Докажите свойства щелочей на примере LiOH.

Ниже — как на практике подтвердить основные свойства щелочей на примере раствора гидроксида лития, LiOH. Везде привожу уравнения и ожидаемые наблюдения.

1. Щёлочная реакция среды и индикаторы
   • Лакмус: красный/фиолетовый → синий.
   • Фенолфталеин: бесцветный → малиновый.
   • Метилоранж: красный → жёлтый.
   Это доказывает наличие избытка OH⁻ в растворе.

2. Электролитические свойства
   Раствор LiOH хорошо проводит ток (лампочка в простейшей установке загорается), т.к. в растворе есть подвижные ионы Li⁺ и OH⁻:
   LiOH → Li⁺ + OH⁻ (в воде).

3. Нейтрализация кислот (типичнейшее свойство щелочей)
   а) C сильной одноосновной кислотой:
   LiOH + HCl → LiCl + H₂O.
   Ионное: H⁺ + OH⁻ → H₂O.
   Наблюдение: исчезает окраска фенолфталеина (pH падает к нейтральному), тепловыделение.
   б) С двухосновной кислотой:
   2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O.

4. Взаимодействие с кислотными оксидами
   а) С углекислым газом:
   2LiOH(р-р) + CO₂ → Li₂CO₃↓ + H₂O.
   Наблюдение: помутнение (осадок карбоната лития) или выпадение кристаллов при упаривании.
   б) С серным ангидридом:
   2LiOH + SO₃ → Li₂SO₄ + H₂O.

5. Образование комплексов с амфотерными гидроксидами/оксидами
   а) Растворение гидроксида алюминия в избытке щёлочи:
   Al(OH)₃ + LiOH(изб.) → Li[Al(OH)₄] (растворим комплекс).
   б) Аналогично для цинка:
   Zn(OH)₂ + 2LiOH → Li₂[Zn(OH)₄].
   Наблюдение: студенистый осадок Al(OH)₃/Zn(OH)₂ растворяется в избытке LiOH.

6. Реакции обмена с солями (осаждение нерастворимых гидроксидов)
   а) Сульфат меди(II):
   2LiOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Li₂SO₄.
   Наблюдение: голубой желеобразный осадок Cu(OH)₂.
   б) Хлорид железа(III):
   3LiOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃↓ + 3LiCl.
   Наблюдение: бурый осадок Fe(OH)₃.

7. Взаимодействие с аммонийной солью (выделение аммиака)
   LiOH + NH₄Cl → LiCl + NH₃↑ + H₂O.
   Наблюдение: запах аммиака; влажная универсальная бумага — синеет.

8. Взаимодействие с некоторыми неметаллами/их оксидами-окислителями в щелочной среде
   (для полноты свойств щелочей; демонстрируют диспропорционирование галогенов в щёлочи)
   Cl₂ + 2LiOH (хол., разб.) → LiCl + LiClO + H₂O;
   3Cl₂ + 6LiOH (гор., конц.) → 5LiCl + LiClO₃ + 3H₂O.
   Наблюдение: исчезновение запаха хлора; реакции подтверждают окислительно-восстановительный характер щелочной среды.

9. Реакция амфотерного металла с водой в присутствии щёлочи
   2Al + 2LiOH + 6H₂O → 2Li[Al(OH)₄] + 3H₂↑.
   Наблюдение: пузырьки водорода, растворение алюминиевой стружки.

Итог. На примере LiOH подтверждаются все характерные свойства щелочей: щелочная реакция среды (индикаторы), электропроводность, нейтрализация кислот, взаимодействие с кислотными оксидами, способность растворять амфотерные гидроксиды/окислы с образованием комплексных анионов, реакции обмена с солями с выпадением нерастворимых гидроксидов, вытеснение слабых оснований (NH₃ из аммонийных солей), а также специфические ОВР с галогенами в щелочной среде. Для демонстраций достаточно водного раствора LiOH и соответствующих реагентов.