Какой гидроксид проявляет только основные свойства

Какой гидроксид проявляет только основные свойства thumbnail

Гидроксид хромаЕщё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)2 и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

H2SO4 + H2O ⇄ HSO4— + H3O+(катион гидроксония)

H2SO4 + CH3COOH ⇄ HSO4— + CH3COOH2+

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)2 — гидроксид кальция
Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)
Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH4OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH4+.

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

  1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)2, Al(OH)3).
  2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH2), Al(OH)3).
  3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)2, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)3, Zn(OH)2).
  4. По силе (по степени диссоциации) различают:
    а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.
    б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.

Сила оснований

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты. Для этого используют константу основности Kb — константу равновесия для реакции между основанием и кислотой, причём в качестве кислоты выступает вода. Чем выше значение константы основности, тем выше сила основания и тем сильнее его способность отщеплять протон. Также вместо самой константы часто используют показатель константы основности pKb. Например, для аммиака NH3 имеем:

Получение

  1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2

  1. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

Na2O + H2O → 2NaOH,

CaO + H2O → Ca(OH)2.

  1. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2 + CI2

  1. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами, имеющими различную окраску. В воде нерастворимы, кроме щелочей.Осторожно!

Внимание! Щёлочи являются очень едкими веществами. При попадании на кожу растворы щелочей вызывают сильные долгозаживающие ожоги, при попадании в глаза могут вызвать слепоту. При работе с ними следует соблюдать технику безопасности и пользоваться индивидуальными средствами защиты.

Какой гидроксид проявляет только основные свойства

Внешний вид оснований. Слева направо: гидроксид натрия, гидроксид кальция, метагидроксид железа

Химические свойства

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН—.

  1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – малиновый

лакмус – синий

метиловый оранжевый – желтый

Фенолфталеин в щелочной среде

Фенолфталеин придаёт раствору щёлочи малиновую окраску

  1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O,

растворимое

Mg(OH)2 + 2HCI → MgCI2 + 2H2O.

нерастворимое

  1. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O

  1. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI2O3 → 2NaAIO2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3 → NaAIO2 + 2H2O.

б) в растворе:

2NaOH + AI2O3 +3H2O → 2Na[AI(OH)4],

NaOH + AI(OH)3 → Na[AI(OH)4].

  1. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2

  1. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.

  1. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2 → CaO + H2O,

Cu(OH)2  → CuO  + H2O.

Источник

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) – HNO3, H3PO4 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:

CuSO4
+ 2KOH = Cu(OH)2↓
+ K2SO4,

K2SO4
+ Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓.

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,

AlCl3
+ 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,

Al(OH)3
+ KOH = K[Al(OH)4].

В подобных
случаях для
получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором
амфотерные оксиды
не растворяются:

AlCl3
+ 3NH4OH
= Al(OH)3↓
+ 3NH4Cl.

Гидроксиды
серебра, ртути
настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной
реакцией
вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO3
+ 2KOH = Ag2O↓
+ H2O + 2KNO3.

2. Щелочи в
технике
обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl
+ 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

(суммарная
реакция электролиза)

Щелочи могут
быть также
получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их
оксидов с
водой:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2↑,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Химические
свойства оснований

1. Все
нерастворимые в
воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3
= Fe2O3 + 3H2O,

Ca(OH)2
= CaO + H2O.

2. Наиболее
характерной
реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами –
реакция
нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,

Cu(OH)2
+ H2SO4 = CuSO4
+ 2H2O.

3. Щелочи
взаимодействуют
с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH
+ CO2 = K2CO3
+ H2O,

2NaOH
+ Al2O3 = 2NaAlO2
+ H2O.

4. Основания
могут
вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO3
+ 2KOH = Na2SO3 + K2SO3
+2H2O,

Ca(HCO3)2
+ Ba(OH)2 = BaCO3↓
+ CaCO3 + 2H2O.

Cu(OH)2
+ 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4
+2H2O.

5. Необходимо
особенно
подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми
неметаллами
(галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NaOH + Cl2 = NaCl +NaOCl + H2O (на
холоду),

6KOH + 3Cl2 = 5KCl
+
KClO3 + 3H2O (при
нагревании),

6KOH
+ 3S = K2SO3 + 2K2S
+ 3H2O,

3KOH
+ 4P + 3H2O = PH3↑
+ 3KH2PO2,

2NaOH
+ Si + H2O = Na2SiO3
+ 2H2↑.

6. Кроме того,
концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять
также и
некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными
свойствами):

2Al
+ 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4]
+ 3H2↑,

Zn
+ 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4]
+ H2↑.

Растворы щелочей
имеют рН
> 7 (щелочная среда), изменяют
окраску индикаторов
(лакмус – синяя, фенолфталеин – фиолетовая).

© М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

К следующему разделу
К оглавлению


Источник

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:

щелочи и нерастворимые основания

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:

примеры реакций нейтрализации

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

взаимодействие гидроксида железа серной и кремниевой кислотами

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

образование основных солей

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

взаимодействие щелочей с кислотными оксидами

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:

Cu(OH)2 + SO3 <.p>

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

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:

гидроксид железа и диоксид кремния не реагируют

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:

NaOH взаимодействие с Al2O3 Al(OH)3 ZnO Zn(OH)2 при сплавлении

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

взаимодействие водных растворов щелочей с амфотерными оксидами и нидроксидами гидроксокомплексы

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

образвание гексагидроксоалюмината натрия

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:

взаимодействие оснований с солями необходимые требования

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 1000oC:

разложение гидроксида кальция

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

разложение гидроксида меди температура

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Взаимодействие гидроксида цинка с серной кислотой

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

гидроксиды трехвалентных металлов не реагируют с сернистой угольной и сероводородной кислотами

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):

Al(OH)3 SO3 реакция

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

NaOH водный раствор реакция с Al(OH)3

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

твердый NaOH реакция с Al(OH)3 при сплавлении

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Na2O + Al(OH)3 взаимодействие

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Al(OH)3 реакция разложения

Источник

Мы с Вами рассмотрели в предыдущих темах оксиды их свойства и получение и теперь плавно переходим к гидроксидам. На проверку знаний свойств гидроксидов нацелено 8 задание ЕГЭ по химии, ну и, конечно, вторая часть заданий ЕГЭ также может содержать хитрые вопросы, требующие знаний специфических реакций и свойств оснований.

Итак, давайте с вами вспоминать, что такое основания в принципе.  Основания – это соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами. (примерами могут служить гидроксид натрия, гидроксид бария, гидроксид железа)

Название основания складывается из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже

Физические свойства оснований

Гидроксиды при комнатной температуре представляют собой твердые вещества. Делятся на малорастворимые, нерастворимые и растворимые в воде. Растворимые в воде сильные основания – это щелочи. Обладают мылкостью, разъедают ткани и кожу. Растворимым основанием также является гидроксид аммония.

Получение оснований.

  1. Взаимодействие активного металла с водой. При этом происходит образование щелочи и водорода
  2. Взаимодействие основного оксида (оксидов щелочного или щелочноземельного металла) с водой.
  3. Взаимодействие растворимого основания с солью. Образуется нерастворимое основание ( к примеру гидроксид аммония вступает в реакцию с сульфатом железа с образованием гидроксида железа и сульфата аммония.)

Химические свойства

  1. Взаимодействие с кислотами. Основания вступают в реакции с кислотами с образованием соли и воды.
  2. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Гидроксиды реагируют с ангидридами кислот с образованием соли и воды.
  3. Взаимодействие с солями.  С солями вступают в реакцию растворимые основания с образованием нового основания и соли с выпадением одного из веществ в осадок.
  4. Изменение цвета индикаторов. Лакмус щелочи окрашивают в синий цвет, фенолфталенин в малиновый, а метилоранж в желтый.
  5. Разложение при повышении температуры (нагревании). Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на воду и основный оксид.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, проявляющие основные и кислотные свойства. Вступающие в реакцию и с кислотами и с щелочами. Проявление основных свойств выражается в реакциях гидроксидов с кислотами с образованием соли и воды, а проявление кислотных свойств выражается в реакциях с щелочами также с образованием соли и воды.

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде (а это значит, что соответствующие им оксиды с водой не реагируют). Кислотные и основные свойства как правило выражены слабо (нивелируют друг друга). К амфотерным гидроксидам ЭГП относятся гидроксиды бериллия, олова, свинца, алюминия к примеру.

Важное замечание: амфотерные гидроксиды растворимы в растворах щелочей, а это значит, что для получения таких гидроксидов ни в коем случае не берем избыток щелочей. В противном случае у нас в ходе обменной реакции щелочи и соли амфотерный гидроксид попросту растворится.

Мы с вами рассмотрели основные свойства гидроксидов элементов главных подгрупп и общие свойства и получение гидроксидов, а теперь давайте рассмотрим гидроксиды элементов побочных подгрупп.

 Титан. Титан в степени окисления +4 в виде гидроксида проявляет амфотерные свойства (есть титановая кислота). Одна из форм титановой кислоты растворяется в щелочи и образует соли титанаты.

Цирконий. Гидроксид четырехвалентного циркония также амфотерен и подобно титану растворяется в щелочи, образуя цирконаты.

Хром. Гидроксид  хрома трехвалентный – амфотерный гидроксид имеет соли в катионной форме и в анионной форме. Остальные модификации хрома образуют исключительно анионные формы.

Марганец. Элемент проявляет степени окисления от +2 до + 7 и каждая имеет свои характерные особенности.  Так марганец в степени окисления + 2 образует слабое основание, а вот четырехвалентный марганец образует амфотерный гидроксид, образующий соли манганиты. Марганец в других степенях окисления не образует гидроксидов.

Железо. Образует слабое основание – двухвалентный гидроксид железа с признаками амфотерности, но с преобладанием основных свойств. А вот гидроксид железа в трехвалентном состоянии – этотипичное амфотерное соединение с небольшим преобладанием основных свойств.

Медь. Двухвалентный гидроксид меди также проявляет амфотерные свойства и подобно двухвалентному гидроксиду железа основные свойства преобладают над кислотными. Образование купратов возможно только при действии на гидроксид меди концентрированным раствором щелочи.

Цинк.  Образует типично амфотерный гидроксид. С растворами кислот образует соль и воду, а с раствором щелочей образует цинкаты.

Надеемся, цель данной статьи послужить вам своеобразной памяткой и шпаргалкой достигнута. Более детальную информацию вы сможете получить уже непосредственно на занятиях с нашими преподавателями и сдать ЕГЭ на 90+. А значит открыть себе путь в любой престижный ВУЗ страны. В следующих статьях мы с вами рассмотрим кислоты и соли, разберем особенности кислородосодержащих кислот, рассмотрим соли различных элементов, познакомимся с частными случаями химических реакций различных солей.

Источник