Основные гидроксиды (основания)



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Основные гидроксиды (основания)



Основаниями называют гидраты основных оксидов. Общая формула оснований — М(ОН)n. Количество гидроксильных групп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH — однокислотное основание, Al(OH)3 — трёхкислотное основание.

Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимы гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксид аммония. В водных растворах такие основания диссоциируют на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(ОН)2  CaОН+ + ОН-        CaОН+  Са2+ + ОН-

 Основания растворимые в воде и хорошо диссоциированные, называются щелочами. Примерыщелочей: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2.

Раствор аммиака в воде проявляет свойства слабого основания, так как на ионы распадается незначительное количество молекул гидрата аммиака NH3·H2O.

Основания, как и основные оксиды, взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли:

Ni(OH)2 + H2SO4 = NiSO4 + 2 H2O

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3¯ + H2O

Способы получения оснований

1. Взаимодействие активных металлов с водой. Щелочные и щелочноземельные металлы уже при комнатной температуре разлагают воду, образуя основания:

2 K + 2 H2O = 2 KOH + H2­; Ca + 2 H2O = Ca(OH)2 + H2­

2. Непосредственное соединения основных оксидов с водой. Подавляющее большинство основных оксидов непосредственно с водой не соединяется. Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, присоединяя воду, образуют основания:

Li2O + H2O = 2 LiOH,      BaO + H2O = Ba(OH)2

3. Взаимодействие солей со щелочами. Этот метод применяют главным образом для получения нерастворимых в воде оснований:

CuSO4 + 2 KOH = Cu(OH)2¯ + K2SO4,

FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3¯ + 3 NaCl

Получение растворимых оснований по этому методу возможно в случае, когда в результате реакции образуется нерастворимая соль:

K2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3¯ + 2 KOH,

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4¯ + 2 NaOH

4. Электролиз растворов солей. Этот метод применяется при получении щелочей в промышленности, для чего пропускают постоянный электрический ток через водные растворы солей натрия или калия. Например, при электролизе водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется водород, на аноде — хлор, а в растворе накапливается гидроксид натрия. Упаривая такой раствор, получают кристаллический гидроксид натрия. Процессы, происходящие при электролизе раствора хлорида натрия, можно представить следующей схемой:

2 NaCl + 2 H2O  2 NaOH + 2 H2­ + O2­

NaCl  Na+ + Cl-                           H2O  H+ + OH-

На катоде:                                  На аноде:

Н+ + e- = Н,                               Cl- - e- = Cl,

2 H = H2­                              2 Cl = Cl2­

В растворе в катодном пространстве остаётся NaOH.

Кислоты

Кислотами называются соединения, которые при электролитической диссоциации образуют катионы водорода и других катионов не дают. В водных растворах кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотный остаток. Количество атомов водорода, способных замещаться металлами с образованием солей, определяет основность кислоты. Различают кислоты одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2SO4, H2S), трёхосновные (Н3РО4), шестиосновные (H6V10O28).

В некоторых кислотах не все атомы водорода способны замещаться металлами. Например, молекула уксусной кислоты СН3СООН содержит четыре атома водорода, однако замещаться металлами способен лишь атом водорода карбоксильной группы -СООН, поэтому уксусная кислота является одноосновной. Фосфористая кислота Н3РО3 — двухосновная, фосфорноватистая Н3РО2 — одноосновная.

По химическому составу различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Примерами бескислородных кислот могут служить плавиковая (НF), соляная (HCl), бромводородная (HBr), иодоводородная (НI), циановодородная (синильная НСN), тиоциановая (родановодородная) (НСNS), сероводородная (H2S).

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов. Большинство кислотных оксидов образует кислоты в результате непосредственного присоединения воды. Молекулы некоторых ангидридов при разных условиях могут присоединять различные количества молекул воды, образуя соединение с бóльшим содержанием воды — ортокислоту — и соединение с меньшим содержанием воды — метакислоту. Например:

Р2О5 + Н2О = 2 НРО3 — метафосфорная кислота

Р2О5 + 3 Н2О = 2 Н3РО4 — ортофосфорная кислота

В2О3 + Н2О = 2 НВО2 — метаборная кислота

В2О3 + 3 Н2О = 2 Н3ВО3 — ортоборная кислота

Диоксид азота NO2 при взаимодействии с водой даёт две кислоты — азотную и азотистую:

2 NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.

Аналогичным образом ведёт себя диоксид хлора, образующий с водой хлорноватую и хлористую кислоты:

2 ClO2 + H2O = HClO3 + HClO2

Кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с содой две кислоты, называются смешанными ангидридами. При взаимодействии их с основаниями, естественно, образуются две соли.

Многоосновные кислоты в растворах диссоциируют ступенчато:

Н3РО4  Н2РО4- + Н+, Н2РО4-  НРО42- + Н+,

НРО42-  РО43- + Н+.

Номенклатура кислот

Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует несколько кислот, то для их различия в названии используют разные суффиксы. Так, если элемент образует две кислоты, то для обозначения той из них, в которой кислотообразующий элемент имеет высшую валентность, то в названии кислоты используется суффикс -н, а при более низкой валентности, используют суффикс -ист: H2SO — серная кислота, H2SO3 — cернистая, НNO3 — азотная кислота, HNO2 — азотистая кислота.

Когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот, для их обозначения употребляют суффиксы “оват”, “ист” и “оватист”:

HClO4  — хлорная            H3PO4 — фосфорная

HClO3 — хлорноватая     H2PO3 (H4P2O6) — фосфорноватая

HClO2 — хлористая         H3PO3 — фосфористая

HClO — хлорноватистая        H3PO2 — фосфорноватистая.

Для обозначения кислот, получаемых частичным обезвоживанием ортокислот, пользуются приставкой пиро

2 Н3РО4 = Н2О + Н4Р2О7 — пирофосфорная (дифосфорная) кислота.

Способы получения кислот

1. Взаимодействие ангидридов кислот с водой. Большинство ангидридов способно непосредственно присоединять воду, образуя соответствующие кислоты:

SO3 + H2O = H2SO4,

P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4,

N2O5 + H2O = 2 HNO3.

2. Взаимодействие солей с кислотами. Это наиболее распространённый способ:

2 NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2 HCl­,

NaNO3 + HPO3 = NaPO3 + HNO3­.

При получении кислот этим способом исходная соль должна быть достаточно растворимой, а взятая для реакции кислота — более сильной или менее летучей, чем получаемая. Серная кислота является сильной и нелетучей, поэтому ею часто пользуются для получения других кислот. Если получаемая кислота обладает восстановительными свойствами, то вместо серной кислоты для реакции берут фосфорную кислоту.

3 KI + H3PO4 = K3PO4 + 3 HI.

3. Окисление некоторых простых веществ. Кислоты получаются при действии на некоторые неметаллы сильных окислителей:

I2 + 5 Cl2 + 6 H2O = 2 HIO3 + 10 HCl,

3 P + 5 HNO3 + 2 H2O = 3 H3PO4 + 5 NO­.

4. Взаимодействие неметаллов с водородом. Некоторые бескислородные кислоты можно получить непосредственным соединением неметалла с водородом:

H2 + I2 = 2 HI,                   H2 + Cl2 = 2 HCl.

Водные растворы полученных соединений являются кислотами.

Амфотерные гидроксиды

Гидраты амфотерных оксидов, как и сами оксиды, обладают амфотерными свойствами. Эти соединения весьма мало растворимы в воде. Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем виде как М(ОН)x, то диссоциацию гидроксида в растворе по основному и кислотному типам можно представить схемой:

М(ОН)х  Мх+ + х ОН-; М(ОН)х  х Н+ + МОхх-

Поскольку амфотерные гидроксиды диссоциируют по основному и кислотному типам одновременно, этот процесс можно записать следующим образом:

Мх+ + х ОН-  М(ОН)х º НхМОх  х Н+ + МОхх-

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида ионы Мх+, ОН-, Н+ и МОхх- находятся в состоянии равновесия. Поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют основные свойства:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O

Al(OH)3 + 3 HCl = AlCl3 + 3 H2O

Продукты реакций — сульфат цинка и хлорид алюминия — содержат металл в виде катиона.

Взаимодействуя со щелочами, гидраты амфотерных оксидов проявляют кислотные свойства:

H2ZnO2 + 2 KOH = K2ZnO2 + 2 H2O

H3AlO3 + 3 NaOH = Na3AlO3 + 3 H2O

Образовавшиеся соли (цинкат калия и алюминат натрия) содержат соответственно цинк и алюминий в составе кислотного остатка.

Взаимодействие гидроксида алюминия с гидроксидом натрия может протекать и по другой схеме:

H3AlO3 + NaOH = NaAlO2 + 2 H2O

Образовавшуюся соль называют метаалюминатам на­трия в отличие от соли Na3AlO3, называемой ортоалюминатом натрия. Образование орто- или метасоединения опреде­ляется концентрацией щёлочи и условиями реакции: ор­тоалюминаты образуются в растворах, метаалюминаты — при сплавлении.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами в растворах происходит по уравнениям:

Zn(OH)2 + 2 KOH = K2[Zn(OH)4]

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Гидраты амфотерных оксидов обычно получают взаимодействием солей со щёлочами, количество которых рассчитывают точно по уравнению реакции, например:

ZnSO4 + 2 NaOH = Zn(OH)2¯ + Na2SO4

Cr(NO3)3 + 3 KOH = Cr(OH)3¯ + 3 KNO3.

Соли

Солью называют продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые в воде соли диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка. Соли подразделяют на средние, кислые и основные.

Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: MgSO4, Al2(SO4)3, Na3PO4. Атомы водорода в кислоте могут быть замещены группой атомов, играющей роль катиона. Например, вместо водорода может стоять аммонийная группа NH4+: NH4Cl, (NH4)2SO4, (NH4)3РO4.

Иногда атом металла в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками; такие соли называют смешанными. Примером смешанной соли может служить белильная известь, являющаяся кальциевой солью двух кислот — соляной и хлорноватистой: Cl-Ca-O-Cl.

Если атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными металлами, то такую соль называют двойной, например NaKCO3, Na2NH4PO4, KAl(SO4)2.

Двойные и смешанные соли как индивидуальные соединения известны только в кристаллическом состоянии, в растворах они полностью диссоциированы на ионы металлов и кислотные остатки.

Название средних солей производят от названий образовавших их кислот и металлов: CuSO4 — сульфат меди, K2SO3 — сульфит калия, Na2CO3 — карбонат натрия, Mg(NO3)2 — нитрат магния, NaNO2 — нитрит натрия, NaCl — хлорид натрия NaClO — гипохлорит натрия, NaClO2 —  хлорит натрия,  КClO3 — хлорат калия, NaClO4 — перхлорат натрия.

Иногда при наименовании средних солей пользуются техническими названиями, например: NaCl — поваренная соль, Na2CO3 — сода кальцинированная, Na2CO3∙10H2O — сода кристаллическая, K2CO3 — поташ, KNO3 — калийная селитра,  KAl(SO4)2∙12H2O — алюмокалиевые квасцы.

Кислые соли можно рассматривать, как продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Образование кислых солей характерно только для многоосновных кислот (исключение плавиковая кислота HF). Кислые соли состоят из атома металла, кислотного остатка, и водорода, способного замещаться металлами. В водных растворах кислые соли диссоциируют на отрицательно заряженные ионы кислотных остатков и положительно заряженные ионы двух видов — металла и водорода, например:

NaHSO4  Na+ + H+ + SO42-

Кислые соли чаще всего образуются при избытке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием оснований:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2 CaCO3 + 2 H2O

MgHPO4 + NH4OH = MgNH4PO4 + H2O

Название кислых солей образуют из названий средних солей, добавляя приставку гидро-: NaHCO3 — гидрокарбонат натрия; KHSO4 — гидросульфат калия.

При наименовании кислых солей многоосновных кислот указывают число ещё не замещённых атомов водорода: NaH2PO4 — дигидрофосфат натрия; Na2HPO4 — гидрофосфат натрия.

Основные соли содержат помимо металла и кислотного остатка гидроксильные группы ОН-. Такие соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Основные соли дают только многокислотные основания: Al(OH)2Cl, Ni(OH)NO3, Cr(OH)SO4, Cu2(OH)2CO3 и т. п. Все основные соли труднорастворимы в воде. Они обычно образуются при недостатке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием кислот, например:

Ni(OH)NO3 + HNO3 = Ni(NO3)2 + H2O,

Fe(OH)2Cl + 2 HCl = FeCl3 + 2 H2O.

Названия основных солей чаще всего выводятся из названий средних, применяя приставку гидроксо-. Если гидроксо-групп в молекуле основной соли больше одной, то количество их указывают приставками ди-, три-, тетра- и т. д.:

Al(OH)Cl2 — гидроксодихлорид алюминия,                Cr(OH)2NO3 — дигидроксинитрат хрома,

Ti(OH)3Cl — тригидроксихлорид титана.

Основные соли при нагревании или со временем способны терять воду. Образующиеся при этом соли, которые, естественно, тоже имеют основной характер, называются оксосолями. Например:

2 Mg(OH)Cl = H2O + Mg2OCl2 — оксохлорид магния,

2 Al(OH)SO4 = H2O + Al2O(SO4)2 — оксосульфат алюминия,

Al2(OH)4SO4 = H2O + AI2O2SO4 — диоксосульфат алюминия.

Оксосоли можно перевести в средние соли действием соответствующих кислот:

Zn2OCl2 + 2 HCl = 2 ZnCl2 + H2O.



Последнее изменение этой страницы: 2021-04-05; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 35.172.223.30 (0.022 с.)