Formulă moleculară: NaOH 

Alte denumiri: sodă caustică, leşie 

Istoric. În 1807, chimistul englez Humprey Day a preparat pentru prima dată hidroxidul de sodiu.

Proprietăţi fizice. Este o substanţă solidă, albă, opacă, foarte higroscopică. Este uşor solubilă în apă şi alţi solvenţi polari, dizolvarea fiind exotermă. Este lunecoasă la pipăit şi caustică, atacând pielea. Are gust leşietic.

OBTINERE

A. Procedeul caustificării dintre carbonatul de sodiu şi hidroxidul de calciu:

Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2NaOH

B. Reacţia sodiului cu apa:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

C. Reacţia oxidului de sodiu cu apa:

Na2O + H2O → 2NaOH

PROPRIETATI CHIMICE: 1. Ionizează total în soluţie apoasă. Este o bază tare.

2. Reacţia cu indicatorii. Înroşeşte fenolftaleina, colorează turnesolul în albastru, iar metiloranj în galben. 

3. Reacţia cu oxizii acizi. Se obţin săruri de sodiu şi apă. 

4. Reacţia cu metalele. Se obţin combinaţii complexe. 

5. Reacţia cu unele săruri. Se obţin baze mai slabe. 

6. Reacţia cu nemetalele. Se obţin săruri de sodiu

UTILIZARI:  Hidroxidul de sodiu este folosit: 

- la obținerea de celuloză și hârtie din lemn sau paie, de produse chimice și materiale plastice, de săpun și detergenți, de coloranți etc. 

- la sinteza unor fibre textile artificiale, şi la mercerizarea bumbacului; N- la obținerea de aluminiu; 

- la curățarea petelor de ulei, grăsimi, petrol;  - la rafinarea chimică a uleiului; 

Formula moleculara: HCL

Raspindirea: Acidul clorhidric se găsește liber în gazele vulcanice și în sucul gastric. Sub formă de compuși (cloruri), putem enumera clorura de sodiu (NaCl) sub formă de zăcăminte de sare gemă și în apele sărate, clorura de potasiu (KCl) și clorura de magneziu (MgCl).

OBTINEREA:

a. Sinteza din elemente

H2 + Cl2 → 2 HCl↑

b. Reacția clorurilor cu acizi tari

H2SO4 + 2NaCl → H2CO4 + 2HCl ↑

PROPRIETATI FIZICE

• gaz incolor cu miros înțepător;

• mai greu decât aerul;

• foarte solubil în apă (445 L de HCl în 1 L de apă).

PROPRIETATI CHIMICE

1. Acțiunea asupra indicatorilor.

2. Reacția cu metalele

3. Reacția cu bazele (reacția de neutralizare)

4. Reacția cu oxizii bazici

5. Reacția cu sărurile. 

5. Reacția de recunoaștere. 

6. Reacții în stare gazoasă.

Utilizări

• în organismul uman (ușurează digestia, are rol antiseptic și activează unele enzime);

• în laborator (recunoașterea carbonaților, obținerea acizilor, a hidrogenului sau a unor cloruri etc.);

• în industrie (obținerea Cl, decaparea Cu, industria medicamentelor, a coloranților etc.).

Răspândire. Se găseşte sub forma minerală, portlandit, care este relativ rară, putând fi găsită în nordul Irlandei. Mai poate fi găsit în unele roci vulcanice, plutonice şi metamorfice. 

HIDROXID DE CALCIU

Formulă moleculară: Ca(OH)2 

Alte denumiri: var stins, apă de var, lapte de var. 

Istoric. Utilizarea acestui compus se întoarce la vremurile preistorice. Un tip de tencuială cu var a fost găsită pe statui din Iordania, datând aproximativ din 7200 î.Cr. Atât mortarul pe bază de var cât și ipsosul au fost folosite la construirea piramidelor egiptene acum 4000 de ani, iar tencuiala a rămas fermă și intactă până în zilele noastre

OBTINERE:

A. Reacţia varului nestins, CaO, cu apa. Reacţia este puternic exotermă. Varul nestins este obţinut în cuptoarele de var, în urma arderii pietrei de var sau calcarului (CaCO3)

CaCO3 → CO2 + CaO CaO + H2O → Ca(OH)2 

B. Reacţia în fază apoasă a clorurii de calciu, CaCl2, cu hidroxidul de sodiu.

 CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl

PROPRIETATI CHIMICE

1. Caracter bazic mediu , ionizându-se în soluţie apoasă.

2. Reacţia cu indicatorii. Înroşeşte fenolftaleina, colorează turnesolul în albastru, iar metiloranj în galben. 

3. Reacţia cu unele metalele. Reacţionează cu aluminiul, rezultând un hidroxid amfoter, care se dizolvă la valori mari ale pH-ului.

4. Reacţia de carbonatare. Se obţine carbonat de calciu şi apă

5. Reacţia cu acizii (reacţia de neutralizare). Se obţin săruri de calciu şi apă.

Utilizări. Hidroxidul de calciu este folosit: 

- la obținerea mortarului folosit în construcţii; 

- ca fertilizator; - în industria de rafinare a petrolului, la fabricarea unor aditivi, şi cea petrochimică, la obţinerea unor uleiuri solide; 

- vopsirea tulpinii pomilor împotriva înghețului și a insectelor; 

- în medicină, ca neutralizant pentru arsurile cauzate de acidul sulfuric și pentru intoxicațiile cu acid oxalic; 

- în laboratorul de chimie, soluția sa se folosește la identificarea dioxidul de carbon.

PROPRIETATI FIZICE. Este o substanţă solidă, inodoră, cu o solubilitate mică în apă (1,65 g/L, la 20°C). Este solubilă în glicerină şi unii acizi, şi insolubilă în alcooli.

AMONIAC

Formulă moleculară: NH3 

Istoric. A fost obţinut în laborator prima dată în 1774, de către Joseph Priestley, prin încălzirea clorurii de amoniu cu var, fiind denumit „aer alcalin”.

Răspândire. Atmosfera terestră conţine amoniac în cantităţi mici . Rocile profunde conţinând azoturi formează prin hidroliză amoniac. Pe fumarolele vulcanilor se depune sub forma unor săruri de amoniu. Prin putrefacţie, unii compuşi organici se descompun în amoniac

OBTINERE 

A. Obţinerea din săruri de amoniu, prin reacţia 

cu o bază mai tare: 

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O 

B. Sinteza propriu-zisă. 

2N2 + 3H2 ↔ 2NH3 

UTILIZARI 

- obţinerea HNO3, Na2CO3., sintetizarea unor explozivi, îngrăşăminte cu azot, săruri de amoniu, materiale plastice, coloranţi, medicamente etc..