks:
Aluste termiline stabiilsus
Kõik leelised, välja arvatud Ca(OH) 2, on kuumuskindlad ja sulavad ilma lagunemiseta.
Kõik lahustumatud alused ja ka vähelahustuv Ca (OH) 2 lagunevad kuumutamisel. Kaltsiumhüdroksiidi kõrgeim lagunemistemperatuur on umbes 1000 o C:
Lahustumatutel hüdroksiididel on palju madalam lagunemistemperatuur. Nii näiteks laguneb vask(II)hüdroksiid juba temperatuuril üle 70 o C:
Amfoteersete hüdroksiidide keemilised omadused
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime hapetega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad tugevate hapetega:
Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri selliste hapetega nagu H 2 S, H 2 SO 3 ja H 2 CO 3, kuna soolad, mis võivad tekkida selliste reaktsioonide tulemusena, alluvad pöördumatule hüdrolüüsile. algne amfoteerne hüdroksiid ja vastav hape:
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime happeoksiididega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad kõrgemate oksiididega, mis vastavad stabiilsetele hapetele (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):
Amfoteersed metallhüdroksiidid oksüdatsiooniastmes +3, s.o. tüüp Me (OH) 3, ei reageeri happeoksiididega SO 2 ja CO 2.
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime alustega
Alustest reageerivad amfoteersed hüdroksiidid ainult leelistega. Sel juhul, kui kasutatakse leelise vesilahust, moodustuvad hüdroksokomplekssoolad:
Ja kui amfoteersed hüdroksiidid sulatatakse tahkete leelistega, saadakse nende veevabad analoogid:
Amfoteersete hüdroksiidide koostoime aluseliste oksiididega
Amfoteersed hüdroksiidid reageerivad leelis- ja leelismuldmetallide oksiididega sulatamisel:
Amfoteersete hüdroksiidide termiline lagunemine
Kõik amfoteersed hüdroksiidid on vees lahustumatud ja nagu kõik lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad kuumutamisel vastavaks oksiidiks ja veeks.
Alused (hüdroksiidid)- kompleksained, mille molekulide koostises on üks või mitu OH-hüdroksüülrühma. Enamasti koosnevad alused metalliaatomist ja OH-rühmast. Näiteks NaOH on naatriumhüdroksiid, Ca (OH) 2 on kaltsiumhüdroksiid jne.
Seal on alus - ammooniumhüdroksiid, milles hüdroksürühm ei ole seotud metalliga, vaid NH 4 + iooniga (ammooniumkatioon). Ammooniumhüdroksiid tekib ammoniaagi lahustamisel vees (vee ammoniaagile lisamise reaktsioonid):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).
Hüdroksüülrühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis oleneb metalli valentsist ja on sellega võrdne. Näiteks NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.
Kõik põhjused - erinevat värvi tahked ained. Mõned alused lahustuvad vees hästi (NaOH, KOH jne). Kuid enamik neist ei lahustu vees.
Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks. Leeliselahused on "seebised", katsudes libedad ja üsna söövitavad. Leeliste hulka kuuluvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 jne). Ülejäänud on lahustumatud.
Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis hapetega suhtlemisel toimivad alustena ja käituvad leelisega nagu happed.
Erinevad alused erinevad oma võime poolest hüdroksürühmi eraldada, mistõttu jagunevad need vastavalt tunnusele tugevateks ja nõrkadeks alusteks.
Tugevad alused loovutavad kergesti oma hüdroksüülrühmad vesilahustes, kuid nõrgad alused mitte.
Aluste keemilised omadused
Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.
1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad oma värvi sõltuvalt koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes - neil on üks värv, happelistes lahustes - teine. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin fuksiaks.
2. Reageerida happeliste oksiididega soola ja vee moodustumine:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse ja happe interaktsiooni reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:
2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.
4. Reageerida sooladega uue soola ja aluse moodustamine:
2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
5. Kuumutamisel laguneb veeks ja aluseliseks oksiidiks:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O.
Kas teil on küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendaja abi saamiseks - registreeru.
Esimene tund on tasuta!
saidil, materjali täieliku või osalise kopeerimise korral on nõutav link allikale.
Lahustumatu alus: vaskhüdroksiid
Vundamendid- nimetatakse elektrolüütideks, mille lahustes pole anioone, välja arvatud hüdroksiidioonid (anioonid on ioonid, millel on negatiivne laeng, antud juhul on need OH - ioonid). Pealkirjad põhjustel koosneb kolmest osast: sõnadest hüdroksiid , millele on lisatud metalli nimetus (genitiivis). Näiteks, vaskhüdroksiid(Cu(OH)2). Mõne jaoks põhjustel võib kasutada näiteks vanu nimesid naatriumhüdroksiid(NaOH) - naatrium leelis.
Naatriumhüdroksiid, naatriumhüdroksiid, naatrium leelis, seebikivi- kõik see on sama aine, mille keemiline valem on NaOH. Veevaba naatriumhüdroksiid on valge kristalne aine. Lahus on selge vedelik, mis tundub veest eristamatu. Olge kasutamisel ettevaatlik! Seebikivi põletab nahka tugevalt!
Aluste klassifikatsioon põhineb nende võimel lahustuda vees. Mõned aluste omadused sõltuvad vees lahustuvusest. Niisiis, põhjustel vees lahustuvaid nimetatakse leelis. Need sisaldavad naatriumhüdroksiidid(NaOH), kaaliumhüdroksiid(KOH), liitium (LiOH), mõnikord lisatakse need nende arvule ja kaltsiumhüdroksiid(Ca (OH) 2)), kuigi tegelikult on see vähelahustuv valge aine (kustutatud lubi).
Põhjenduse saamine
Põhjenduse saamine ja leelised saab teha mitmel viisil. Saamise eest leelised Võite kasutada metalli keemilist koostoimet veega. Sellised reaktsioonid kulgevad väga suure soojuse vabanemisega kuni süttimiseni (süttimine toimub vesiniku vabanemise tõttu reaktsiooni käigus).
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Kustutatud lubi – CaO CaO + H2O → Ca (OH) 2
Kuid tööstuses pole need meetodid muidugi praktilist väärtust leidnud, välja arvatud kaltsiumhüdroksiidi Ca (OH) 2 tootmine. Kviitung naatriumhüdroksiid ja kaaliumhüdroksiid seotud elektri kasutamisega. Naatrium- või kaaliumkloriidi vesilahuse elektrolüüsi käigus eraldub katoodil vesinik ja anoodil kloor, samas kui lahuses, kus elektrolüüs toimub, akumuleerub leelis!
KCl + 2H 2 O → 2KOH + H 2 + Cl 2 (see reaktsioon toimub elektrivoolu läbimisel lahust).
Lahustumatud alused piiramine leelised vastavate soolade lahustest.
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
Põhiomadused
leelised kuumuskindel. Naatriumhüdroksiid võite sulatada ja viia sulatise keemiseni, kuni see ei lagune. leelised reageerib kergesti hapetega, mille tulemuseks on soola ja vee moodustumine. Seda reaktsiooni nimetatakse ka neutraliseerimisreaktsiooniks.
KOH + HCl → KCl + H2O
leelised interakteeruvad happeliste oksiididega, mille tulemusena moodustuvad sool ja vesi.
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O
Lahustumatud alused, erinevalt leelistest, ei ole termiliselt stabiilsed ained. Mõned neist, näiteks vaskhüdroksiid, lagunevad kuumutamisel,
Cu(OH)2 + CuO → H2O
teised - isegi toatemperatuuril (näiteks hõbehüdroksiid - AgOH).
Lahustumatud alused hapetega interakteerudes toimub reaktsioon ainult siis, kui reaktsiooni käigus tekkiv sool lahustub vees.
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
Leelismetalli lahustumine vees koos indikaatori värvuse muutumisega helepunaseks Leelismetallid on metallid, mis reageerivad veega, moodustades leelis. Naatrium Na on leelismetallide tüüpiline esindaja. Naatrium on veest kergem, seetõttu toimub selle pinnal keemiline reaktsioon veega. Vees aktiivselt lahustuv naatrium tõrjub sellest välja vesiniku, moodustades samal ajal naatriumleelise (või naatriumhüdroksiidi) - seebikivi NaOH. Reaktsioon kulgeb järgmiselt:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Kõik leelismetallid käituvad sarnaselt. Kui enne reaktsiooni alustamist lisatakse veele indikaator fenoolftaleiin ja seejärel kastetakse vette tükike naatriumi, siis libiseb naatrium läbi vee, jättes endast maha erkroosa jälje moodustunud leelisest (leelis). muudab fenoolftaleiini roosaks)
raudhüdroksiid
raudhüdroksiid on aluseks. Raud moodustab olenevalt selle oksüdatsiooniastmest kaks erinevat alust: raudhüdroksiid, kus raual võib olla valentsid (II) - Fe (OH) 2 ja (III) - Fe (OH) 3. Nagu enamiku metallide moodustatud alused, on mõlemad raudalused vees lahustumatud.
raudhüdroksiid(II) - valge želatiinne aine (lahuses sade), millel on tugevad redutseerivad omadused. Pealegi, raudhüdroksiid(II) väga ebastabiilne. Kui lahendus raudhüdroksiid(II) lisage veidi leelist, siis tuleb välja roheline sade, mis tumeneb üsna kiiresti ja muutub pruuniks raua (III) sademeks.
raudhüdroksiid(III) on amfoteersed omadused, kuid selle happelised omadused on palju vähem väljendunud. Hangi raudhüdroksiid(III) on võimalik rauasoola ja leelise vahelise keemilise vahetusreaktsiooni tulemusena. Näiteks
Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 + 2 Fe (OH) 3