Какой гидроксид может проявлять кислотные свойства

Какой гидроксид может проявлять кислотные свойства thumbnail

Кислотные гидроксиды – это неорганические соединения гидроксильной группы –ОН и металла или неметалла со степенью окисления +5, +6. Другое название – кислородсодержащие неорганические кислоты. Их особенностью является отщепление протона при диссоциации.

Классификация гидроксидов

Гидроксиды также имеют название гидроокисей и водокисей. Они есть практически у всех химических элементов, некоторые имеют широкое распространение в природе, например, минералы гидраргиллит и брусит – это гидроокиси алюминия и магния соответственно.

Выделяют следующие виды гидроксидов:

  • основные;
  • амфотерные;
  • кислотные.

Классификация основывается на принадлежности оксида, образующего гидроокись, к основному, кислотному или амфотерному типу.

Общие свойства

Наибольший интерес вызывают кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, так как от них зависит возможность протекания реакций. Будет ли гидроокись проявлять кислотные, основные или амфотерные свойства, зависит от прочности связи между кислородом, водородом и элементом.

На прочность влияют ионный потенциал, с увеличением которого ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства гидроксидов.

Высшие гидроксиды

Высшими гидроокисями называют соединения, в которых образующий элемент находится в высшей степени окисления. Такие есть среди всех типов в классе. Пример основания – гидроксид магния. Гидроксид алюминия относится к амфотерным, а хлорная кислота может классифицироваться как кислотный гидроксид.

Изменение характеристик этих веществ в зависимости от образующего элемента можно проследить по периодической системе Д. И. Менделеева. Кислотные свойства высших гидроксидов усиливаются слева направо, а металлические, соответственно, ослабевают в этом направлении.

Основные гидроксиды

В узком смысле этот тип называется основанием, так как при его диссоциации отщепляется анион ОН. Самые известные из таких соединений – щелочи, например:

  • Гашеная известь Са(ОН)2, используемая при побелке помещений, дублении кож, для приготовления противогрибковых жидкостей, строительных растворов и бетона, умягчения воды, производства сахара, хлорной извести и удобрений, каустификации карбонатов натрия и калия, нейтрализации кислых растворов, обнаружения углекислого газа, дезинфекции, снижения удельного сопротивления грунта, в качестве пищевой добавки.
  • Каустический поташ КОН, применяемый в фотографии, нефтепереработке, пищевом, бумажном и металлургическом производстве, а также как щелочной элемент питания, нейтрализатор кислот, катализатор, газоочиститель, регулятор водородного показателя, электролит, компонент моющих средств, буровых растворов, красителей, удобрений, калийных органических и неорганических веществ, пестицидов, фармацевтических препаратов для лечения бородавок, мыла, синтетического каучука.
  • Едкий натр NaOH, необходимый для целлюлозно-бумажной промышленности, омыления жиров при производстве моющих средств, нейтрализации кислот, изготовления биодизельного топлива, растворения засоров, дегазации отравляющих веществ, обработки хлопка и шерсти, мойки пресс-форм, пищевого производства, косметологии, фотографии.

Основные гидроксиды образуются как результат взаимодействия с водой соответствующих оксидов металлов, в подавляющем большинстве случаев со степенью окисления +1 или +2. К таким относятся щелочные, щелочноземельные и переходные элементы.

Кроме того, основания можно получить следующими способами:

  • взаимодействием щелочи с солью малоактивного металла;
  • реакцией между щелочным либо щелочноземельным элементом и водой;
  • электролизом водного раствора соли.

Кислотные и основные гидроксиды взаимодействуют между собой с образованием соли и воды. Такая реакция называется нейтрализацией и имеет большое значение для титриметрического анализа. Кроме того, она используется в быту. При проливе кислоты нейтрализовать опасный реагент можно содой, а для щелочи используют уксус.

Кроме того, основные гидроокиси смещают ионное равновесие при диссоциации в растворе, что проявляется в изменении цветов индикаторов, и вступают в обменные реакции.

Щелочь придает фенолфталеину малиновый цвет

При нагревании нерастворимые соединения разлагаются на оксид и воду, а щелочи плавятся. Основный гидроксид и кислотный оксид образуют соль.

Амфотерные гидроксиды

Некоторые элементы в зависимости от условий проявляют то основные, то кислотные свойства. Гидроксиды на их основе называются амфотерными. Их легко определить по входящему в состав металлу, имеющему степень окисления +3, +4. Например, белое студенистое вещество – гидроксид алюминия Al(ОН)3, используемый при очистке воды благодаря его высокой адсорбирующей способности, изготовлении вакцин в качестве вещества, усиливающего иммунный ответ, в медицине для лечения кислотозависимых заболеваний желудочно-кишечного тракта. Также он часто включается в состав пластиков для подавления горения и выступает в качестве носителя для катализаторов.

Амфотерный гидроксид алюминия

Но есть и исключения, когда значение степени окисления элемента +2. Это характерно для бериллия, олова, свинца и цинка. Гидроксид последнего металла Zn(ОН)2 находит широкое применение в химических отраслях, в первую очередь, для синтеза различных соединений.

Получить амфотерную гидроокись можно, проведя реакцию между раствором соли переходного металла и разбавленной щелочью.

Амфотерный гидроксид и кислотный оксид, щелочь или кислота образуют соль при взаимодействии. Нагревание гидроокиси приводит к ее разложению на воду и метагидроксид, который при дальнейшем нагревании преобразуется в оксид.

Амфотерные и кислотные гидроксиды одинаково ведут себя в щелочной среде. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроокиси выступают в роли оснований.

Кислотные гидроксиды

Этот тип характеризуется наличием в составе элемента в степени окисления от +4 до +7. В растворе они способны отдавать катион водорода или принимать электронную пару и образовывать ковалентную связь. Чаще всего они имеют агрегатное состояние жидкости, но есть среди них и твердые вещества.

Образует гидроксид кислотный оксид, способный к солеобразованию и содержащий в составе неметалл или переходный металл. Оксид получается в результате окисления неметалла, разложения кислоты или соли.

Кислотные свойства гидроксидов проявляются в их способности окрашивать индикаторы, растворять активные металлы с выделением водорода, реагировать с основаниями и основными оксидами. Их отличительной особенностью является участие в окислительно-восстановительных реакциях. Во время химического процесса они присоединяют к себе отрицательно заряженные элементарные частицы. Способность выступать в качестве акцептора электронов ослабевает при разбавлении и превращении в соли.

Таким образом, можно выделить не только кислотно-основные свойства гидроксидов, но и окислительные.

Азотная кислота

HNO3 считается сильной одноосновной кислотой. Она очень ядовита, оставляет язвы на коже с желтым окрашиванием покровов, а ее пары моментально раздражают слизистую дыхательных путей. Устаревшее название – крепкая водка. Она относится к кислотным гидроксидам, в водных растворах полностью диссоциирует на ионы. Внешне выглядит как бесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость. Концентрированным считается водный раствор, в который входит 60 – 70 % вещества, а если содержание превышает 95 %, его называют дымящейся азотной кислотой.

Чем выше концентрация, тем более темной выглядит жидкость. Она может иметь даже бурую окраску из-за разложения на оксид, кислород и воду на свету или при небольшом нагревании, поэтому хранить ее следует в емкости из темного стекла в прохладном месте.

Химические свойства кислотного гидроксида таковы, что перегонять без разложения его можно лишь при пониженном давлении. С ним реагируют все металлы кроме золота, некоторых представителей платиновой группы и тантала, но конечный продукт зависит от концентрации кислоты.

Например, 60%-е вещество при взаимодействии с цинком дает диоксид азота в качестве преобладающего побочного продукта, 30%-е – монооксид, 20%-е – оксид диазота (веселящий газ). Еще меньшие концентрации в 10% и 3% дают простое вещество азот в виде газа и аммонийную селитру соответственно. Таким образом, на основе кислоты можно получать различные нитросоединения. Как видно из примера, чем меньше концентрация, тем глубже восстановление азота. Также на это влияет активность металла.

Взаимодействие азотной кислоты с цинком

Растворить золото или платину вещество может только в составе царской водки – смеси из трех частей соляной и одной азотной кислот. Стекло и политетрафторэтилен к нему устойчивы.

Читайте также:  На каком математическом свойстве основаны эти равенства 89725

Помимо металлов вещество вступает в реакцию с основными и амфотерными оксидами, основаниями, слабыми кислотами. Во всех случаях в результате получаются соли, с неметаллами – кислоты. Не все реакции происходят безопасно, так, амины и скипидар самовоспламеняются при контакте с гидроксидом в концентрированном состоянии.

Соли называются нитратами. При нагревании они разлагаются или проявляют окислительные свойства. На практике используются как удобрения. В природе практически не встречаются из-за высокой растворимости, поэтому все соли кроме калийных и натриевых получают искусственно.

Саму кислоту получают из синтезированного аммиака и в случае необходимости концентрируют несколькими способами:

  • смещением равновесия путем повышения давления;
  • нагреванием в присутствии серной кислоты;
  • дистилляцией.

Далее ее используют в производстве минеральных удобрений, красителей и лекарств, военной промышленности, станковой графике, ювелирном деле, органическом синтезе. Изредка разбавленную кислоту применяют в фотографии для подкисления тонирующих растворов.

Серная кислота

Н2SO4 – сильная двухосновная кислота. Выглядит как бесцветная тяжелая маслянистая жидкость, не обладает запахом. Устаревшее название – купорос (водный раствор) или купоросное масло (смесь с сернистым ангидридом). Такое наименование было присвоено из-за того, что в начале XIX века серу производили на купоросных заводах. В дань традиции кристаллогидраты сульфатов по сей день называют купоросом.

Производство кислоты налажено в промышленных масштабах и составляет около 200 миллионов тонн в год. Ее получают окислением сернистого газа кислородом или диоксидом азота в присутствии воды либо взаимодействием сероводорода с сульфатом меди, серебра, свинца или ртути. Получающееся в итоге концентрированное вещество является сильным окислителем: вытесняет галогены из соответствующих кислот, преобразует углерод и серу в кислотные оксиды. Гидроксид при этом восстанавливается до сернистого газа, сероводорода или серы. Разбавленная кислота обычно не проявляет окислительных свойств и образует средние и кислые соли или эфиры.

Обнаружить и идентифицировать вещество можно по реакции с растворимыми солями бария, в результате которой выпадает белый осадок сульфата.

Качественная реакция на серную кислоту

В дальнейшем кислота используется в обработке руд, производстве минеральных удобрений, химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, различных отраслях промышленности, органическом синтезе, в качестве электролита, для получения минеральных солей.

Но применение сопряжено с определенными опасностями. Едкое вещество вызывает химические ожоги при соприкосновении с кожей или слизистыми оболочками. При вдыхании сначала появляется кашель, а впоследствии – воспалительные заболевания гортани, трахеи, бронхов. Превышение предельно допустимой концентрации в 1 мг на кубический метр смертельно опасно.

Столкнуться с сернокислотными парами можно не только на специализированных производствах, но и в атмосфере города. Такое случается, когда химические и металлургические предприятия осуществляют выбросы оксидов серы, которые затем выпадают в виде кислотных дождей.

Все эти опасности привели к тому, что оборот серной кислоты, содержащей более 45% массовой концентрации, в России ограничен.

Сернистая кислота

Н2SO3 – более слабая кислота по сравнению с серной. Ее формула отличается всего на один атом кислорода, но это делает ее неустойчивой. В свободном состоянии она не выделена, существует только в разбавленных водных растворах. Идентифицировать их можно по специфическому резкому запаху, напоминающему прогоревшую спичку. А подтвердить наличие сульфит-иона – по реакции с перманганатом калия, в результате которой красно-фиолетовый раствор обесцвечивается.

Вещество в разных условиях может выступать в роли восстановителя и окислителя, образовывать кислые и средние соли. Применяется оно для пищевого консервирования, получения целлюлозы из древесины, а также для деликатного отбеливания шерсти, шелка и других материалов.

Сернистая кислота для производства целлюлозы

Ортофосфорная кислота

Н3РО4 – кислота средней силы, которая выглядит как бесцветные кристаллы. Также ортофосфорной кислотой называют 85%-ный раствор этих кристаллов в воде. Он выглядит как сиропообразная жидкость без запаха, склонная к переохлаждению. Нагревание выше 210 градусов Цельсия приводит к ее превращению в пирофосфорную кислоту.

Ортофосфорная кислота хорошо растворяется в воде, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака, реагирует с металлами, образует полимерные соединения.

Получить вещество можно разными способами:

  • растворением красного фосфора в воде под давлением, при температуре 700-900 градусов, с использованием платины, меди, титана или циркония;
  • кипячением красного фосфора в концентрированной азотной кислоте;
  • добавлением горячей концентрированной азотной кислоты к фосфину;
  • окислением фосфина кислорода при 150 градусах;
  • воздействием на декаоскид тетрафосфора температурой в 0 градусов, затем ее постепенным повышением до 20 градусов и плавным переходом к кипячению (на всех этапах нужна вода);
  • растворением пентахлорида или оксид-трихлорида фосфора в воде.

Применение у получаемого продукта широкое. С его помощью снижают поверхностное натяжение и удаляют оксиды с поверхностей, готовящихся к пайке, очищают металлы от ржавчины и создают на их поверхности защитную пленку, препятствующую дальнейшей коррозии. Кроме того, ортофосфорную кислоту используют в промышленных морозильных установках и для исследований в молекулярной биологии.

Ортофосфорная кислота очищает от ржавчины

Также соединение входит в состав авиационных гидрожидкостей, пищевых добавок и регуляторов кислотности. Применяется в звероводстве для профилактики мочекаменной болезни у норок и в стоматологии для манипуляций, предшествующих пломбированию.

Пирофосфорная кислота

Н4Р2О7 – кислота, характеризующаяся как сильная по первой ступени и слабая по остальным. Плавится она без разложения, так как для этого процесса нужно нагревание в вакууме или присутствие сильных кислот. Нейтрализуется щелочами и реагирует с перекисью водорода. Получают ее одним из следующих способов:

  • разложением декаоксида тетрафосфора в воде при нулевой температуре, а затем его нагреванием до 20 градусов;
  • нагреванием ортофосфорной кислоты до 150 градусов;
  • взаимодействием концентрированной фосфорной кислоты с декаоксидом тетрафосфора при 80-100 градусах.

Применяется продукт в основном для производства удобрений.

Пирофосфорная кислота для производства удобрений

Помимо этих, есть множество других представителей кислотных гидроокисей. Каждая из них имеет свои особенности и характеристики, но в общем кислотные свойства оксидов и гидроксидов заключаются в их способности отщеплять водород, разлагаться, взаимодействовать с щелочами, солями и металлами.

Источник

Кислоты – это гидроксиды, формула которых в общем виде может быть представлена как HхЭОу, либо НхЭ, где х и у – небольшие целые числа, а Э – кислотообразующий элемент, в качестве которого выступают либо неметаллы, либо металлы, находящиеся в высокой степени окисления. Например: HNO3, H2SO3, H2CrO4, HMnO4.

Кислоты типа НхЭ образуют только элементы-неметаллы VII A и VI A подгрупп, а именно: HF, HCl, HBr, HI и H2S, H2Se, H2Te.

Кислоты в водном растворе диссоциируют с образованием катионов водорода H+ и отрицательно заряженных анионов (кислотных остатков):

H2SO4 = 2H+ + SO42-;

HNO3 = H+ + NO3-.

Наличия ионов водорода в растворах кислот определяет кислую реакцию среды.

Составление формулы кислоты

Для кислот, имеющих общую формулу НхЭ, необходимо определить отрицательную степень окисления элемента (она определяется, как уже указывалось выше, путем вычитания числа 8 из номера группы) и присоединить необходимое количество ионов водорода. Например, неметалл Br находится в VII A подгруппе, минимальная отрицательная степень окисления брома равна (7 – 8) = -1, следовательно ион Br‾ присоединяет один ион водорода Н+, и образуется кислота НВr. Аналогично: Se (VI A подгруппа), низшая степень окисления равна (6 – 8) = -2, ион Se2-, кислота Н2Se.

Для кислот, имеющих общую формулу HхЭОу, самый простой способ образовать кислоту – чисто арифметический: прибавить к формуле оксида формулу воды. Например:

H2O + SO2 = H2SO3;

N2O3 + H2O = (H2N2O4) = 2HNO2 (кратные числа, как правило сокращаются).

Читайте также:  Каким свойством обладают рациональные числа

Однако одному оксиду может соответствовать не одна, а несколько кислот, например:

SiO2 + H2O = H2SiO3;

SiO2 + 2H2O = H4SiO4

Кислоты, содержащие больше молекул воды, называются ортокислотами (H4SiO4 – ортокремниевая кислота). Кислоты, содержащие меньше молекул воды, называются метакислотами (H2SiO3 – метакремниевая кислота).

Ортокислоты склонны образовывать атомы элемента с большим радиусом, т.е. расположенные внизу Периодической таблицы, метакислоты – с меньшим радиусом, т.е. вверху таблицы. Например, для азота известна только HNO3 – метаазотная кислота, а для фосфора известны HPO3 -метафосфорная и Н3РО4 – ортофосфорная кислоты.

Если элемент образует несколько степеней окисления, то возможно образование других кислот. Так, азот (V A подгруппа) кроме азотной кислоты НNО3 образует азотистую кислоту НNО2, где он проявляет степень окисления +III. Сера (VI A подгруппа), кроме серной кислоты H2SO4, образует сернистую кислоту H2SO3, проявляя в ней степень окисления +IV.

Номенклатура кислот

Для кислот с общей формулой НхЭ названия складываются следующим образом: сначала называют элемент, образующий кислоту, с окончанием “о”, затем прибавляется слово “водородная”. Например: HBr – бромоводородная, H2S – сероводородная и т.д. Для двух кислот чаще применяют технические названия: HCl – соляная (хлороводородная), НF – плавиковая (фтороводородная).

Для кислородсодержащих кислот c общей формулой HхЭОуназвания производят от названия элемента, образующего кислоту. При этом, если элемент находится в высшей степени окисления, к названию элемента прибавляется “-ная” или “-овая” (H2SO4 – серная кислота, Н3РО4 – ортофосфорная кислота, H2CrO4 – хромовая кислота). Если элемент, образующий кислоту, находится в более низкой степени окисления, к названию элемента прибавляется “-истая” (H2SO3 – сернистая кислота, H3PO3 – ортофосфористая кислота).

Названия наиболее важных кислот, а также формулы и названия анионов (кислотных остатков) приведены в таблице 1.

Таблица 1

Формула кислоты Название кислоты Формула аниона (кислотного остатка) Название аниона
HF фтороводородная (плавиковая) F‾ фторид
HCl хлороводородная (соляная) Cl‾ хлорид
HBr бромоводородная Br‾ бромид
HI иодоводородная I‾ иодид
H2S сероводородная S2‾ сульфид
H2CO3 угольная CO32‾ карбонат
CH3COOH уксусная CH3COO- ацетат
H2C2O4 щавелевая С2О42- оксалат
H2SiO3 метакремниевая SiO32‾ метасиликат
H4SiO4 ортокремниевая SiO44‾ ортосиликат
HNO3 азотная NO3‾ нитрат
HNO2 азотистая NO2‾ нитрит
HPO3 метафосфорная PO3‾ метафосфат
H3PO4 ортофосфорная PO4‾ ортофосфат
H2SO4 серная SO42‾ сульфат
H2SO3 сернистая SO32‾ сульфит
HClO4 хлорная ClO4‾ перхлорат
HClO3 хлорноватая ClO3‾ хлорат
HClO2 хлористая ClO2‾ хлорит
HClO хлорноватистая ClO‾ гипохлорит
HCN циановодородная (синильная) CN- цианид
HSCN родановодородная SCN- роданид

Методы получения кислот

Наиболее употребительны следующие методы получения кислот:

а) Растворение в воде кислотного оксида или водородного соединения (для бескислородных кислот):

SO3 + H2O → H2SO4;

P2O5 + 3 H2O → 2H3PO4;

HCl(газ) + aqua = HCl(раствор);

б) Вытеснение сильной кислотой более слабой кислоты из солей:

HCl + Na2SiO3 → H2SiO3↓ + NaCl.

Классификация кислот

а) По числу атомов водорода в молекуле кислоты делятся на однооснóвные (содержат один атом водорода) и многооснóвные (два и более атома водорода). Например, HCl, HNO3 – одноосновные кислоты; H2SO4 – двухосновная кислота; H3PO4 – трехосновная кислота.

б) По своему составу кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr, H2S и т.д.) и кислородсодержащие (H2SO4, HNO3, H2SiO3, HClO4 и т.д.).

в) По способности диссоциировать в растворе на ионы кислоты делятся на сильные и слабые. Сильными являются кислоты HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4 и др. К слабым относятся все органические кислоты, а также неорганические H2CO3, H2S, HNO2, HCN и др. Стоит отметить, что сильная кислота является одновременно и сильным электролитом, и наоборот.

в) По окислительно-восстановительным характеристикам среди кислот можно выделить сильные окислители (H2SO4(конц), HNO3(конц), HNO3(разб), HClO и др.) и сильные восстановители (HCl(конц), HBr, HI и др.).

Химические свойства кислот

Кислоты взаимодействуют с соединениями, проявляющими оснóвные свойства:

а) Взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

HClO4 + NaOH → H2O + NaClO4;

HCl + Zn(OH)2 → ZnCl2 + H2O;

б) Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами:

H2SO4 + FeO → H2O + FeSO4;

H2SO4 + ZnO → H2O + ZnSO4;

в) Взаимодействуют с основными солями (основные соли содержат гидроксильную группу в катионе):

HCl + MgOHCl → H2O + MgCl2;

HCl + BiOH(NO3)2 → H2O + BiCl3 + Bi(NO3)3;

г) Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из солей:

H2SO4 + Na2SiO3 → H2SiO3↓ + Na2SO4

д) Кислоты взаимодействуют с металлами, но характер взаимодействия зависит от вида металла и природы кислоты.

Кислоты – сильные окислители (H2SO4(конц), HNO3(конц), HNO3(разб) и др.) взаимодействуют с большинством металлов (независимо от положения в ряду напряжения). Окислителем при этом является элемент, образующий кислоту:

H2SO4(конц) + Сu → SO2↑ + CuSO4 + H2O;

HNO3(разб) + Ag → NO↑ + AgNO3 + H2O

Кислоты – несильные окислители (H2SO4(разб), HCl(разб) и др.) взаимодействуют только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется водород:

HCl + Zn → H2↑ + ZnCl2;

H2SO4(разб) + Fe → H2↑ + FeSO4

Таким образом, при написании уравнения реакции взаимодействия металла с кислотой необходимо пользоваться рядом напряжения металлов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды, так же как и амфотерные оксиды, в зависимости от условий способны проявлять как оснóвные ( при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами), так и кислотные свойства (при взаимодействии с основаниями или основными оксидами), т.е. обладают двойственной химической функцией.

Амфотерные гидроксиды образуют элементы главных подгрупп, находящиеся в Периодической системе вблизи условной границы между металлами и неметаллами. Такими гидроксидами являются Be(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Ge(OH)4, Sn(OH)4 и др. Некоторые элементы побочных подгрупп также образуют амфотерные гидроксиды: Zn(OH)2, Cr(OH)3, Ti(OH)4.

Запись формул амфотерных гидроксидов аналогична записи формул оснований. Например, гидроксид цинка записывается Zn(OH)2 – основная форма записи. Однако, поскольку в водном растворе амфотерные гидроксиды образуют одновременно и катионы водорода Н+ и анионы гидроксила ОН-, то формулу амфотерного гидроксида можно записать и в кислотной форме: H2ZnO2 – цинковая кислота.

Zn2+ + 2OH- ↔ Zn(OH)2↓ = H2ZnO2 ↔ 2H+ + ZnO22-

Амфотерным гидроксидам соответствуют амфотерные оксиды. Например, амфотерному гидроксиду Al(OH)3 соответствует амфотерный оксид Al2O3, гидроксиду олова (+IV) Sn(OH)4 – оксид SnO2 и т.д.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с растворенными в воде основаниями с образованием солей.

а) Взаимодействие с кислотами:

Al(OH)3(тв) + HCl → AlCl3 + H2O

б) Взаимодействие со щелочами с образованием комплексных соединений:

Al(OH)3(тв) + NaOH(раствор) → Na[Al(OH)4]

или

Al(OH)3(тв) + NaOH(раствор) → Na3[Al(OH)6]

Если реакция протекает при сплавлении реагентов в твердой фазе, то происходит отделение воды и образуется метаалюминат натрия:

Al(OH)3(тв) + NaOH(тв) → NaAlO2 + Н2О

Соли

Соли – сложные вещества, состоящие из положительно заряженных ионов (катионов) металлов и отрицательно заряженных ионов (анионов) остатков кислот. Примеры катионов: Ca2+, Na+, Fe2+, ZnOH+ и т.п. Примеры анионов: SO42-, Cl-, NO3-, HS- и т.п.

Классификация солей

а) По растворимости в воде соли подразделяются на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Данные о растворимости солей приводятся в таблице растворимости. Легко запомнить, что растворимыми всегда бывают соли, в составе которых есть нитрат-ион NO3-, или соли, в составе которых есть ионы щелочных металлов (Na+, K+, Rb+. Cs+), а также ион аммония NH4+.

Читайте также:  Какое мясо имеет высокую пищевую ценность и кулинарные свойства

б) По составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и оснóвные. Такое деление обусловлено тем, что соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла или гидроксильных групп в молекуле основания на кислотный остаток.

Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла, а также при полном замещении гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками.

Образование средних солей серной кислоты представлено уравнениями следующих реакций:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2H2O.

При растворении средних солей в воде происходит их диссоциация под действием молекул растворителя на катионы металла и анионы кислотного остатка. Уравнение диссоциации можно записать так:

Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

Кислые соли образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла. Незамещенный атом водорода остается в кислотном остатке.

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О

Кислые соли в реакции нейтрализации образуются в том случае, когда основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты.

Диссоциация кислых солей протекает ступенчато:

NaHSO4 → Na+ + HSO4-

HSO4- → H+ + SO42-

В результате ступенчатой диссоциации кислых солей в их растворе присутствуют катионы металла, катионы водорода и анионы кислотного остатка. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты, содержащие более одного атома водорода в молекуле.

Основные соли образуются при неполном замещении гидроксильных групп в молекуле основания на кислотные остатки. Незамещенная гидроксильная группа остается в катионе в виде гидроксо-иона.

Mg(OH)2 + HCl = (MgOH)Cl + H2O;

2Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + 2H2O

Диссоциация основных солей протекает ступенчато:

(MgOH)Cl → (MgOH)+ + Cl-;

(MgOH)+ → Mg+ + OH-

В растворе основной соли будут присутствовать катионы металла и гидроксо-катионы, анионы гидроксильной группы и анионы кислотного остатка.

Номенклатура солей

Название солей состоит из названия аниона (кислотного остатка) и названия катиона. Сначала называют анион в именительном падеже, затем – катион (металл) в родительном падеже с указанием, если необходимо, степени окисления металла. Например, KNO3 – нитрат калия, ZnCl2 – хлорид цинка, FeCl2 – хлорид железа (II).

Таким образом, название соли вытекает из названия кислоты, от которого она образована. В таблице 2 приведены названия некоторых кислот и названия соответствующих им солей.

Таблица 2

Формулы и названия кислот Название солей
HF фтороводородная (плавиковая) фториды
HCl хлороводородная (соляная) хлориды
HBr бромоводородная бромиды
HI иодоводородная иодиды
H2S сероводородная сульфиды
H2CO3 угольная карбонаты
H2SiO3 метакремниевая метасиликаты
H4SiO4 ортокремниевая ортосиликаты
HNO3 азотная нитраты
HNO2 азотистая нитриты
HPO3 метафосфорная метафосфаты
H3PO4 ортофосфорная ортофосфаты
H2SO4 серная сульфаты
H2SO3 сернистая сульфиты
HClO4 хлорная перхлораты
HClO3 хлорноватая хлораты
HClO2 хлористая хлориты
HClO хлорноватистая гипохлориты

Названия кислых солей образуются так же как и средних. Присутствие атомов водорода в составе аниона обозначается словом “гидро”. Например, NaHSO4 – гидросульфат натрия, KH2PO4 – дигидроортофосфат калия. Если металл имеет переменную степень окисления, после названия соли ставится степень окисления металла: Pb(HSO4)2 – гидросульфат свинца (II).

В названиях основных солей перед названием катиона добавляют слово “гидроксо” с указанием числа гидроксильных групп ОН‾ в остатке основания. Например, AlOHSO4 – сульфат гидроксоалюминия, (ZnOH)2CO3 – карбонат гидроксоцинка, Fe(OH)2Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).

Методы получения солей

Соли образуются при взаимодействии простых веществ (металлов с неметаллами) и всех классов неорганических соединений. Приведем некоторые способы получения солей.

а) Взаимодействие металлов с неметаллами:

Zn + S → ZnS (реакция протекает при нагревании)

б) Реакции нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия. Сутью этих реакций является погашение (исчезновение) кислотных и основных свойств реагентов. Из двух реагирующих веществ одно всегда является “кислотным” реагентом (кислота, кислотный оксид, кислая соль, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид), а второе – “основным” реагентом (основание, в том числе щелочь, основный оксид, основная соль, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид).

Примеры уравнений реакций нейтрализации с получением солей:

Са(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + H2O;
основание   кислота   соль   вода
СаO + H2SO4 CaSO4 + H2O;
основный оксид   кислота   соль   вода
Са(OH)2 + SO3 CaSO4 + H2O;
основание   кислотный оксид   соль   вода
СаO + SO3 CaSO4; (реакция протекает не в растворе)
основный оксид   кислотный оксид   соль  
NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + H2O;
основание   амфотерный гидроксид   соль   вода
NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O;
основание   амфотерный оксид   соль   вода
H2SO4 + Zn(OH)2 ZnSO4 + H2O;
кислота   амфотерный гидроксид   соль   вода
SO3 + Zn(OH)2 ZnSO4 + H2O;
кислотный оксид   амфотерный гидроксид   соль   вода
H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O;
кислота   амфотерный оксид   соль   вода
SO3 + ZnO ZnSO4; (реакция протекает не в растворе)
кислотный оксид   амфотерный оксид   соль  
Na2O + ZnO Na2ZnO2 (реакция протекает не в растворе)  
основный оксид   амфотерный оксид   соль    

в) Реакции обмена (или обменные), сутью которых является обмен катиона на другой катион и аниона на другой анион.

Примеры реакций обмена с получением солей:

CaCl2 + Na2SO4 CaSO4↓ + NaCl;
соль 1   соль 2   соль 3   соль 4
CaCl2 + Н2SO4 CaSO4↓ + НCl;
соль 1   кислота 1   соль 2   кислота 2
FeSO4 + NaOH Fe(OH)2↓ + Na2SO4
соль 1   щелочь 1 (основание 1)   основание 2   соль 2

г) Окислительно-восстановительные реакции взаимодействия металлов с кислотами и солями с получением солей:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑;

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

Необходимо отметить, что приведенные методы не охватывают всех возможных способов получения солей, а также не всякую соль можно получить всеми перечисленными способами.

Химические свойства солей

Химические свойства солей обусловлены их отношением к металлам, щелочам, кислотам и солям. Взаимодействие солей с основаниями (в том числе со щелочами), кислотами и другими солями протекает по типу обменных реакций, а при взаимодействии солей с металлами протекает окислительно-восстановительная реакция.

Как было сказано выше, реакции обмена – это такие реакции, в которых исходные реагенты обмениваются своими ионами (катионами и анионами). Необходимо отметить, что в реакциях обмена степени окисления элементов не меняются. Кроме того, необходимо помнить также, что реакции обмена протекают до конца лишь в том случае, если хотя бы один из продуктов уходит из сферы реакции в виде осадка, газа, малодиссоциирующего соединения.

а) Реакция обмена соли со щелочью в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4;

Cu2+ + 2OH‾ = Cu(OH)2↓

б) Реакция обмена соли с кислотой в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

CuSO4 + H2S → CuS↓ + H2SO4;

Cu2+ + Н2S → CuS↓ + 2Н+

в) Реакция обмена соли с другой солью в молекулярном и в сокращенном ионном виде:

BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + NaCl

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

Как отмечалось выше, соли способны вступать в окислительно-восстановительные реакции с металлами. При этом реакции протекают только в том случае, если металл находится в ряду напряжений левее металла, образующе