Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.
Получение гидроксидов.
1. Реакция обмена:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Электролиз водных растворов солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:
К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Химические свойства гидроксидов.
1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.
2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).
3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:
Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .
4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).
6. Взаимодействуют с кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.
Большинство оснований - твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.
Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.
Получение гидроксидов
Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.
Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:
FeCl 3 + 3NaOH aq = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl.
Химические свойства гидроксидов
Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).
Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.
Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета - это оксид меди (II):
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:
Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 ;
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Применение гидроксидов
Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси -средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.
Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова - 63,6%; кислорода - 34,2%; водорода - 2,2%. Определите формулу этого гидроксида. |
Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1: 4: 4. Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 . |
Ответ | Формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 |
ПРИМЕР 2
Задание | Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г. |
Решение | Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = m(X) / m solution × 100%. Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя: m solution = m(H 2 O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г. Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария: BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 . Рассчитаем количества моль исходных веществ: n(H 2 O) = m(H 2 O) / M(H 2 O); M(H 2 O) = 18 г/моль; n(H 2 O) = 50 / 18 = 2,8 моль. n(BaO) = m(BaO) / M(BaO); M(BaO) = 153 г/моль; n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль. Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению n(BaO) :n(Ba(OH) 2) = 1:1, т.е. n(Ba(OH) 2) = n(BaO) = 1,04 моль. Тогда масса образовавшегося гидроксида бария будет равна: m(Ba(OH) 2) = n(Ba(OH) 2) × M(Ba(OH) 2); M(Ba(OH) 2) = 171 г/моль; m(Ba(OH) 2) = 0,008 ×171 = 1,368 г. Найдем массовую долю гидроксида бария в растворе: ω (Ba(OH) 2) = 1,368 / 51,2 × 100% = 2,67%. |
Ответ | Массовая доля гидроксида бария равна 2,67% |
Гидроксиды щелочных металлов – при обычных условиях представляют собой твердые белые кристаллические вещества, гигроскопичные, мылкие на ощупь, очень хорошо растворимы в воде (их растворение – экзотермический процесс), легкоплавки. Гидроксиды щелочноземельных металлов Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2) – белые порошкообразные вещества, гораздо менее растворимы в воде по сравнению с гидроксидами щелочных металлов. Нерастворимые в воде основания обычно образуются в виде гелеобразных осадков, разлагающихся при хранении. Например, Сu(ОН) 2 – синий студенистый осадок.
3.1.4 Химические свойства оснований.
Свойства оснований обусловлены наличием ионов ОН – . В свойствах щелочей и нерастворимых в воде оснований имеются отличия, однако общим свойством является реакция взаимодействия с кислотами. Химические свойства оснований представлены в таблице 6.
Таблица 6 – Химические свойства оснований
Щелочи |
Нерастворимые основания |
Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации ) |
|
2NaOH + H 2 SО 4 = Na 2 SО 4 + 2H 2 О |
Сr(ОН) 2 + 2НС1 = СrС1 2 + 2Н 2 O |
Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 6КОН + Р 2 O 5 = 2К 3 РO 4 + 3Н 2 O |
|
Щелочи реагируют с растворами солей , если один из продуктов реакции выпадает в осадок (т. е. если образуется нерастворимое соединение): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 |
Нерастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду: Мn(ОН) 2 МnО + Н 2 O Сu(ОН) 2 СuО + Н 2 O |
Щелочи можно обнаружить индикатором. В щелочной среде: лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый, метиловый оранжевый – желтый |
3.1.5 Важнейшие основания.
NaOH – едкий натр, каустическая сода. Легкоплавкие (t пл = 320 °С) белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. NaOH – один из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах требуется для очистки нефтепродуктов, широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности, а также для производства искусственного волокна.
КОН – едкое кали. Белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. СвойстваКОН аналогичны свойствам NaOH, но применяется гидроксид калия гораздо реже ввиду его более высокой стоимости.
Са(ОН) 2 – гашеная известь. Белые кристаллы, мало растворимы в воде. Раствор называется «известковой водой», суспензия – «известковым молоком». Известковая вода применяется для распознавания углекислого газа, она мутнеет при пропускании СO 2 . Гашеная известь широко используется в строительном деле в качестве основы для изготовления вяжущих веществ.
1. Основание + кислота соль + вода
КОН
+ HCl
KCl + H 2 O.
2.
Основание + кислотный оксид
соль + вода
2KOH
+ SO 2
K 2 SO 3
+ H 2 O.
3.
Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль
+ вода
2NaOH (тв)
+ Al 2 O 3
2NaAlO 2
+ H 2 O;
NaOH (тв)
+ Al(OH) 3
NaAlO 2
+ 2H 2 O.
Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)
Ba(OH) 2
+ Na 2 SO 4
BaSO 4 +
2NaOH;
Ba(OH) 2
+ NH 4 Cl
BaCl 2
+ NH 4 OH.
Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH
Ca(OH) 2
CaO
+ H 2 O;
NaOH ;
NH 4 OH
NH 3
+ H 2 O.
2NaOH (тв)
+ Zn
Na 2 ZnO 2
+ H 2 .
КИСЛОТЫ
Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .
Классификация кислот
1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).
2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).
3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.
Например,
HCl
H +
+ Cl - ;
H 2 SO 4
H +
+ HSO.
Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.
СН 3 СООН
СН 3 СОО -
+ Н + ;
1)
H 2 S
HS -
+
H + ,
2)
HS -
H +
+ S 2- .
Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).
Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).
Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.
Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8
S H – O – S –O – O – S – O - H
H - O - O O O O
Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота
Химические свойства кислот
HF
+ KOH
KF + H 2 O.
H 2 SO 4
+ CuO
CuSO 4
+ H 2 O.
2HCl
+ BeO
BeCl 2
+ H 2 O.
Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота
H 2 SO 4
+ BaCl 2
BaSO 4
+2HCl;
2HNO 3
+ Na 2 CO 3
2NaNO 3
+ H 2 O
+
CO 2 .
Н 2 СО 3
Н 2 О
+ СО 2 .
H 2 SO 4(разб)
+ Fe
FeSO 4
+ H 2 ;
HCl + Cu .
На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.
КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ
Металл в ряду напряжения после Н 2
+реакция не идет
Металл в ряду напряжения до Н 2
+
соль металла
+ Н 2
в min степени
H 2 SO 4 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
окисления (с.о.)+
реакция
не идет
/Mq/Zn
от условий
Сульфат металла в max с.о.
+
+ +
Металл (остальные)
+
+
+
HNO 3 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
Нитрат металла в max с.о.
Металл
(остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при
нагревании)
+
HNO 3 разбавленная
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция
не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
NH 3 (NH 4 NO 3)
Нитратметал
ла в max с.о.
+
+
Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
от условий
+
Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)
Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
СОЛИ
Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.
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 соле1:
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.