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.
- Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами. В ходе взаимодействия происходит образование солей и воды
- Щелочи, гидроксид аммония всегда реагируют с растворами солей, только в случае образования нерастворимых оснований:
- Реакция кислоты с основанием именуется нейтрализацией. В ходе данной реакции, катионы кислот Н + и анионы оснований ОН - образуют молекулы воды. После чего, среда раствора становится нейтральной. В результате начинается выделение тепла. В растворах, это ведет к постепенному нагреву жидкости. В случае крепких растворов, тепла более чем достаточно, чтобы жидкость начала кипеть. Необходимо помнить, что реакция нейтрализации происходит достаточно быстро.
Сильные основания
- NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
- KOH гидроксид калия (едкое кали)
- LiOH гидроксид лития
- Ba(OH) 2 гидроксид бария
- Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)
Слабые основания
- Mg(OH) 2 гидроксид магния
- Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
- Zn(OH) 2 гидроксид цинка
- NH 4 OH гидроксид аммония
- Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)
Химические свойства амфотерных гидроксидов
- Амфотерные основания реагируют и с кислотами и со щелочами. В ходе взаимодействия происходит образование соли и воды. При прохождении какой - либо реакции с кислотами, амфотерные основания всегда проявляют свойства типичных оснований.
- В ходе реакции со щелочами, амфотерные основания способны проявлять свойства кислот. В процессе сплавления со щелочами, образуется соль и вода.
- При взаимодействии с растворами щелочей, всегда будут образовываться комплексные соли.
- Щелочи растворяют амфотерные металлы. В ходе данной реакции выделяется водород. В результате данной химической реакции, при опускании в раствор щелочи алюминия, выделяется газ. Так же это можно увидеть при его поджигании.
Гидроксиды и их классификация
Основания образуются атомами металлов и гидроксогруппой (ОН -), поэтому их называют гидроксидами.
1. По отношению к воде основания подразделяются на:
- растворимые - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому их называют щелочами, гидроксид аммония, но он слабый электролит. Основания, образованные остальными металлами в воде не растворяются. Щелочи в водном растворе диссоциируются полностью до катионов металла и анионов гидроксид - ионов ОН - .
- нерастворимые
2. По взаимодействию с иными химическими веществами гидроксиды делятся на:
- основные гидроксиды - заряд катиона равен +1 или +2
- кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты),
- амфотерные гидроксиды - заряд катиона равен +3 или +4
Ряд исключений:
- La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – основания;
- Be (OH) 2 , Sn (OH)2, Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерными основания.
Смотри химические свойства
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
3. Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.
3.1. Классификация, получение и свойства оснований
Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .
По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:
Однокислотные основания - KOH , NaOH ;
Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;
Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .
Получение оснований
1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + 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,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(суммарная реакция электролиза)
Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .
Химические свойства оснований
1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .
2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .
Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина
Так как оксиды d-металлов нерастворимы в воде, их гидроксиды получают косвенным путем с помощью обменных реакций между их солями и растворами щелочей:
ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl;
MnCl 2 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl (в отсутствии кислорода);
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4 (в отсутствии кислорода) .
Гидроксиды d-элементов в низших степенях окисления являются слабыми основаниями; они нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в кислотах:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
Гидроксиды d-элементов в промежуточных степенях окисления и гидроксид цинка растворяются не только в кислотах, но и в избытке растворов щелочей с образованием гидроксокомплексов (т.е. проявляют амфотерные свойства), например:
Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O;
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ;
Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O;
Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 .
В более высоких степенях окисления переходные металлы образуют гидроксиды, которые проявляют кислотные свойства или амфотерные свойства с преобладанием кислотных:
С увеличением степени окисления элемента основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные - возрастают.
Поэтому, по периоду слева направо наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов d-металлов в высших степенях окисления до подгруппы Mn, затем кислотные свойства ослабевают:
Sc(OH) 3 - TiO 2 xH 2 O - V 2 O 5 xH 2 O - H 2 CrO 4 - HMnO 4
Усиление кислотных свойств
Fe(OH) 3 - Co(OH) 2 - Cu(OH) 2 - Zn(OH) 2
Медленное ослабление кислотных свойств
Рассмотрим изменение свойств гидроксидов d-металлов в подгруппах. Сверху вниз по подгруппе основные свойства гидроксидов d-элементов в высших степенях окисления возрастают, кислотные свойства уменьшаются. Например, для шестой группы d-металлов:
H 2 CrO 4 - резко - MoO 3 H 2 O - слабо - WO 3 H 2 O
Кислотные свойства уменьшаются
Окислительно-восстановительные свойства соединений d-элементов
Соединения d - элементов в низших степенях окисления проявляют, в основном, восстановительные свойства, особенно в щелочной среде. Поэтому, например, гидроксиды Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) являются очень неустойчивыми и быстро окисляются кислородом воздуха:
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3
Чтобы гидроксид кобальта (II) или никеля (II) перевести в Co(OH) 3 или Ni(OH) 3 , необходимо использовать более сильный окислитель - например, перекись водорода H 2 O 2 в щелочной среде или бром Br 2:
2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Co(OH) 3;
2 Ni(OH) 2 + Br 2 +2NaOH = 2 Ni(OH) 3 + 2NaBr
Производные Ti(III), V(III), V(II), Cr (II) легко окисляются на воздухе, некоторые соли могут окисляться даже водой :
2Ti 2 (SO 4) 3 + O 2 + 2H 2 O = 4TiOSO 4 + 2H 2 SO 4;
2CrCl 2 + 2H 2 O = 2Cr(OH) Cl 2 + H 2
Соединения d-элементов в высших степенях окисления (от +4 до +7) обычно проявляют окислительные свойства. Однако, соединения Ti (IV) и V (V) всегда устойчивы и поэтому обладают относительно слабыми окислительными свойствами:
TiOSO 4 + Zn + H 2 SO 4 = Ti 2 (SO 4) 3 + ZnSO 4 + H 2 O;
Na 3 VO 4 + Zn + H 2 SO 4 = VOSO 4 + ZnSO 4 + H 2 O
Восстановление идет в жестких условиях - атомарным водородом в момент его выделения (Zn + 2H + = 2H· + Zn 2+).
А соединения хрома в высших степенях окисления являются сильными окислителями, особенно в кислой среде:
K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
2CrO 3 + C 2 H 5 OH = Cr 2 O 3 + CH 3 COH + H 2 O
Еще более сильные окислительные свойства проявляют соединения Mn(VI), Mn(VII) и Fe(VI):
2KMnO 4 + 6KI + 4H 2 O = 2MnO 2 + 3I 2 + 8KOH;
4K 2 FeO 4 + 10H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + 3O 2 +10H 2 O+ 4K 2 SO 4
Таким образом, окислительные свойства соединений d-элементов в высших степенях окисления по периоду слева направо возрастают.
Окислительная способность соединений d-элементов в высших степенях окисления по подгруппе сверху вниз ослабевает . Например, в подгруппе хрома: бихромат калия K 2 Cr 2 O 7 взаимодействует даже с таким слабым восстановителем, как SO 2 . Чтобы восстановить молибдат- или вольфрамат-ионы необходим очень сильный восстановитель, например, солянокислый раствор хлорида олова (II):
K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
3 (NH 4) 2 MoO 4 + НSnCl 3 + 9HCl = MoO 3 MoO 5 + H 2 SnCl 6 +4H 2 O + 6NH 4 Cl
Последняя реакция идет при нагревании, а степень окисления d-элемента уменьшается совсем незначительно.
Соединения d-металлов в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью . Например, соединения железа (III) в зависимости от характера вещества-партнера могут проявлять как свойства восстановителя:
2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl +8H2O,
так и окислительные свойства:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 +2KCl.