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.
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 .
Основания, амфотерные гидроксиды
Основания - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация оснований.
Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов
1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый.
2. Водные растворы диссоциируют:
3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена:
Многокислотные основания могут давать средние и основные соли:
4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:
5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:
а) сплавление:
б) в растворах:
6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ:
Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:
Амфотерные гидроксиды
Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как донорами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.
Химические свойства амфотерных соединений
1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаимодействуя со щелочами - сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль)
Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.
Общий метод получения оснований базируется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:
АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:
АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
В промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов.
2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоты
Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная H 3 PO 4 ; кремниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4).
Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах образуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.
Согласно протолитической теории кислот и оснований, предложенной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное принимать протоны.
кислота → основание + Н +
На основе таких представлений понятны основные свойства аммиака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорноакцепторной связи.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
кислота основание кислота основание
Более общее определение кислот и оснований предложил американский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание).
Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, используемые в настоящее время.
Номенклатура кислот
Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура довольно условны.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4).
По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кислородсодержащие (НСlO 4 , HNO 3).
Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения степени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:
Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положением элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.
В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодической системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют ковалентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличивается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттягивают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь ковалентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположительным. Если полярные молекулы оказываются в полярном растворителе, может происходить процесс электролитической диссоциации.
Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных растворах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на полярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссоциируют, как правило, легче, чем вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержащих кислот, образованных элементами, которые способны проявлять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кислота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлорная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот.
Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинарной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.
Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4).
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом .
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой .
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(конц) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2
Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.
можно разделить на два типа реакций:
1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных растворах иона гидроксония Н 3 O + ;
2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.
Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кислотно-основные реакции.
К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труднее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.
Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводородных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут присутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д.
Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кислот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы используются в качественном анализе для обнаружения кислот и оснований в растворах.
Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - синий), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оранжевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный).
Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:
Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок)
Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок)
3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок)
Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окислительно-восстановительными свойствами.
Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), проявляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель.
Сu + 2H 2 SO 4(конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Следует запомнить, что:
- Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимодействие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами протекает иначе.
Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.
- В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:
- Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:
- И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):
- Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:
Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 .
Особенности свойств азотной HNO 3 и концентрированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.).
Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.
Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая, нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую.
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .
По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания , которые самопроизвольно разлагаются.
Получение оснований
1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:
основный оксид + вода = основание
Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
При этом оксид меди (II) с водой не реагирует :
CuO + H 2 O ≠
2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.
металл + вода = щёлочь + водород
Например , калий реагирует с водой очень бурно :
2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0
3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье .
Например , электролиз хлорида натрия:
2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2
4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:
либо
щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь
Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH
Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) :
CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl
Химические свойства нерастворимых оснований
1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода .
нерастворимое основание + кислота = соль + вода
нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода
Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:
Cu(OH) 2 + CO 2 ≠
2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.
Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.
нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠
нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠
4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей . Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления , которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).
Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3
Химические свойства щелочей
1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли , если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты . В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:
щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода
щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода
Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты , фосфаты или гидрофосфаты .
При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.
NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:
2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .
щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода
щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода
щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль
щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль
Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:
NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O
А в растворе образуется комплексная соль:
NaOH + Al(OH) 3 = Na
Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.
3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли , в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:
щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода
либо:
щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль
Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:
2NaOH + CO 2 = NaHCO 3
4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена .
щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид
Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.
Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :
Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH) 2 — ↓ + Na 2 + SO 4 2-
Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .
Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:
NH 4 + NO 3 — + K + OH — = K + NO 3 — + NH 3 + H 2 O
! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!
Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .
Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:
ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид . А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:
ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4
Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:
соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль
соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль
5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.
кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода
Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:
KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O
Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.
6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород , в расплаве — средняя соль и водород .
Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!
Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:
2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0
7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах . Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):
NaOH +О 2 ≠
NaOH +N 2 ≠
NaOH +C ≠
Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).
Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:
2NaOH +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O
Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:
6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O
Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.
Например , в растворе:
2NaOH +Si 0 + H 2 + O= NaCl — + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0
Фтор окисляет щёлочи:
2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF — + 2H 2 O
Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .
8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.
Исключение — гидроксид лития:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O
1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:
2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O
KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O
4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя, либо слабое основание, либо осадок, либо газ:
2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl
основание
2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH
5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:
2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
6. Действие щелочи на индикатор:
OH - + фенолфталеин ® малиновый цвет
OH - + лакмус ® синий цвет
7. Разложение некоторых оснований при нагревании:
Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (см. п.3.1).
Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:
Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2
основание к-та
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O
2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;
H 3 AlO 3 кислота метаалюминат натрия
(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)
2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O
Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами
Соли
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония) :Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl и т.д.
Химические свойства средних солей
1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями, образуя, либо слабый электролит, либо осадок; либо газ:
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH
CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2
2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH
NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4
основание
NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3
2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли (прил. 3).
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 , Na 2 HPO 4 и т.д. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.
Получение кислых солей и перевод их в средние
1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:
H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHCO 3
2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:
2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O
3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:
· одноименную
Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3 ;
Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl
4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН - ) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO 4 и т.д. Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.
Получение основных солей и перевод их в средние
1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом:
Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O
гидроксо-
хлорид магния
Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O
гидроксо-
сульфат железа (III)
2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4
3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту, которая соответствует соли):
MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O
2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 +MgSO 4 + 2H 2 O
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (Н 2 О). По способности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.
К сильным электролитам относятся:
· сильные кислоты (см. с. 20);
· сильные основания – щелочи (см. с. 22);
· практически все растворимые соли.
К слабым электролитам относятся:
· слабые кислоты (см. с. 20);
· основания – не щелочи;
Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К . Например, для одноосновной кислоты,
HA Û H + + A - ,
где, – равновесная концентрация ионов H + ;
– равновесная концентрация анионов кислоты А - ;
– равновесная концентрация молекул кислоты,
Или для слабого основания,
MOH Û M + + OH - ,
,
где, – равновесная концентрация катионов M + ;
– равновесная концентрация гидроксид ионов ОН - ;
– равновесная концентрация молекул слабого основания.
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при t = 25°С)
Вещество | К | Вещество | К |
HCOOH | K = 1,8×10 -4 | H 3 PO 4 | K 1 = 7,5×10 -3 |
CH 3 COOH | K = 1,8×10 -5 | K 2 = 6,3×10 -8 | |
HCN | K = 7,9×10 -10 | K 3 = 1,3×10 -12 | |
H 2 CO 3 | K 1 = 4,4×10 -7 | HClO | K = 2,9×10 -8 |
K 2 = 4,8×10 -11 | H 3 BO 3 | K 1 = 5,8×10 -10 | |
HF | K = 6,6×10 -4 | K 2 = 1,8×10 -13 | |
HNO 2 | K = 4,0×10 -4 | K 3 = 1,6×10 -14 | |
H 2 SO 3 | K 1 = 1,7×10 -2 | H 2 O | K = 1,8×10 -16 |
K 2 = 6,3×10 -8 | NH 3 × H 2 O | K = 1,8×10 -5 | |
H 2 S | K 1 = 1,1×10 -7 | Al(OH) 3 | K 3 = 1,4×10 -9 |
K 2 = 1,0×10 -14 | Zn(OH) 2 | K 1 = 4,4×10 -5 | |
H 2 SiO 3 | K 1 = 1,3×10 -10 | K 2 = 1,5×10 -9 | |
K 2 = 1,6×10 -12 | Cd(OH) 2 | K 2 = 5,0×10 -3 | |
Fe(OH) 2 | K 2 = 1,3×10 -4 | Cr(OH) 3 | K 3 = 1,0×10 -10 |
Fe(OH) 3 | K 2 = 1,8×10 -11 | Ag(OH) | K = 1,1×10 -4 |
K 3 = 1,3×10 -12 | Pb(OH) 2 | K 1 = 9,6×10 -4 | |
Cu(OH) 2 | K 2 = 3,4×10 -7 | K 2 = 3,0×10 -8 | |
Ni(OH) 2 | K 2 = 2,5×10 -5 |