Alkálie

Alkálie (v ruštině od slova „louh“; odvozeno ze stejného kořene jako jiná islandská skola „ praní “ [1] ) jsou hydroxidy alkálií a některých dalších prvků, jako je thallium . Alkálie jsou báze , které jsou snadno rozpustné ve vodě . Během elektrolytické disociace tvoří alkálie anionty OH - a kovový kationt.

Mezi alkálie patří hydroxidy kovů podskupin IA a IIA (počínaje vápníkem ) periodické tabulky chemických prvků , například NaOH (louh sodný), KOH (louh potaš), Ba (OH) 2 (louh baryum). Výjimečně mezi alkálie patří jednomocný hydroxid thalia TlOH , který je vysoce rozpustný ve vodě a je silnou zásadou. " louhy " - triviální název hydroxidů lithných LiOH , NaOH sodný , draselný KOH , rubidium RbOH a cesium CsOH. Název "žíravá alkálie" je způsoben schopností poleptat kůži a sliznice (způsobující těžké chemické popáleniny ), papír a další organické látky.

Vzhledem k velmi vysoké chemické aktivitě alkalických kovů se žíravé alkálie nemohly dlouho rozkládat, a proto byly považovány za jednoduché látky . Lavoisier byl jedním z prvních, kdo navrhl komplexní složení žíravých alkálií . Na základě své teorie, že všechny jednoduché látky mohou být oxidovány , Lavoisier rozhodl, že žíravé alkálie jsou již oxidované komplexní látky. To se však podařilo potvrdit až Davymu na počátku 19. století po jeho aplikaci elektrochemie [2] .

Fyzikální vlastnosti

Hydroxidy alkalických kovů ( žíravé alkálie ) jsou pevné, bílé, vysoce hygroskopické látky. Alkálie jsou silné zásady , velmi dobře rozpustné ve vodě a reakce je doprovázena výrazným uvolňováním tepla . Pevnost báze a rozpustnost ve vodě se zvyšují s rostoucím poloměrem kationtů v každé skupině periodické tabulky. Nejsilnějšími alkáliemi jsou hydroxid česný (protože díky velmi krátkému poločasu rozpadu nevzniká hydroxid francia v makroskopickém množství) ve skupině Ia a hydroxid radium ve skupině IIa. Kromě toho jsou žíraviny rozpustné v ethanolu a methanolu .

Chemické vlastnosti

Alkálie vykazují základní vlastnosti. V pevném stavu všechny alkálie absorbují H 2 O a také CO 2 (i ve stavu roztoku) ze vzduchu a postupně se mění na uhličitany . Alkálie jsou široce používány v průmyslu.

Kvalitativní reakce na alkálie

Vodné alkalické roztoky mění barvu indikátorů .

Indikátor a číslo přechodu	x [3]	Rozsah pH a číslo přechodu
methylová violeť		0,13-0,5 [I]	zelená
Kresolová červená [I]		0,2-1,8 [I]	žlutá
methyl violeť [II]		1,0-1,5 [II]	modrý
thymolová modř [I]	Na	1,2-2,8 [I]	žlutá
Tropeolin 00	Ó	1,3-3,2	žlutá
methyl violeť [III]		2,0-3,0 [III]	fialový
(Di)methylová žluť	Ó	3,0-4,0	žlutá
Bromfenolová modř	Na	3,0-4,6	modrofialová
Kongo červená		3,0-5,2	modrý
methylová oranž	Ó	3.1-(4.0)4.4	(oranžová-) žlutá
Bromokresolová zeleň	Na	3,8-5,4	modrý
Bromokresolová modř		3,8-5,4	modrý
Lakmoid	Na	4,0-6,4	modrý
methylová červeň	Ó	4,2(4,4)–6,2(6,3)	žlutá
Chlorfenolová červeň	Na	5,0-6,6	Červené
lakmus ( azolitin )		5,0-8,0 (4,5-8,3)	modrý
Bromokresol fialová	Na	5,2–6,8 (6,7)	jasně červená
Bromthymolová modř	Na	6,0-7,6	modrý
Neutrální červená	Ó	6,8-8,0	jantarově žlutá
Fenolová červeň	Ó	6.8-(8.0)8.4	jasně červená
Kresolová červená [II]	Na	7,0(7,2)-8,8 [II]	Tmavě červená
a-Naftolftalein	Na	7,3-8,7	modrý
thymolová modř [II]	Na	8,0-9,6 [II]	modrý
Fenolftalein [4] [I]	Na	8,2-10,0 [I]	karmínově červená
thymolftalein	Na	9,3 (9,4)-10,5 (10,6)	modrý
Alizarin žlutá LJ	Na	10,1-12,0	hnědá žlutá
Nilská modrá		10.1-11.1	Červené
diazo fialová		10,1-12,0	fialový
indigo karmín		11,6-14,0	žlutá
Modrá Epsilon		11,6-13,0	tmavě fialová

Interakce s kyselinami

Alkálie, stejně jako zásady, reagují s kyselinami za vzniku soli a vody ( neutralizační reakce ). To je jedna z nejdůležitějších chemických vlastností alkálií.

Alkálie + kyselina → sůl + voda

{\mathsf {NaOH+HCl\longrightarrow NaCl+H_{2}O}}

;

{\mathsf {NaOH+HNO_{3}\longrightarrow NaNO_{3}+H_{2}O))

Interakce s oxidy kyselin

Alkálie interagují s kyselými oxidy za vzniku soli a vody:

Alkálie + Oxid kyseliny → Sůl + Voda

{\mathsf {Ca(OH)_{2}+CO_{2}\longrightarrow CaCO_{3}\downarrow +H_{2}O))

;

Interakce s amfoterními oxidy

{\mathsf {2KOH+ZnO{\xarrowarrow {t^{o}C}}K_{2}ZnO_{2}+H_{2}O}}

Interakce s přechodnými (amfoterními) kovy

Alkalické roztoky interagují s kovy , které tvoří amfoterní oxidy a hydroxidy ( a další). Rovnice těchto reakcí ve zjednodušené formě lze zapsat takto: ${\mathsf {Zn,Al}}$

{\mathsf {Zn+2NaOH\longrightarrow Na_{2}ZnO_{2}+H_{2}\uparrow ))

;

{\mathsf {2Al+2KOH+2H_{2}O\longrightarrow 2KAlO_{2}+3H_{2}\uparrow ))

Ve skutečnosti v průběhu těchto reakcí vznikají v roztocích hydroxokomplexy ( hydratační produkty výše uvedených solí):

{\mathsf {Zn+2NaOH+2H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Zn(OH)_{4}]+H_{2}\uparrow ))

;

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

;

Interakce s roztoky solí

Alkalické roztoky interagují s roztoky solí, pokud se vytvoří nerozpustná báze nebo nerozpustná sůl:

Alkalický roztok + solný roztok → Nová báze + Nová sůl

{\mathsf {2NaOH+CuSO_{4}\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}

;

{\mathsf {Ba(OH)_{2}+Na_{2}SO_{4}\longrightarrow 2NaOH+BaSO_{4}\downarrow ))

;

Získání

Rozpustné báze se získávají různými způsoby.

Elektrolýza roztoků alkalických solí/solí alkalických zemin

Elektrolýzou chloridů alkalických kovů nebo působením vody na oxidy alkalických kovů.

Aplikace

Alkálie jsou široce používány v různých průmyslových odvětvích a medicíně; také k dezinfekci rybníků v chovu ryb a jako hnojivo, jako elektrolyt do alkalických baterií.

V pedologii

Mírně alkalická půda je v pedologii půda s pH vyšším než 7,3. Většina rostlin preferuje mírně kyselé půdy ( pH 6,0 až 6,8) [5] . Zelí preferuje zásadité půdy a to může ostatním rostlinám překážet.

Poznámky

↑ Lye // Fasmer Dictionary
↑ A. S. Arseniev. Analýza vyvíjejícího se konceptu . M. , "Věda", 1067. S. 332.
↑ *Sloupec "x" - povaha indikátoru: K-kyselina, O-báze.
↑ Fenolftalein se v silně alkalickém prostředí stává bezbarvým. V prostředí koncentrované kyseliny sírové také dává červenou barvu díky struktuře kationtu fenolftaleinu, i když ne tak intenzivní. Tyto málo známé skutečnosti mohou vést k chybám při určování reakce média.
↑ Chambersova encyklopedie . — 1888.

Literatura

Kolotov S. S. Alkalis // Encyklopedický slovník Brockhause a Efrona : v 86 svazcích (82 svazcích a 4 dodatečné). - Petrohrad. , 1890-1907.
Žíravé alkálie // Kazachstán. Národní encyklopedie . - Almaty: Kazašské encyklopedie , 2005. - T. II. — ISBN 9965-9746-3-2 . (Ruština) (CC BY SA 3.0)

Při psaní tohoto článku byl použit materiál z publikace „ Kazachstán. National Encyclopedia “ (1998-2007), poskytovaná redakcí „Kazakh Encyclopedia“ pod licencí Creative Commons BY-SA 3.0 Unported .