Propriedades ácido-base de compostos orgânicos, ionização. O papel da ionização na manifestação da atividade biológica

De acordo com a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius (1887), ácidos são substâncias que se dissociam em soluções aquosas com a formação de apenas cátions hidrogênio H + como cátions, bases são substâncias, durante a dissociação das quais apenas ânions hidróxido OH - são formados como ânions. Essas definições são válidas para aquelas reações que ocorrem em soluções aquosas. Ao mesmo tempo, um grande número de reações que levam à formação de sais eram conhecidos, mas os reagentes não eram ácidos e bases de acordo com a teoria de Arrhenius. Em 1923, duas teorias de ácidos e bases foram propostas: a teoria protolítica de Brønsted e Lowry, e a teoria eletrônica de Lewis.

De acordo com a teoria protolítica, ácidos – estes são iões ou moléculas capazes de doar um catião hidrogénio, i.e. substâncias que doam prótons . Fundações – são moléculas ou íons capazes de ligar um cátion hidrogênio, ou seja, substâncias que são aceptoras de prótons ou doadoras de um par de elétrons necessários para a adição de um próton. De acordo com essa teoria, um ácido e uma base formam um par conjugado e estão relacionados pela equação: ácido ↔ base + H +.

Na teoria protolítica, os conceitos de ácidos e bases referem-se apenas à função que uma substância desempenha em uma determinada reação. A mesma substância, dependendo do parceiro de reação, pode desempenhar a função de ácido e base:

Normalmente, a acidez é definida em relação à água como base. Uma avaliação quantitativa da acidez (força do ácido) é realizada comparando as constantes de equilíbrio das reações para a transferência de um próton de um ácido para uma base.

A concentração de água praticamente não muda, portanto, multiplicando as partes direita e esquerda desta equação por [H 2 O], obtemos a seguinte expressão:

K a - constante de acidez, quanto maior o valor da constante de acidez, mais forte é o ácido. Na prática, por conveniência, muitas vezes não é a constante de acidez que é usada, mas o logaritmo decimal negativo da constante de acidez, chamado índice de acidez pK a = - lg K a. Para o ácido acético, a constante de acidez é K a \u003d 1,75 10 -5 e o índice de acidez pK a \u003d 4,75. Quanto menor o valor de pKa, mais forte é o ácido. Para um ácido fórmico mais forte, esses valores são iguais, respectivamente: K a \u003d 1,7 10 -4, pKa \u003d 3,77.

Uma análise comparativa da força dos ácidos (avaliação qualitativa) é realizada comparando a estabilidade das bases conjugadas (ânions) correspondentes aos ácidos. Quanto mais estável for o ânion (base) conjugado ao ácido, mais forte será o ácido conjugado a ele. A estabilidade dos ânions depende do grau de deslocalização da carga negativa - quanto mais a carga negativa é deslocalizada, mais estável o ânion, mais forte é o ácido conjugado.

O grau de deslocalização de carga negativa depende dos seguintes fatores:

da natureza do átomo do centro ácido, i.e. em sua eletronegatividade e raio (polarizabilidade);

sobre a natureza do radical associado a ele;

da estrutura eletrônica do ânion;

4) da influência do solvente.

Influência da natureza do átomo do centro ácido

Dependendo da natureza do centro ácido, existem: OH-ácidos (álcoois, fenóis, ácidos carboxílicos), SH-ácidos (tióis), NH-ácidos (amidas, aminas), CH-ácidos (hidrocarbonetos). Para considerar a influência da eletronegatividade do átomo do centro ácido, tomamos compostos nos quais os átomos do centro ácido estão associados aos mesmos substituintes: CH 4, NH 3, H 2 O. Todos os átomos dos centros ácidos estão localizados no No mesmo período, a eletronegatividade aumenta do carbono para o oxigênio, na mesma direção há um aumento na polaridade das ligações e uma diminuição na força das ligações dos átomos dos centros ácidos com um átomo de hidrogênio. Assim, podemos dizer que a capacidade dos compostos de separar o cátion hidrogênio aumenta ao passar do metano para a água, ou seja, ser doadores de prótons. Ao mesmo tempo, na série de ânions H 3 C - , H 2 N - , HO - emergentes, sua estabilidade aumenta, pois com o aumento da eletronegatividade do átomo do centro ácido, sua capacidade de manter uma carga negativa aumenta. Na série de compostos metano - amônia - água, as propriedades ácidas são aprimoradas. Comparando a molécula de H 2 S com essas três moléculas, é necessário levar em consideração não apenas a eletronegatividade do átomo de enxofre, mas também o raio atômico do enxofre e a polarizabilidade desse átomo. O enxofre é intermediário em eletronegatividade entre carbono e nitrogênio. Com base no raciocínio acima, seria de esperar que as propriedades ácidas do H 2 S fossem mais pronunciadas do que as do metano, mas mais fracas do que as da amônia. Mas o átomo de enxofre entre os sítios ácidos considerados tem o maior raio atômico (como elemento do terceiro período), o que causa um comprimento de ligação maior com o átomo de hidrogênio e sua menor força. Além disso, o raio atômico, que é maior que o de outros sítios ácidos, proporciona uma maior polarizabilidade do átomo de enxofre, ou seja, a capacidade do ânion HS de dispersar a densidade eletrônica e a carga negativa em um volume maior, o que aumenta a estabilidade deste ânion em comparação com os considerados acima. Assim, esses ácidos e suas bases conjugadas correspondentes (ânions) podem ser dispostos em uma fileira de acordo com o aprimoramento das propriedades ácidas e o aumento da estabilidade dos ânions:

Um quadro semelhante também é observado para compostos em que o átomo do centro ácido está ligado ao mesmo radical orgânico:

Os ácidos CH exibem as propriedades ácidas mais fracas, embora alcanos, alcenos e alcinos diferem um pouco na acidez.

O aumento da acidez nesta série é devido a um aumento na eletronegatividade do átomo de carbono durante a transição da hibridização sp 3 - para sp.

Influência de Substituintes Ligados ao Sítio Ácido

Substituintes que retiram elétrons aumentam a acidez conexões. Ao deslocar a densidade eletrônica sobre si mesmos, eles contribuem para um aumento na polaridade e uma diminuição na força da ligação entre o átomo do centro ácido e o átomo de hidrogênio, e facilitam a eliminação de um próton. A mudança da densidade eletrônica para o substituinte retirador de elétrons leva a uma maior deslocalização da carga negativa no ânion e a um aumento em sua estabilidade.

Os substituintes doadores de elétrons reduzem a acidez dos compostos, uma vez que deslocam a densidade eletrônica de si mesmos, o que leva à localização de uma carga negativa no átomo do centro ácido do ânion e a uma diminuição de sua estabilidade, um aumento de sua energia, o que dificulta sua formação.

Influência da estrutura eletrônica dos ânions

O grau de deslocalização da carga negativa no ânion e sua estabilidade são fortemente afetados pela presença de um sistema conjugado e pela manifestação do efeito mesomérico. A deslocalização da carga negativa ao longo do sistema de conjugação leva à estabilização do ânion, ou seja, ao aumento das propriedades ácidas das moléculas.

Moléculas de ácidos carboxílicos e fenol formam ânions mais estáveis ​​e exibem propriedades ácidas mais fortes do que álcoois e tióis alifáticos, nos quais o efeito mesomérico não se manifesta.

Efeito solvente

O efeito do solvente na manifestação das propriedades ácidas do composto pode ser significativo. Assim, por exemplo, o ácido clorídrico, que é um ácido forte em uma solução aquosa, praticamente não apresenta propriedades ácidas em uma solução de benzeno. A água, como solvente ionizante eficaz, solvata os íons formados, estabilizando-os. As moléculas de benzeno, sendo apolares, não podem causar ionização significativa de moléculas de cloreto de hidrogênio e não podem estabilizar os íons formados devido à solvatação.

Na teoria protolítica de ácidos e bases, distinguem-se dois tipos de bases - p-bases e n-bases(bases de ônio).

p-bases são compostos que fornecem um par de elétrons de ligação p para formar uma ligação com um próton. Estes incluem alcenos, dienos, compostos aromáticos. São bases muito fracas, pois um par de elétrons não é livre, mas forma uma ligação p, ou seja, pertence a ambos os átomos. Para educação s-ligações com um próton primeiro precisam quebrar a ligação p, o que requer energia.

n-Bases (bases de ônio) - Estas são moléculas ou íons que fornecem um par solitário de elétrons p para formar uma ligação com um próton. De acordo com a natureza do centro básico, existem: bases amônio, bases oxônio e bases sulfônio.

bases de amônio - estes são compostos em que o centro de basicidade é um átomo de nitrogênio com um par solitário de elétrons p (aminas, amidas, nitrilas, heterociclos contendo nitrogênio, iminas, etc.)

Bases de oxônio- estes são compostos em que o centro de basicidade é um átomo de oxigênio com um par solitário de elétrons p (álcoois, éteres e ésteres, aldeídos, cetonas, ácidos carboxílicos, etc.)

Bases de sulfônio - estes são compostos em que o centro de basicidade é um átomo de enxofre com um par solitário de elétrons p (tioálcoois, tioéteres, etc.).

A força da base B na água pode ser estimada considerando o equilíbrio:

A constante de basicidade K B, assim como a constante de acidez K a, por conveniência, é expressa pelo valor de pK B, numericamente igual ao logaritmo decimal negativo da constante de basicidade. Quanto maior a constante de basicidade K B e quanto menor o pK B, mais forte é a base.

Para quantificar a força das bases, também é usado o índice de acidez pK a do ácido conjugado BH +, denotado por pK BH +:

Quanto menor o valor de K BH + e quanto maior o valor de pK BH +, mais forte é a base. Os valores de pK B em água podem ser convertidos em pK BH + usando a razão: pK B + pK BH + = 14.

A força das bases depende: 1) da natureza do átomo do centro principal - eletronegatividade e polarizabilidade (no raio do átomo); 2) dos efeitos eletrônicos de substituintes associados ao centro principal; 3) da influência do solvente.

Influência da natureza do átomo do centro principal

Com o aumento da eletronegatividade do átomo do centro principal, a força das bases diminui, pois quanto maior a eletronegatividade, mais forte o átomo mantém seu par solitário de elétrons e, portanto, é mais difícil fornecê-lo para formar uma ligação com um próton. Com base nisso, as bases de oxônio são mais fracas do que as bases de amônio contendo os mesmos substituintes no centro principal:

Bases de sulfônio contendo os mesmos substituintes no centro principal exibem propriedades básicas ainda mais fracas. O átomo de enxofre, embora menos eletronegativo que os átomos de oxigênio e nitrogênio, tem um raio atômico maior e é caracterizado por maior polarizabilidade, por isso é mais difícil fornecer o par solitário de elétrons da camada externa para formar uma ligação com um próton.

Influência de deputados associados ao centro principal

Os substituintes doadores de elétrons, deslocando a densidade eletrônica para o átomo do centro principal, facilitam a adição de um próton, aumentando assim as propriedades básicas. Substituintes que retiram elétrons, deslocando a densidade eletrônica para si mesmos, reduzem-na no centro principal, o que dificulta a fixação de um próton e enfraquece as propriedades básicas:

Efeito solvente:

Como um aumento na força da base está associado a um aumento na capacidade de anexar um próton e, consequentemente, com um aumento na carga negativa parcial no centro principal, pode-se esperar um aumento na basicidade na série de bases amoniacais NH 3< RNH 2 < R 2 NH < R 3 N в результате усиления индуктивного эффекта при последовательном увеличении числа алкильных групп. В действительности, однако, ряд аминов имеет следующие значения рК ВН + :

Como esperado, a introdução de um grupo alquila na molécula de amônia aumenta significativamente a basicidade dos compostos, com o grupo etila tendo um efeito ligeiramente maior que o grupo metila. A introdução do segundo grupo alquila leva a um aumento adicional da basicidade, mas o efeito de sua introdução é muito menos pronunciado. A introdução de um terceiro grupo alquila leva a uma notável diminuição da basicidade. Esse quadro é explicado pelo fato de que a basicidade da amina na água é determinada não apenas pela magnitude da carga negativa que surge no átomo de nitrogênio, mas também pela capacidade do cátion formado após a adição de um próton à solvatação, e, consequentemente, sua estabilização. Quanto mais átomos de hidrogênio estão ligados ao átomo de nitrogênio, mais a solvatação se manifesta devido à ocorrência de ligações de hidrogênio intermoleculares e mais estável o cátion se torna. Na série de compostos acima, a basicidade aumenta, mas a estabilização do cátion como resultado da hidratação na mesma direção diminui e reduz a manifestação da basicidade. Tal mudança não é observada se as medições de basicidade são realizadas em solventes nos quais não há ligações de hidrogênio: a basicidade das butilaminas no clorobenzeno aumenta na série: C 4 H 9 NH 2< (С 4 Н 9) 2 NH < (С 4 Н 9) 3 N.

Aula nº 5

Reações competitivas de substituição e eliminação nucleofílica em um átomo de carbono saturado

Nas reações de substituição nucleofílica, álcoois, tióis, aminas e derivados de halogênio atuam como substratos; compostos cujas moléculas contêm átomos de carbono hibridizados sp 3 ligados por uma ligação polar covalente com um átomo mais eletronegativo do grupo funcional. Ânions e moléculas neutras que possuem um átomo com um ou mais pares de elétrons atuam como partículas nucleofílicas nessas reações.

A quebra de moléculas de eletrólitos em íons sob a ação de moléculas de solventes polares é chamada de eletrolítico dissociação. As substâncias cujas soluções aquosas ou fundidas conduzem eletricidade são chamadas eletrólitos.

Estes incluem água, ácidos, bases e sais. Quando dissolvidas em água, as moléculas de eletrólitos se dissociam em íons positivos - cátions e negativo- ânions. O processo de dissociação eletrolítica é causado pela interação de substâncias com água ou outro solvente, o que leva à formação de íons hidratados.

Então, um íon hidrogênio forma um íon hidrônio:

H+ + H2O «H3O+.

Para simplificar, o íon hidrônio é escrito sem especificar moléculas de água, ou seja, H +.

NaCl + nH2O ® Na+(H2O)x + Cl–(H2O)n-x,

ou a entrada é aceita: NaCl « Na+ + Cl–.

Dissociação de ácidos, bases, sais

ácidos Os eletrólitos são chamados de eletrólitos, durante a dissociação dos quais apenas cátions de hidrogênio são formados como cátions. Por exemplo,

HNO3 « H+ + NO3–

Os ácidos polibásicos dissociam-se em etapas. Por exemplo, o ácido hidrossulfeto dissocia-se nas etapas:

H2S « H+ + HS– (primeiro passo)

HS– « H+ + S2– (segundo estágio)

A dissociação dos ácidos polibásicos ocorre principalmente no primeiro estágio. Isso é explicado pelo fato de que a energia que deve ser gasta para separar um íon de uma molécula neutra é mínima e se torna maior com a dissociação em cada etapa seguinte.

motivos chamados eletrólitos que se dissociam em solução, que formam apenas íons hidróxido como ânions. Por exemplo,

NaOH ® Na+ + OH–

Bases poliácidas dissociam-se em etapas

Mg(OH)2 « MgOH+ + OH– (primeiro estágio)

MgOH+ « Mg2+ + OH– (segundo estágio)

A dissociação gradual de ácidos e bases explica a formação de sais ácidos e básicos.

Existem eletrólitos que se dissociam simultaneamente como básicos e como ácidos. Eles são chamados anfotérico.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

A anfotericidade é explicada por uma pequena diferença na força das ligações R-H e O-H.

Os eletrólitos anfotéricos incluem água, hidróxidos de zinco, alumínio, cromo (III), estanho (II, IV), chumbo (II, IV), etc.

A dissociação de um hidróxido anfotérico, como Sn(OH)2, pode ser expressa pela equação:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

Propriedades básicas de 2H2O¯

2H+ + 2–

propriedades ácidas

sais chamados eletrólitos, que, por dissociação, formam cátions metálicos, ou cátions complexos, e ânions de resíduos ácidos, ou ânions complexos.

Sais médios, solúveis em água, dissociam-se quase completamente

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Os sais ácidos dissociam-se em etapas, por exemplo:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (primeiro estágio)

Os ânions de sais ácidos se dissociam de forma insignificante:

HCO3– « H+ + CO32– (segundo estágio)

A dissociação do sal básico pode ser expressa pela equação

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (primeiro passo)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (segundo estágio)

Os cátions dos sais básicos no segundo estágio dissociam-se em pequena extensão.

Os sais duplos são eletrólitos que, por dissociação, formam dois tipos de cátions metálicos. Por exemplo

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Os sais complexos são eletrólitos, durante a dissociação dos quais dois tipos de íons são formados: simples e complexos. Por exemplo:

Na2 « 2Na+ + 2–

A característica quantitativa da dissociação eletrolítica é grau de dissociaçãouma, igual à razão entre o número de moléculas decompostas em íons (n) e o número total de moléculas dissolvidas (N)

O grau de dissociação é expresso em frações de uma unidade ou porcentagem.

De acordo com o grau de dissociação, todos os eletrólitos são divididos em fortes (a> 30%), fracos (a<3%) и средней силы (a - 3-30%).

Eletrólitos fortes Quando dissolvidos em água, eles se dissociam completamente em íons. Esses incluem:

	HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4
Fundações	NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
	solúvel em água (apêndice, tabela 2)

No mundo mágico da química, qualquer transformação é possível. Por exemplo, você pode obter uma substância segura que é frequentemente usada na vida cotidiana de várias substâncias perigosas. Essa interação de elementos, como resultado da obtenção de um sistema homogêneo, no qual todas as substâncias que entram em uma reação se decompõem em moléculas, átomos e íons, é chamada de solubilidade. Para entender o mecanismo de interação de substâncias, vale a pena prestar atenção tabela de solubilidade.

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A tabela, que mostra o grau de solubilidade, é uma das ajudas para o estudo da química. Aqueles que compreendem a ciência nem sempre se lembram de como certas substâncias se dissolvem, então você deve sempre ter uma mesa à mão.

Ele ajuda na resolução de equações químicas onde as reações iônicas estão envolvidas. Se o resultado for uma substância insolúvel, então a reação é possível. Existem várias opções:

• A substância se dissolve bem;
• moderadamente solúvel;
• Praticamente insolúvel;
• Insolúvel;
• Hidrolisa e não existe em contato com a água;
• Não existe.

eletrólitos

São soluções ou ligas que conduzem eletricidade. Sua condutividade elétrica é explicada pela mobilidade dos íons. Os eletrólitos podem ser divididos em 2 grupos:

1. Forte. Dissolver completamente, independentemente do grau de concentração da solução.
2. Fraco. A dissociação ocorre parcialmente, depende da concentração. Diminui em alta concentração.

Durante a dissolução, os eletrólitos se dissociam em íons com cargas diferentes: positivas e negativas. Quando expostos à corrente, os íons positivos são direcionados para o cátodo, enquanto os íons negativos são direcionados para o ânodo. O cátodo é positivo e o ânodo é negativo. Como resultado, ocorre o movimento de íons.

Simultaneamente com a dissociação, ocorre o processo oposto - a combinação de íons em moléculas. Os ácidos são esses eletrólitos, durante a decomposição dos quais um cátion é formado - um íon de hidrogênio. As bases aniônicas são íons hidróxido. Os álcalis são bases que se dissolvem em água. Eletrólitos que são capazes de formar tanto cátions quanto ânions são chamados de anfotéricos.

íons

Esta é uma partícula em que há mais prótons ou elétrons, ela será chamada de ânion ou cátion, dependendo do que for mais: prótons ou elétrons. Como partículas independentes, eles são encontrados em muitos estados de agregação: gases, líquidos, cristais e plasma. O conceito e o nome foram introduzidos por Michael Faraday em 1834. Ele estudou o efeito da eletricidade em soluções de ácidos, álcalis e sais.

Íons simples carregam um núcleo e elétrons. O núcleo compõe quase toda a massa atômica e consiste em prótons e nêutrons. O número de prótons coincide com o número de série do átomo no sistema periódico e a carga do núcleo. O íon não tem limites definidos devido ao movimento de onda dos elétrons, então é impossível medir seu tamanho.

A separação de um elétron de um átomo requer, por sua vez, o gasto de energia. Chama-se energia de ionização. Quando um elétron é ligado, a energia é liberada.

Cátions

Estas são partículas que carregam uma carga positiva. Eles podem ter valores de carga diferentes, por exemplo: Ca2+ é um cátion de carga dupla, Na+ é um cátion de carga simples. Migrar para o cátodo negativo em um campo elétrico.

Ânions

Estes são elementos que têm uma carga negativa. E também tem um número diferente de cargas, por exemplo, CL- é um íon de carga única, SO42- é um íon de carga dupla. Tais elementos fazem parte de substâncias com uma rede cristalina iônica, no sal comum e em muitos compostos orgânicos.

• sódio. metal alcalino. Tendo cedido um elétron localizado no nível de energia externa, o átomo se transformará em um cátion positivo.
• Cloro. Um átomo deste elemento leva um elétron para o último nível de energia, ele se transformará em um ânion cloreto negativo.
• Sal. O átomo de sódio doa um elétron ao cloro, como resultado, na rede cristalina, o cátion sódio é cercado por seis ânions cloro e vice-versa. Como resultado desta reação, um cátion sódio e um ânion cloreto são formados. Devido à atração mútua, o cloreto de sódio é formado. Uma forte ligação iônica é formada entre eles. Os sais são compostos cristalinos com uma ligação iônica.
• resíduo ácido. É um íon carregado negativamente encontrado em um composto inorgânico complexo. É encontrado nas fórmulas de ácidos e sais, geralmente fica após o cátion. Quase todos esses resíduos têm seu próprio ácido, por exemplo, SO4 - do ácido sulfúrico. Os ácidos de alguns resíduos não existem, e são anotados formalmente, mas formam sais: o íon fosfito.

A química é uma ciência onde é possível criar quase todos os milagres.

Fundamentos: classificação, propriedades baseadas nas ideias da teoria da dissociação eletrolítica. Uso pratico.

As bases são substâncias complexas, que incluem átomos de metal (ou o grupo amônio NH 4) ligados a um ou mais grupos hidroxila (OH).

Em geral, a base pode ser representada pela fórmula: Me (OH) n.

Do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica(TED), as bases são eletrólitos, durante a dissociação dos quais apenas ânions hidróxido (OH -) são obtidos como ânions. Por exemplo, NaOH \u003d Na + + OH -.

Classificação. FUNDAMENTOS

Solúvel em água - álcalis insolúvel em água

Por exemplo, por exemplo,

NaOH - hidróxido de sódio Cu (OH) 2 - hidróxido de cobre (II)

Ca (OH) 2 - hidróxido de cálcio Fe (OH) 3 - hidróxido de ferro (III)

NH 4 OH - hidróxido de amônio

Propriedades físicas. Quase todas as bases são sólidas. São solúveis em água (álcalis) e insolúveis. Hidróxido de cobre (II) Cu (OH) 2 é azul, hidróxido de ferro (III) Fe (OH) 3 é marrom, a maioria dos outros são brancos. As soluções alcalinas são ensaboadas ao toque.

Propriedades quimicas.

Bases solúveis - álcalis	Bases insolúveis (a maioria delas)
1. Altere a cor do indicador: tornassol vermelho - azul, fenolftaleína incolor - framboesa.	---–– Os indicadores não são afetados.
2. Reage com ácidos (reação de neutralização). Base + ácido \u003d sal + água 2KOH + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O Na forma iônica: 2K + + 2OH - + 2H + + SO 4 2- \u003d 2K + + SO 4 2- + 2H 2 O 2H + + 2OH - \u003d 2H 2 O	1. Reaja com ácidos: Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O Base + ácido = sal + água.
3. Reaja com soluções salinas: álcali + sal = novo. alcalino + novo sal (condição: formação de precipitado ↓ ou gás). Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaOH 4 2– = BaSO 4 .↓	2. Decompõe-se quando aquecido em óxido e água. Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O Reações com soluções salinas não são típicas.
4. Reaja com óxidos de ácido: álcali + óxido de ácido \u003d sal + água 2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O Na forma iônica: 2Na + + 2OH - + CO 2 \u003d 2Na + + CO 3 2 – + H 2 O 2OH - + CO 2 \u003d CO 3 2- + H 2 O	As reações com óxidos ácidos não são típicas.
5. Reage com gorduras para formar sabão.	Eles não reagem com gorduras.

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