Tutvumine

Kuidas tuvastada lahustumatuid aluseid. Aluste valmistamine ja omadused

Alused (hüdroksiidid)– kompleksained, mille molekulid sisaldavad ühte või mitut hüdroksü-OH rühma. 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 (ammoniaagile vee lisamise reaktsioon):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).

Hüdroksürühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis sõltub metalli valentsusest 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 toimivad hapetega suhtlemisel alustena ja käituvad leelistega nagu happed.

Erinevatel alustel on hüdroksürühmade eemaldamise võime erinev, seega jagunevad need tugevateks ja nõrkadeks alusteks.

Tugevad alused vesilahustes loobuvad kergesti oma hüdroksürühmadest, kuid nõrgad alused mitte.

Aluste keemilised omadused

Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.

1. Näitajate järgimine. Indikaatorid muudavad värvi sõltuvalt koostoimest erinevate kemikaalidega. Neutraalsetes lahustes on neil üht värvi, happelistes lahustes teist värvi. Alustega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranž indikaator muutub kollaseks, lakmusindikaator siniseks ja fenoolftaleiin muutub fuksiaks.

2. Koostoime happeoksiididega koos soola ja vee moodustumine:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse reaktsiooni happega nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reageerib sooladega uue soola ja aluse moodustamine:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Kuumutamisel võivad need laguneda veeks ja peamiseks oksiidiks:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Kas teil on endiselt küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendajalt abi saamiseks registreeruge.
Esimene tund on tasuta!

veebisaidil, materjali täielikul või osalisel kopeerimisel on vajalik link allikale.

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (ammooniumhüdroksiid).

Hüdroksürühma valents on 1. Hüdroksüülrühmade arv alusmolekulis sõltub metalli valentsusest 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.

Lahustumatud alused- need on amfoteersed hüdroksiidid, mis toimivad hapetega suhtlemisel alustena ja käituvad leelistega nagu happed.

Erinevatel alustel on hüdroksürühmade eemaldamise võime erinev, seega jagunevad need tugevateks ja nõrkadeks alusteks.

Tugevad alused vesilahustes loobuvad kergesti oma hüdroksürühmadest, kuid nõrgad alused mitte.

Aluste keemilised omadused

Aluste keemilisi omadusi iseloomustab nende seos hapete, happeanhüdriidide ja sooladega.

2. Koostoime happeoksiididega koos soola ja vee moodustumine:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reageerida hapetega, moodustades soola ja vett. Aluse reaktsiooni happega nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks, kuna pärast selle lõppemist muutub keskkond neutraalseks:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reageerib sooladega uue soola ja aluse moodustamine:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Kuumutamisel võivad need laguneda veeks ja peamiseks oksiidiks:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Kas teil on endiselt küsimusi? Kas soovite sihtasutuste kohta rohkem teada?
Juhendajalt abi saamiseks -.
Esimene tund on tasuta!

blog.site, materjali täielikul või osalisel kopeerimisel on vaja linki algallikale.

a) aluse leidmine.

1) Üldine aluste valmistamise meetod on vahetusreaktsioon, mille abil saab saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid:

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

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 .

Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.

2) Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

3) Tehnoloogilised leelised saadakse tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil:

b)keemilinealuste omadused.

1) Aluste kõige iseloomulikum reaktsioon on nende interaktsioon hapetega – neutraliseerimisreaktsioon. Sellesse sisenevad nii leelised kui ka lahustumatud alused:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2 H2O.

2) Eespool on näidatud, kuidas leelised interakteeruvad happeliste ja amfoteersete oksiididega.

3) Leeliste koostoimel lahustuvate sooladega moodustub uus sool ja uus alus. Selline reaktsioon kulgeb lõpuni ainult siis, kui vähemalt üks saadud ainetest sadestub.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) Kuumutamisel laguneb enamik aluseid, välja arvatud leelismetallide hüdroksiidid, vastavaks oksiidiks ja veeks:

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

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

HAPPED - kompleksained, mille molekulid koosnevad ühest või mitmest vesinikuaatomist ja happejäägist. Hapete koostist saab väljendada üldvalemiga H x A, kus A on happejääk. Hapete vesinikuaatomeid saab asendada või vahetada metalliaatomitega, mille tulemusena moodustuvad soolad.

Kui hape sisaldab ühte sellist vesinikuaatomit, siis on tegemist ühealuselise happega (HCl - vesinikkloriidhape, HNO 3 - lämmastik, HСlO - hüpokloorhape, CH 3 COOH - äädikhape); kaks vesinikuaatomit - kahealuselised happed: H 2 SO 4 - väävelhape, H 2 S - vesiniksulfiid; kolm vesinikuaatomit on kolmealuselised: H 3 PO 4 – ortofosfor, H 3 AsO 4 – ortoarseen.

Sõltuvalt happejäägi koostisest jaotatakse happed hapnikuvabadeks (H 2 S, HBr, HI) ja hapnikku sisaldavateks (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). Hapnikku sisaldavate hapete molekulides on vesinikuaatomid ühendatud hapniku kaudu keskaatomiga: H – O – E. Hapnikuvabade hapete nimetused on moodustatud mittemetalli venekeelse nimetuse tüvest, ühendavast vokaalist. - O- ja sõnad "vesinik" (H 2 S – vesiniksulfiid). Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on antud järgmiselt: kui happejäägis sisalduv mittemetall (harvemini metall) on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, siis lisatakse elemendi venekeelse nimetuse juure järelliited. -n-, -ev-, või - ov- ja siis lõpp -ja mina-(H 2 SO 4 - väävel, H 2 CrO 4 - kroom). Kui keskaatomi oksüdatsiooniaste on madalam, kasutatakse järelliidet -ist-(H 2 SO 3 – väävel). Kui mittemetall moodustab mitmeid happeid, kasutatakse muid järelliiteid (HClO - kloor onistlik aya, HClO 2 – kloor ist aya, HClO 3 – kloor ovat aya, HClO 4 – kloor n ja mina).

KOOS
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt on happed elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahuses, moodustades katioonidena ainult vesinikioone:

N x A xN + +A x-

H + ioonide olemasolu põhjustab indikaatorite värvuse muutumist happelahustes: lakmus (punane), metüüloranž (roosa).

Hapete valmistamine ja omadused

A) hapete tootmine.

1) Hapnikuvabu happeid saab mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga ja seejärel vastavate gaaside lahustamisel vees:

2) Hapnikku sisaldavaid happeid saab sageli saada happeoksiidide reageerimisel veega.

3) Nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid võib saada soolade ja teiste hapete vaheliste vahetusreaktsioonide teel:

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (lahustunud) = H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (tahke) + H 2 SO 4 (konts.) = HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3,

4) Mõnel juhul saab hapete tootmiseks kasutada redoksreaktsioone:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO 

b ) hapete keemilised omadused.

1) Happed interakteeruvad aluste ja amfoteersete hüdroksiididega. Sel juhul saavad praktiliselt lahustumatud happed (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) reageerida ainult lahustuvate leelistega.

H2SiO3 +2NaOH=Na2SiO3+2H2O

2) Eespool on käsitletud hapete vastasmõju aluseliste ja amfoteersete oksiididega.

3) Hapete koostoime sooladega on vahetusreaktsioon soola ja vee moodustumisega. See reaktsioon kulgeb lõpuni, kui reaktsiooniprodukt on lahustumatu või lenduv aine või nõrk elektrolüüt.

Ni2SiO3 +2HCl=2NaCl+H2SiO3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Hapete interaktsioon metallidega on oksüdatsiooni-redutseerimise protsess. Redutseerija - metall, oksüdeerija - vesinikioonid (mitteoksüdeerivad happed: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (lahjendatud), H 3 PO 4) või happejäägi anioon (oksüdeerivad happed: H 2 SO 4 () conc), HNO 3 (lõpp ja katkestus)). Mitteoksüdeerivate hapete ja metallide vastasmõju reaktsioonisaadused pingereas kuni vesinikuni on sool ja gaasvesinik:

Zn+H2SO4(dil) =ZnSO4+H2

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Oksüdeerivad happed interakteeruvad peaaegu kõigi metallidega, sealhulgas madala aktiivsusega metallidega (Cu, Hg, Ag) ning tekivad happeaniooni, soola ja vee redutseerimisproduktid:

Cu + 2H 2 SO 4 (konts.) = CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konts.) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

AMFOTEERILISED HÜDROKSIIDID neil on happe-aluse duaalsus: nad reageerivad hapetega alusena:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,

ja alustega - nagu happed:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (reaktsioon toimub leeliselahuses);

Cr(OH) 3 + NaOH = NaCrO 2 + 2H 2 O (reaktsioon toimub tahkete ainete vahel sulamise käigus).

Amfoteersed hüdroksiidid moodustavad sooli tugevate hapete ja alustega.

Nagu teised lahustumatud hüdroksiidid, lagunevad amfoteersed hüdroksiidid kuumutamisel oksiidiks ja veeks:

Be(OH)2 = BeO+H2O.

SOOLA– ioonühendid, mis koosnevad metallikatioonidest (või ammooniumist) ja happejääkide anioonidest. Mis tahes soola võib pidada aluse neutraliseerimise reaktsiooni produktiks happega. Sõltuvalt happe ja aluse vahekorrast saadakse soolad: keskmine(ZnSO 4, MgCl 2) – aluse täieliku neutraliseerimise saadus happega, hapu(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - liigse happega, põhilised(CuOHCl, AlOHSO 4) – aluse liiaga.

Rahvusvahelise nomenklatuuri järgi moodustatakse soolade nimetused kahest sõnast: happeaniooni nimetus nominatiivis ja metallikatiooni nimetus genitiivis, mis näitab selle oksüdatsiooniastet, kui see on muutuv, rooma numbriga. sulgudes. Näiteks: Cr 2 (SO 4) 3 – kroom (III) sulfaat, AlCl 3 – alumiiniumkloriid. Happesoolade nimetused moodustatakse sõna lisamisel hüdro- või dihüdro-(olenevalt vesinikuaatomite arvust hüdroanioonis): Ca(HCO 3) 2 - kaltsiumvesinikkarbonaat, NaH 2 PO 4 - naatriumdivesinikfosfaat. Peamiste soolade nimetused moodustatakse sõnade liitmisel hüdrokso- või dihüdrokso-: (AlOH)Cl 2 – alumiiniumhüdroksükloriid, 2 SO 4 – kroom(III)dihüdroksosulfaat.

Soolade valmistamine ja omadused

A ) soolade keemilised omadused.

1) Soolade interaktsioon metallidega on oksüdatsiooni-redutseerimise protsess. Sel juhul tõrjub elektrokeemilises pingereas vasakul asuv metall järgnevad nende soolade lahustest välja:

Zn+CuSO4 =ZnSO4+Cu

Leelis- ja leelismuldmetallid Ärge kasutage teiste metallide redutseerimiseks nende soolade vesilahustest, kuna need interakteeruvad veega, tõrjudes välja vesiniku:

2Na+2H2O=H2 +2NaOH.

2) Eespool käsitleti soolade vastasmõju hapete ja leelistega.

3) Soolade vastastikmõju lahuses toimub pöördumatult ainult siis, kui üks toodetest on vähelahustuv aine:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4  + 2NaCl.

4) Soolade hüdrolüüs – osade soolade vahetuslagunemine veega. Soolade hüdrolüüsi käsitletakse üksikasjalikult teemas "Elektrolüütiline dissotsiatsioon".

b) soolade saamise meetodid.

Laboripraktikas kasutatakse soolade saamiseks tavaliselt järgmisi meetodeid, mis põhinevad erinevate ühendite klasside ja lihtainete keemilistel omadustel:

1) Metallide ja mittemetallide koostoime:

Cu+Cl 2 = CuCl 2,

2) Metallide koostoime soolalahustega:

Fe+CuCl2 =FeCl2+Cu.

3) Metallide koostoime hapetega:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Hapete koostoime aluste ja amfoteersete hüdroksiididega:

3HCl+Al(OH)3 =AlCl3+3H2O.

5) Hapete koostoime aluseliste ja amfoteersete oksiididega:

2HNO3 +CuO=Cu(NO3)2 +2H2O.

6) Hapete koostoime sooladega:

HCl+AgNO3 =AgCl+HNO3.

7) Leeliste koostoime lahuses olevate sooladega:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH)3 +3KCl.

8) Kahe soola koostoime lahuses:

NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl.

9) Leeliste koostoime happeliste ja amfoteersete oksiididega:

Ca(OH)2 +CO2 =CaCO3 +H2O.

10) Erinevat tüüpi oksiidide vastastikmõju:

CaO+CO 2 = CaCO 3.

Sooli leidub looduses mineraalide ja kivimite kujul, lahustunud olekus ookeanide ja merede vees.

Teadus annab meile ainult ettekujutuse meie teadmatuse ulatusest. G. Lamene

Alused on keerulised ained, mis koosnevad metalliioonidest ja hüdroksüülrühmadest

ALUSTE nomenklatuur

Rahvusvahelise nomenklatuuri järgi koosnevad aluste nimetused sõnast "hüdroksiid" ja metalli nimetusest. Kui metallil on muutuv valents, siis on selle valents näidatud sulgudes.
Näiteks:

KOH - kaaliumhüdroksiid,

Cu(OH)2 - vask(II)hüdroksiid

Aluste klassifikatsioon

Vees lahustuvuse järgi võib kõik alused jagada vees lahustuvateks ja vees mittelahustuvateks:

Vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks

Aluste happesus on erinev. Neid on ühe- ja mitmehappelistena. Aluste happesuse määrab hüdroksüülrühmade arv, mida saab asendada happeliste jääkidega.

Monohappealused moodustavad ühevalentseid metalle.

Polühappealused moodustavad mitmevalentseid metalle.
Näiteks:

Üksikhappeline alus
- dihappe alus,
- trihappe alus jne.

Aluste keemilised omadused

Leelise- ja seebilahused muudavad katsudes indikaatorite värvi:

a) violetne lakmus - sinine,
b) fenoolftaleiini värvitu lahus - karmiinpunane.

B) universaalne kollane - siniseks

D) oranž metüüloranž – kollaseks

Enamik halvasti lahustuvaid aluseid lagunevad kuumutamisel kergesti oksiidiks ja veeks:

Alused reageerivad hapetega (neutraliseerimisreaktsioon), moodustades soola ja vee:

Leelised reageerivad happeliste oksiididega:

3. Hüdroksiidid

Mitmeelemendiliste ühendite hulgas on oluliseks rühmaks hüdroksiidid. Mõnel neist on aluste omadused (aluselised hüdroksiidid) - NaOH, Ba(OH ) 2 jne; teistel on hapete omadused (happehüdroksiidid) - HNO3, H3PO4 ja teised. Samuti on olemas amfoteersed hüdroksiidid, mis olenevalt tingimustest võivad avaldada nii aluste kui ka hapete omadusi - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 jne.

3.1. Aluste klassifikatsioon, valmistamine ja omadused

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt on alused (aluselised hüdroksiidid) ained, mis lahuses dissotsieeruvad, moodustades OH-hüdroksiidioonid - .

Tänapäevase nomenklatuuri järgi nimetatakse neid tavaliselt elementide hüdroksiidideks, märkides vajadusel elemendi valentsi (rooma numbritega sulgudes): KOH - kaaliumhüdroksiid, naatriumhüdroksiid NaOH , kaltsiumhüdroksiid Ca(OH ) 2, kroomhüdroksiid ( II)-Cr(OH ) 2, kroomhüdroksiid ( III) – Cr (OH) 3.

Metallhüdroksiidid tavaliselt jagatud kahte rühma: vees lahustuv(moodustunud leelis- ja leelismuldmetallidest - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba ja seetõttu nimetatakse leelisteks) ja vees lahustumatu. Peamine erinevus nende vahel on OH-ioonide kontsentratsioon - leeliselistes lahustes on üsna kõrge, kuid lahustumatute aluste puhul määrab selle aine lahustuvus ja on tavaliselt väga väike. Siiski on OH-ioonide väikesed tasakaalukontsentratsioonid - isegi lahustumatute aluste lahustes määratakse selle ühendite klassi omadused.

Hüdroksüülrühmade arvu järgi (happesus) , mida saab asendada happelise jäägiga, eristatakse:

Monohappealused - KOH, NaOH;

dihappelised alused - Fe(OH)2, Ba(OH)2;

Trihappe alused - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.

Põhjuste leidmine

1. Üldine aluste valmistamise meetod on vahetusreaktsioon, mille abil saab saada nii lahustumatuid kui ka lahustuvaid aluseid:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4,

K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓ .

Kui selle meetodiga saadakse lahustuvad alused, sadestub lahustumatu sool.

Amfoteersete omadustega vees lahustumatute aluste valmistamisel tuleks vältida liigset leelist, kuna amfoteerse aluse lahustumine võib toimuda näiteks

AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,

Al(OH)3 + KOH = K.

Sellistel juhtudel kasutatakse hüdroksiidide saamiseks ammooniumhüdroksiidi, milles amfoteersed oksiidid ei lahustu:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Hõbeda ja elavhõbeda hüdroksiidid lagunevad nii kergesti, et vahetusreaktsiooni teel sadestuvad hüdroksiidide asemel oksiidid:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.

2. Tehnoloogias saadakse leelised tavaliselt kloriidide vesilahuste elektrolüüsil:

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

(täielik elektrolüüsi reaktsioon)

Leelisi võib saada ka leelis- ja leelismuldmetallide või nende oksiidide reageerimisel veega:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,

SrO + H2O = Sr (OH) 2.

Aluste keemilised omadused

1. Kõik vees lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel oksiidideks:

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

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

2. Aluste kõige iseloomulikum reaktsioon on nende interaktsioon hapetega – neutraliseerimisreaktsioon. Sellesse sisenevad nii leelised kui ka lahustumatud alused:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

3. Leelised interakteeruvad happeliste ja amfoteersete oksiididega:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Alused võivad reageerida happeliste sooladega:

2NaHS03 + 2KOH = Na2SO3 + K2SO3 + 2H2O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH)2 + 2NaHS04 = CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

5. Eriti tuleb rõhutada leeliselahuste võimet reageerida mõnede mittemetallidega (halogeenid, väävel, valge fosfor, räni):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (külmas),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (kuumutamisel),

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O,

3KOH + 4P + 3H2O = PH 3 + 3KH 2PO 2,

2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

6. Lisaks on leeliste kontsentreeritud lahused kuumutamisel võimelised lahustama ka mõningaid metalle (neid, mille ühenditel on amfoteersed omadused):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2,

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2.

Aluselistel lahustel on pH> 7 (leeliseline keskkond), muutke indikaatorite värvi (lakmus - sinine, fenoolftaleiin - lilla).

M.V. Andriukhova, L.N. Borodina