Гидроксиды классификация и химические свойства. Гидроксиды
Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие группировку OH - , которая связана через атом кислорода одинарной химической связью с различными химическими элементами. Подобно оксидам, в зависимости от характера химической связи Э-ОН, гидроксиды подразделяются на основные(основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Cr(OH) 2) с преимущественно ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH) 2 , B(OH) 3), Zn(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Al(OH) 3) с ионно-ковалентным типом связи и кислотные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO 2 (OH)ÛHNO 3 , PO(OH) 3 ÛH 3 PO 4 , SO 2 (OH) 2 ÛH 2 SO 4 , Te(OH) 6 ÛH 6 TeO 6), ClO 3 (OH)ÛHClO 4 , MnO 2 (OH) 2 ÛH 2 MnO 4 , MnO 3 (OH)ÛHMnO 4) с преимущественно ковалентной связью.
В соответствии с преимущественно ионным характером химической связи Э-ОН основные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с образованием гидроксид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эффективности (степени) диссоциации различают сильные основания (NaOH, Ba(OH) 2), диссоциирующие практически нацело, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH) 2 , Cr(OH) 2) и слабые основания (Сu(OH), Fe(OH) 2), диссоциация которых протекает частично:
NaOH ® Na + + OH - , Fe(OH) 2 Û Fe 2+ + 2OH -
Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с образованием ионов гидроксония H 3 O + , которые сокращенно часто изображают в виде катиона водорода H + . Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по степени их диссоциации подразделяют на сильные (HNO 3 , HClO 4), средней силы (HAsO 3 , HClO 2) и слабые (HClO, H 5 IO 6) кислоты:
HNO 3 + H 2 O ® H 3 O + + NO 3 - (HNO 3 ® H + + NO 3 -)
HClO + H 2 O H 3 O + + ClO - (HClO ® H + + ClO -)
Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:
Сильные Средней силы
HI>HBr>HClO 4 >HCl>H 2 SO 4 >HMnO 4 >HNO 3 │>H 2 Cr 2 O 7 >H 2 CrO 4 >H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF│
Слабые
> HNO 2 > HCOOH > CH 3 COOH > H 2 CO 3 > H 2 S > HClO > HCN > H 3 BO 3 > H 2 SiO 3
Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойства:
OH - + I + Û I(OH), HIO Û IO - + H +
2OH - + Zn 2+ Û Zn(OH) 2 + 2H 2 O Û 2- + 2H +
Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гидроксид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаимодействии оснований и кислот:
NaOH (Na + OH -) + HNO 3 (H + + NO 3 -) = NaNO 3 (Na + + NO 3 -) + H 2 O
OH - + H + = H 2 O
Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в реакциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кислоты:
I(OH) + HClO 4 = IClO 4 + H 2 O
HIO + NaOH = NaIO + H 2 O
Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гидроксидов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гидроксокомплексные анионы:
Al(OH) 3 ¯ + 3NaOH = Na 3
Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гидроксидов со щелочными расплавами:
Al(OH) 3 ¯ + NaOH (расплав) = NaAlO 2 + 2Н 2 О
В зависимости от числа OH - группировок , содержащихся в гидроксиде, кислотные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO 3), двух- (H 2 SO 4), трех- (H 3 PO 4) и т.д. основные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH) 2), трех- (Al(OH) 3) кислотные основания.
По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами .
Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов образуются из слова гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с переменной степенью окисления) римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:
NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 -гидроксид кальция,
TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH) 3 –гидроксид железа (III).
Тривиальные названия некоторых гидроксидов, в основном используемые в технической литературе, приведены в приложении 2.
Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная диссоциация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и проявлению слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак образует гидроксид аммония состава NH 4 OH. Однако в настоящее время установлено, что основной формой существования аммиака в водном растворе является его гидратированные молекулы, которые условно записывают в виде NH 3 ×H 2 O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные растворы гидразина N 2 H 4 и гидроксиламина NH 2 OH также в основном содержат гидратированные молекулы, которые называют: N 2 H 4 ×H 2 O – гидрат гидразина и NH 2 OH×H 2 O – гидрат гидроксиламина.
Упражнения:
10. Приведите систематические названия гидроксидов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Cd(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 . Приведите формулы соответствующих им оксидов.
11. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.
12. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гидроксидов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.
Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по правилам номенклатуры для комплексных соединений, которые будут рассмотрены ниже. В тоже время, в отечественной практике широко используются традиционные названия распространенных оксокислот – угольная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограниченного круга действительно наиболее распространенных кислот, а в остальных случаях следует применять систематические названия.
Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кислоты, выраженного прилагательным и группового слова кислота.Название кислоты образуется из русского названия кислотообразующего элемента (если в названии элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добавлением, в зависимости от степени окисления элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H 2 CO 3 называют угольной, а не углеродной кислотой.
В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразующих p-элементов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соответствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.
Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окисления элемента N название кислоты образуется добавлением к названию большинства элементов окончаний: -ная, -евая и–овая . Для мышьяка и сурьмы по правилам русского языка используются окончания -янная и–яная . Название кислот со степенью окисления элемента N-2 образуется в основном образуется с помощью окончания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая , -овистая и – янистая ). Кислоты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, имеют окончания –новатистая . Для фосфористой H 2 PHO 3 и фосфорноватистой HPH 2 O 2 кислот, характеризующихся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, рекомендуется использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.
В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот , в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета- .
Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.
| N | Э z+ | Окончание | Название кислоты | |
| III | B 3+ | -ная | H 3 BO 3 орто борная , HBO 2 мета борная ,H 2 B 4 O 7 тетра борная | |
| Al 3+ | -евая | H 3 AlO 3 орто алюминиевая , HАlO 2 метаалюминевая | ||
| IV | C 4+ | -ная | H 2 CO 3 угольная | |
| Si 4+ | -евая | H 4 SiO 4 орто кремниевая , H 2 SiO 3 мета кремниевая | ||
| Ge 4+ | -евая | H 4 GeO 4 орто германиевая , H 2 GeO 3 мета германиевая | ||
| Sn 4+ | -янная | H 4 SnO 4 орто оловянная , H 2 SnO 3 мета оловянная | ||
| V | N 5+ | -ная | HNO 3 азотная | |
| P 5+ | -ная | H 3 PO 4 орто фосфорная , HPO 3 мета фосфорная, H 4 P 2 O 7 ди фосфорная, H 5 P 3 O 10 три фосфорная | ||
| As 5+ | -овая | H 3 AsO 4 орто мышьяковая , HasO 3 мета мышьяковая | ||
| Sb 5+ | -яная | H 3 SbO 4 орто сурьмяная, HSbO 3 мета сурьмяная | ||
| VI | S 6+ | -ная | H 2 SO 4 серная , H 2 S 2 O 7 ди серная | |
| Se 6+ | -овая | H 2 SeO 4 селеновая | ||
| Te 6+ | -овая | H 6 TeO 6 орто теллуровая , H 2 TeO 4 мета теллур овая | ||
| V | N 3+ | -истая | HNO 2 азотистая | |
| P 3+ | -истая | H 2 PHO 3 фосфористая (фосфоновая) | ||
| As 3+ | -овистая | H 3 AsO 3 орто мышьяковистая , HasO 2 мета мышьяковистая | ||
| Sb 3+ | -янистая | H 3 SbO 3 орто сурьмянистая, HSbO 2 мета сурьмянистая | ||
| VI | S 4+ | -нистая | H 2 SO 3 сернистая | |
| Se 4+ | -истая | H 2 SeO 3 селенистая | ||
| Te 4+ | -истая | H 2 TeO 3 теллуристая | ||
| V | N + | -новатистая | H 2 N 2 O 2 азотноватистая | |
| P + | -новатистая | HPH 2 O 2 фосфорноватистая (фосфиновая) | ||
Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окисления N , также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная . Однако, для оксокислот галогенов в степени окисления N-2 используются окончания –новатая , а окончание –истая применяется для названия кислот со степенью окисления галогенов N-4 . Оксокислоты галогенов с наиболее низкими степенями окисления N-6 имеют окончания –новатистая .
Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элементов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окисления d-металлов, образующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются номером группы N и традиционные названия их оксокислот образуются подобно р-элементам c помощью окончаний – овая, -евая : H 4 TiO 4 титановая , H 3 VO 4 ванадиевая, H 2 CrO 4 хромовая, H 2 Cr 2 O 7 ди хромовая , HMnO 4 марганцевая . Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окисления металла рекомендуется использовать систематические названия, образованные по правилам для комплексных соединений.
Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.
| N | Э z+ | Окончание | Название кислоты |
| Высшая степень окисления элемента N | |||
| VII | Cl 7+ | -ная | HClO 4 хлорная |
| Br 7+ | HBrO 4 бромная | ||
| I 7+ | H 5 IO 6 орто иодная , HIO 4 мета иодная | ||
| Степень окисления элемента N-2 | |||
| VII | Cl 5+ | -новатая | HClO 3 хлорноватая |
| Br 5+ | HBrO 3 бромноватая | ||
| I 5+ | HIO 3 иодноватая | ||
| Степень окисления элемента N-4 | |||
| VII | Cl 3+ | -истая | HClO 2 хлористая |
| Br 3+ | HBrO 2 бромистая | ||
| I 3+ | HIO 2 иодистая | ||
| Степень окисления элемента N-6 | |||
| VII | Cl + | -оватистая | HClO хлорноватистая |
| Br + | HBrO бромноватистая | ||
| I + | HIO иодноватистая |
Упражнения:
13. Приведите традиционные названия и графические формулы следующих оксокислот: H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 3 , HNO 2 , H 3 PO 4 , HPO 3 , H 4 P 2 O 7 , H 2 PHO 3 , HPH 2 O 2 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , H 5 IO 6 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 .
14. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, дикремниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фосфиновая), пентафосфорная, метаванадиевая.
15. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксокислот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.
16. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H 3 BO 3 , HMnO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 WO 4 , H 3 AsO 3 , H 2 CrO 4 . Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).
17. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH) 2 , CaCO 3 , Cu, N 2 O 5 , Al(OH) 3 , Na 2 SiO 3 , BaO? Напишите уравнения реакций.
18. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P 4 O 10 , SeO 3 , N 2 O 3 , NO 2 , SO 2 , As 2 O 5 .
19. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кислотами: H 3 PO 4 ®HPO 3 , H 3 PO 4 ®H 4 P 2 O 7 , HPO 3 ®H 3 PO 4 , HPO 3 ®H 4 P 2 O 7 , H 4 P 2 O 7 ®HPO 3 , H 4 P 2 O 7 ®H 3 PO 4 .
Пероксокислоты.
Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- получили групповое название пероксокислоты . Пероксидная группа в составе пероксокислот может замещать как атом кислорода в гидроксидной группировке, так и мостиковый кислородный атом, объединяющий атомы элемента кислотообразователя в полиядерных кислотных гидроксидах:
При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу заключать в круглые скобки и записывать в правой части формулы. Традиционные названия пероксокислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением приставки пероксо- . При наличии в составе пероксокислоты нескольких пероксидных группировок их количество указывается численной приставкой: ди-, три-, тетра- и т.д. Например: HNO 2 (O 2) пероксоазотная кислота, H 3 PO 2 (O 2) 2 дипероксофосфорная кислота.
Упражнение:
9. Приведите традиционные названия и графические формулы следующих пероксокислот: H 3 PO 2 (O 2), H 4 P 2 O 6 (O 2), H 3 BO 2 (O 2).
9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.
Оксокислоты, в которых часть или все атомы кислорода замещены на атомы серы, называют тиокислотами . При записи формул тиокислот рекомендуется серу помещать на последнее место справа - H 3 PO 3 S, H 3 PO 2 S 2 , H 3 POS 4 , H 3 PS 4:
Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответствующей оксокислоты с добавлением приставки тио- ;при замещении двух и более атомов кислорода на атомы серы их количество указывается численными приставками: ди-, три-, тетра- и т.д.
Оксокислоты общей формулы H 2 (O 3 S-S n -SO 3) (n = 0¸4) называют политионовыми . Характерной особенностью их строения (за исключение H 2 S 2 O 6) является наличие мостиковых атомов серы, объединяющих две структурные {SO 3 }-группировки:
В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непосредственно атомами серы-кислотообразователями H 2 (O 3 S-SO 3). Традиционные названия политионовых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество атомов серы в составе и группового окончания –тионовая кислота.
Кислотные гидроксиды, в которых часть гидроксидных группировок или атомов кислорода замещена на другие атомы галогенов или -NH 2 , =NH группировки, называют замещенными кислотами . Традиционные названия таких кислот образуются от названия соответствующей оксокислоты с добавлением приставки, составленной из названия замещающих атомов галогенов или групп (NH 2 – амид , NH – имид ) и соединительной гласной –о . В формулах таких кислот замещающие атомы или группы помещают на последнее место.
По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кислотами:
HSO 3 F - фторсульфоновая, HSO 3 Cl - хлорсульфоновая,
HSO 3 (NH 2) – амидосульфоновая, H 2 S 2 O 4 (NH) - имидодисульфоновая кислота.
Упражнения:
10. Приведите традиционные названия замещенных оксокислот: HSeO 3 F, HAsO 2 Cl 2 , H 2 CS 3 , H 3 POS 3 , H 2 AsO 3 (NH 2).
11. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосерная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, диброммышьяковая, амидоугольная.
Бескислородные кислоты.
Водные растворы водородных соединений халькогенов (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) и галогенов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN 3), в которых роль электроотрицательных составляющих (анионов) играют группы атомов, обладающих галогенидоподобными свойствами, проявляют кислотные свойства и диссоциируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют семейство бескислородных кислот .
Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского названия элемента или специального названия псевдогалогенидной группировки с добавлением соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота :
HF - фтороводородная кислота, H 2 Te - теллуроводородная кислота,
HCN - циановодородная кислота, HNCS - тиоцианатоводородная кислота,
HN 3 - азидоводородная кислота (или азотистоводородная кислота).
Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в химической практике применяют и тривиальные названия (см. приложение 2):
HF - плавиковая кислота, HCl - соляная кислота,
HCN - синильная кислота, H 2 S - сероводородная вода.
Упражнение:
12. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H 2 S, HF, H 2 Se.
13. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.
Галогенангидриды.
Галогенангидридами называют сложные вещества, которые можно рассматривать как продукты полного замещения гидроксидных группировок в молекулах оксокислот атомами галогенов. Таким образом, галогенангидриды являются конечным членом ряда последовательных превращений оксокислоты при замещении гидроксидных групп на атомы галогенов: оксокислота ® галогензамещенная оксокислота ® галогенангидрид. Например, POCl 3 является конечным членом ряда последовательного замещения трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:
Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустойчивых оксокислот – например, CCl 4 и PCl 5 формально являются хлорангидридами полностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H 4 CO 4 и фосфора (V) H 5 PO 5 , в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления элемента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, либо атомы разных галогенов: POCl 3 , POBrCl 2 , POIBrCl.
В химической практике для галогенангидридов используют несколько методов построения их названий :
По правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с использованием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрицательных галогенидных и оксидных ионов галогенангидрида:
PCl 3 - трихлорид фосфора, PCl 5 - пентахлорид фосфора,
POCl 3 - трихлорид-оксид фосфора, POBrCl 2 - дихлорид-бромид-оксид фосфора;
По правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с указанием по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:
PCl 3 - хлорид фосфора (III), PCl 5 - хлорид фосфора (V);
- традиционные названия образуют с помощью числовых приставок, указывающих количество атомов галогенов, русского названия галогенов, окончания – ангидрид и названия килоты в родительном падеже: PCl 3 - трихлорангидрид фосфористой кислоты, POCl 3 - трихлорангидрид фосфорной кислоты, POBrCl 2 - дихлорбромангидрид фосфорной кислоты;
Для галогеннгидридов серной и сернистой кислоты допускается ограниченное использование специальных названий , в которых применяются специальные названия катионов: SO 2 2+ - сульфурил и SO 2+ - тионил :
SO 2 Cl 2 - сульфурилхлорид, SO 2 FCl - сульфурилхлоридфторид,
SOBr 2 - тионилбромид, SOF 2 - тионилфторид.
Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффективное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксокислоты:
PCl 5 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl
POBrCl 2 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 2HCl + HBr
Упражнения:
14. Приведите систематические и традиционные названия галогенангидридов и напишите реакции их взаимодействия с водой: SbOCl, SeO 2 F 2 , NOBr, NO 2 F 2 , NF 3 , AsOCl 2 F, CO 2 Cl 2 , SOCl 2 , SO 2 Br 2 .
15. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфурилфторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.
Соли.
Соли являются одним из наиболее емких по числу химических соединений классов неорганических соединений. Они образуются в результате самых разнообразных химических процессов и, в частности, являются продуктами кислотно-основных реакций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э n X m и полиэлементных химических соединений, характеризующихся соответственно преимущественно ионным и ковалентным характером химической связи Э-Х (табл. 1.5).
Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.
| Соединения | Реакция солеобразования | |
| Основные | Кислотные | |
| NaF | PF 5 | NaF + PF 5 = Na |
| Na 2 O | P 2 O 5 | 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na |
| Na 2 S | P 2 S 5 | 3Na 2 S + P 2 S 5 = 2Na 3 Na 2 S + P 2 S 5 = 2Na |
| Na 3 N | P 3 N 5 | Na 3 N + P 3 N 5 = Na 4 |
| NaH | AlH 3 | NaH + AlH 3 = Na |
| NaOH | Al(OH) 3 | NaOH + Al(OH) 3 = Na NaOH + Al(OH) 3 = Na + H 2 O |
| NaNO 3 | I(NO 3) | NaNO 3 + I(NO 3) = Na |
| NaOH | HNO 3 | NaOH + HNO 3 = Na + H 2 O |
| Al(OH) 3 | H 3 PO 4 | Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = Al + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 3 PO 4 = Al 2 3 + 6H 2 O Al(OH) 3 + 3H 3 PO 4 = Al 3 +3H 2 O 3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 2 + 6H 2 O 3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = {Al(OH) 2 } 3 + 3H 2 O |
| NaOH + Ba(OH) 2 | H 3 PO 4 | NaOH + Ba(OH) 2 + H 3 PO 4 = (NaBa) + 3H 2 O |
| Al(OH) 3 | H 2 SO 4 + HNO 3 | Al(OH) 3 + H 2 SO 4 + HNO 3 = Al[(SO 4)NO 3 ] + H 2 O |
В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, являющиеся производными исходных основных и кислотных соединений и имеющих преимущественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и растворах соли подвергаются процессу электролитической диссоциации, приводящей к образованию катионов и анионов.
В зависимости от состава соли классифицируются по природе катионов и анионов:
Соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона аммония и металла ({(KAl) 2 , {(NH 4) 2 Fe} 2) называются двойными солями, а соли со сложными анионами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO 4)NO 3 ]) – смешанными солями:
- cоли, в состав катионов которых входят гидроксидные группировки (Al(OH), {Al(OH)} 2 , Al(OH) 2 Cl) и способные проявлять основные свойства за счет образования OH - -ионов в результате процесса электролитической диссоциации катиона – например:
Al(OH)SO 4 ®Al(OH) 2+ + SO 4 2-
Al(OH) 2+ Û Al 3+ + OH -
называются основными . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты частичного замещения гидроксидных групп в основных гидроксидах на группировки, являющиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескислородных кислот:
 |
- соли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH 4), NaHS) и способны проявлять кислотные свойства за счет образования ионов гидроксония при электролитической диссоциации аниона – например:
NaHS® Na + + HS - , HS - Û H + + S 2-
называются кислыми . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты частичного замещения водорода в кислотах на катионы металла или аммония:
- соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кислотные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними илинормальными .
Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют кристаллические решетки, содержащие молекулы воды – например: CuSO 4 ×5H 2 O, Na 2 SO 4 ×10H 2 O. Такие соли называются кристаллогидратами .
Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате реакций нейтрализации при различных соотношениях многосновных кислот и многокислотных оснований и легко переходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H 2 PO 4) 3 + Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 3H 2 O
Al 2 (HPO 4) 3 + Al(OH) 3 = 3AlPO 4 + 3H 2 O
2AlPO 4 + Al(OH) 3 = (AlOH) 3 (PO 4) 2
(AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3Al(OH) 3 = 2{Al(OH) 2 } 3 PO 4
{Al(OH) 2 } 3 PO 4 + H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O
(AlOH) 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 = 3AlPO 4 + 3H 2 O
2AlPO 4 + H 3 PO 4 = Al 2 (HPO 4) 3
Al 2 (HPO 4) 3 + H 3 PO 4 = 2Al(H 2 PO 4) 3
Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по общим правилам для бинарных соединений:
Na 2 S - сульфид натрия, FeCl 3 - хлорид железа (III) (трихлорид железа),
Cu(CN) 2 - цианид меди (II), AgCNS - тиоцианат серебра.
Систематические названия солей оксокислот и их производных образуются по правилам номенклатуры для комплексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в химической практике для наиболее распространенных солей оксокислот широко используют традиционные названия.
Традиционные названия солей состоят из названий анионов и катионов. Название анионов средних солей распространенных оксокислот строится из корней русских или латинских (Табл. 1.) названий кислотообразующих элементов с соответствующими окончаниями и приставками в зависимости от их степени окисления (Табл. 6, 7) и через дефис групповым словом –ион . Для р-элементов III-VI группы в высшей степени окисления в названии анионов используют окончание –ат , в более низкой степени (N-2) – суффикс –ит и для N + и P + - пристаку гипо- и окончание –ит .
Для галогенов в степени окисления +7 в названии анионов используют приставку пер- и окончание –ат ; для степеней окисления: +5 – окончание -ат , +3 – окончание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо- и окончание –ит .
Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии оксокислот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.
Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются систематические названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в химической практике применяют традиционные названия.
В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из названия аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в родительном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):
Fe 2 (S 2 O 7) - дисульфат железа (III), Na 3 PO 4 - ортофосфат натрия,
Ba 5 (IO 6) - ортопериодат бария, NiSeO 3 - селенит никеля (II),
NaPH 2 O 2 - гипофосфит натрия, KMnO 4 - перманганат калия.
Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.
Физические свойства
Общая формула гидроксидов щелочных металлов – MOН.
Все гидроксиды щелочных металлов – бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе, очень хорошо растворимы в воде и этаноле, при переходе от LiOH к CsOH растворимость увеличивается.
Некоторые физические свойства гидроксидов щелочных металлов приведены в таблице.
Химические свойства
Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития при нагревании до температуры 600°С разлагается:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O.
Все гидроксиды проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют:
NaOH = Na + + OH - .
Реагируют с оксидами неметаллов:
KOH + CO 2 = KHCO 3 ;
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O;
2KOH + 2NO 2 = KNO 3 + KNO 2 + H 2 O.
Взаимодействуют с кислотами, вступают в реакцию нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.
Вступают в обменные реакции с солями:
2NaOH + CuCl 2 = Cu(OH) 2 + 2NaCl.
Реагируют с галогенами:
2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде) ;
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3Н 2 О (при нагревании).
В расплавленном состоянии взаимодействуют с амфотерными металлами и их оксидами:
2KOH + Zn = K 2 ZnO 2 + H 2 ;
2KOH + ZnO = K 2 ZnO 2 + H 2 O.
Водные растворы гидроксидов при взаимодействии с амфотерными металлами, их оксидами и гидроксидами образуют гидроксокомплексы:
2NaOH + Be + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ;
2NaOH + BeO + H 2 O = Na 2 ;
2NaOH + Be(OH) 2 = Na 2 .
Водные растворы и расплавы гидроксидов реагируют с бором и кремнием, их оксидами и кислотами:
4NaOH + 4B + 3O 2 = 4NaBO 2 + 2H 2 O (расплав);
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 (раствор).
Получение
Гидроксиды лития, натрия и калия получают электролизом концентрированных растворов их хлоридов, при этом на катоде выделяется водород, на аноде образуется хлор:
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .
Гидроксиды рубидия и цезия получают из их солей при помощи обменных реакций:
Rb 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2RbOH + BaSO 4 .
ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ
Свойства щелочноземельных металлов
| Атомный номер | Название | Атомная масса | Электронная конфигурация | r г/см 3 | t°пл. °C | t°кип. °C | ЭО | Атомный радиус, нм | Степень окисления |
| Бериллий Be | 9,01 | 2s 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Магний Mg | 24,3 | 3s 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Кальций Ca | 40,08 | 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Стронций Sr | 87,62 | 5s 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Барий Ba | 137,34 | 6s 2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Радий Ra | 7s 2 | ~6 | ~700 | 0,9 | – | +2 |
Физические свойства
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Химические свойства
1. Очень реакционноспособны.
2. Обладают положительной валентностью +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).
5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH 2 .
6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
Нахождение в природе
3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 – берилл
MgCO 3 – магнезит
CaCO 3 MgCO 3 – доломит
KCl MgSO 4 3H 2 O – каинит
KCl MgCl 2 6H 2 O – карналлит
CaCO 3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)
Ca 3 (PO 4) 2 – апатит, фосфорит
CaSO 4 2H 2 O – гипс
CaSO 4 – ангидрит
CaF 2 – плавиковый шпат (флюорит)
SrSO 4 – целестин
SrCO 3 – стронцианит
BaSO 4 – барит
BaCO 3 – витерит
Получение
Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF 2 + Mg – t ° ® Be + MgF 2
Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al – t ° ® 3Ba + Al 2 O 3
Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
CaCl 2 ® Ca + Cl 2
катод: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0
анод: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2
Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®
1. Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:
Mg + 2H 2 O – t ° ® Mg(OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2
2. Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:
2Mg + O 2 ® 2MgO
Ba + O 2 ® BaO 2
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl 2 ® BeCl 2 (галогениды)
Ba + S ® BaS(сульфиды)
3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (нитриды)
Ca + H 2 ® CaH 2 (гидриды)
Ca + 2C ® CaC 2 (карбиды)
3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl ® CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 (разб.) ® MgSO 4 + H 2
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H 2 O ® Na 2 + H 2
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca 2+ - темно-оранжевый
Sr 2+ - темно-красный
Ba 2+ - светло-зеленый
Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:
Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.
Оксиды щелочноземельных металлов
Получение
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO 3 – t ° ® CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 – t ° ® 2MgO + 4NO 2 + O 2
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами
MgO + H 2 O ® Mg(OH) 2
3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 ® Be(NO 3) 2 + H 2 O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH) 2
Получение
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H 2 O ® Ba(OH) 2 + H 2
CaO(негашеная известь) + H 2 O ® Ca(OH) 2 (гашеная известь)
Химические свойства
Гидроксиды R(OH) 2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH) 2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH) 2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH) 2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH) 2 – слабое основание
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 ¯ + H 2 O
Ba(OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 ¯ + H 2 O
2) Реакции с кислотами:
Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH ® (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 ® Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯+ 2KOH
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Be(OH) 2 + 2NaOH ® Na 2
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca 2+ и Mg 2+ , называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca 2+ и Mg 2+ .
Гидраты оксидов имеют общее название- гидрооксиды . Основаниями(основными гидрокисдами) называются гидраты основных оксидов.Общая формулы- Me ( OH ) n . Количество гидроксильных групп(OH) в молекулу определяет ее кислотность.
Большинство оснований нерастворимо в воде, растворимы только Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов(их называют щелочами ), а также аммония . В водных растворах основания диссоцируют на катион металла гидроксильную группу, амфотерные гидроксиды диссоцируют одновременно и как кислоты, и как основания . Многокислотные основания диссоцируют ступенчато:
Me x + +xOH - ⇌ Me(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x - (диссоциация амфотерного гидроксида(общая схема))
*Это интересно
Сейчас существует 3 основных теории кислот и оснований:
1. Протолитическая теория Брёнстеда - Лоури .В ней кислота- молекула или ион, способная быть в данной реакции донорами протонов , соответственно основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны. И кислоты, и основания получили название протолиты.
2. Теория кислот и оснований Льюиса . В ней кислота-любая частица способная принимать пару электронов, а основание- частица, способная отдавать эту пару. Теория Льюиса очень похожа на теорию Брёнстеда - Лоури, но отличается от неё тем, что охватывает более широкий круг соединений.
3. Теория Усановича. В ней кислота - это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание - частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы .
Номенклатура:
Неорганические соединения, содержащие группы -OH, называются гидроксидами. NaOH - гидроксид натрия, Fe(OH) 2 - гидроксид железа(II), Ba (OH )2-гидроксид бария. (в скобочках указана валентность элемента (если она переменная))
Для соединений, содержащих кислород, используют названия гидроксидов, с приставкой «мета»: AlO(OH) - метагидроксид алюминия, Mn O(OH) - метагидроксид марганца
Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, Me 2 O n ∙ n H 2 O, недопустимо писать формулы типа Me(OH) n . Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется. Примеры названий: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - полигидрат оксида таллия(III), MnO 2 ∙n H 2 O - полигидрат оксида марганца(IV)
Так же существуют гидраты -NH 3 ∙H 2 O (гидрат аммиака ) = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Основания дают соли при взаимодействии с кислотами (реакция нейтрализации), при взаимодействии с кислотным оксидом, амфотерным гидроксидом, амфотерным металлом, амфотерным оксидом, неметаллом.
NaOH+HCl→NaCl+H 2 O (реакция нейтрализации)
2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O (реакция с смешанным ангидридом)
Cl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O (реакция идёт без нагреванием)
Cl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакция идёт с нагреванием)
3S+6NaOH→2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O
2Al+2NaOH+6H 2 O→2Na+3H 2
Al 2 O 3 + 6NaOH→ 2Na 3 AlO 3 +3H 2 O
NaOH+Al(OH) 3 →Na
Способы получения оснований:
1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов, и аммиака с водой. Металлы (только щелочные или щелочноземельные), взаимодействуя с водой образуют щелочь и выделяют водород. Аммиак взаимодействуя с водой образует неустойчивое соединение NH 4 OH:
2Na+2H 2 O→2NaOH+H 2
Ba+2H 2 O→ Ba ( OH ) 2 +H 2
NH 3 +H 2 O↔NH 4 OH
2. Непосредственное присоединение основными оксидами воды. Большинство основных оксидов воду непосредственно не присоединяют, только оксиды ЩМ(щелочные металлы) и ЩЗМ(щелочноземельные металлы), присоединяя воду, образуют основания:
Li 2 O+H 2 O→2LiOH
BaO+H 2 O→ Ba ( OH ) 2
3. Взаимодействие с солями . Это один из наиболее распространённых способов получения солей и оснований. Так как это реакция ионного обмена, то оба реагента должны быть растворимы, а один из продуктов- нет:
NaOH+FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓
Na 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓
4. Электролиз растворов солей щелочных и щелочноземельных металлов .При электролизе растворов данных солей металлы никогда не выделяются на катоде(вместо них выделяется водород из воды:и 2H 2 O-2e - =H 2 ↓+2OH - ), а на аноде восстанавливается галоген (все, кроме F - ), или в случае кислородосодержащей кислоты идёт следующая реакция:
2H 2 O-4e - =4H + +O 2 ,галогены восстанавливаются по схеме: 2X - -2e - =X 2 (где X – галоген)
2NaCl+2H
2
O→2NaOH+Cl
2
+H
2
В водном растворе скапливается щелочь, которую затем можно выделить, упаривая раствор.
Это интересно:
Пероксиды и надпероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.
Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2
4NaO 2 + 2 H 2 O →4 Na OH + 3O 2
Теория Брёнстеда -Лоури позволяет количественно оценить силу оснований, то есть их способность отщеплять протон от кислот. Это принято делать при помощи константы основности K b . Например, для аммиака как основания Брёнстеда можно записать:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + +OH -
Для более удобного отображения константы основности используют отрицательный логарифм: pK b = -log K b . Так же логично, что сила оснований возрастает в ряду напряжения металлов справа налево.
NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (метод получения алкенов, этилена (этена) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.
NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 5 OH (метод получения спиртов, этанола в данном случае), использовался водный раствор гидроксида натрия.
2 NaOH + C 2 H 5 Cl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (метод получения алкинов, ацетилена (этина) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.
C 6 H 5 OH (фенол) + NaOH → C 6 H 5 ONa + H 2 O
Продуктом замещения одного из водородов аммиака на гидроксильную группу является гидрокисламин( NH 2 OH ). Он образуется при электролизе азотной кислоты (с ртутными или свинцовыми катодами), в результате ее восстановления атомарным водородом, образующимся так как параллельно происходит электролиз воды:
HNO 3 +6 H → NH 2 OH +2 H 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Амфотерные гидроксиды.
Это соединения дают соли как при взаимодействии с кислотами (средние соли) так и при взаимодействиями с основаниями (комплексные соединения). Все амфотерные гидроксиды мало растворимы. Их диссоциацию можно рассмотреть, как по основному, так и по кислотному типу, но поскольку эти 2 процесса идут одновременно, то процесс можно записать следующим образом (Me-металл):
Me x+ +xOH - ⇌ Me(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x-
Так как амфотерные гидроксиды есть гидраты амфотерных оксидов, их наиболее яркие представители – гидраты следующих оксидов:ZnO,Al 2 O 3 ,BeO, SnO,PbO,Fe 2 O 3 ,Cr 2 O 3 ,MnO 2 ,TiO 2 .
Примеры реакций:
NaOH+Al(OH) 3 ↓→Na - гидроксоаллюминат натрия
Al(OH) 3 ↓+3HCl→AlCl 3 +3H 2 O
Но, зная, что амфотерные гидроксиды диссоциируют и по кислотному типу тоже, можно записать их взаимодействие с щелочами по другому уравнению:
Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (в растворе)
H 2 ZnO 2 ↓+2NaOH→Na 2 ZnO 2 +H 2 O (в расплаве)
1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O (здесь образовался ортоалюминат натрия (реакция происходила в растворе), но если реакция будет при сплавлении, то будет образовываться метаалюминат натрия)
2) HAlO 2 +NaOH→NaAlO 2 +H 2 O (образовался метааллюминат натрия, значит в реакции 1 и2 вступали ортоалюминевая и металюминевая кислоты соответственно)
Получают амфотерные гидроксиды обычно взаимодействием их солей с щелочами, количество которых точно рассчитывают по уравнению реакции:
3NaOH+ Cr(NO 3 ) 3 →3NaNO 3 +Cr(OH) 3 ↓
2NaOH+ Pb(CH 3 COO) 2 →2CH 3 COONa+Pb(OH) 2 ↓
Редактор: Харламова Галина Николаевна
Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.
Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.
Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.
Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.
Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.
Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.
Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.
Химические свойства оснований
Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.
1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних солей:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
