Основания гидроксиды основных оксидов. Химические свойства растворимых гидроксидов
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.
Гидроксиды можно представить как продукт присоединения (реального или мысленного) воды к соответствующим оксидам. Гидроксиды подразделяются на основания, кислоты, амфотерные гидроксиды. Основания имеют общий состав М(ОН)х, кислоты имеют общий состав НхКо. В молекулах кислородсодержащих кислот замещаемые атомы водорода связаны с центральным элементом через атомы кислорода. В молекулах бескислородных кислот атомы водорода присоединяются непосредственно к атому неметалла. К амфотерным гидрокисдам относятся прежде всего гидроксиды алюминия, бериллия и цинка, а также гидроксиды многих переходных металлов в промежуточных степенях окисления.
По растворимости в воде выделяют растворимые основания - щёлочи (образованы щелочными и щелочноземельными металлами). Основания, образованные остальными металлами, не растворяются в воде. Большинство неорганических кислот растворимы в воде. К нерастворимым в воде неорганическим кислотам относится только кремниевая кислота H2SiO3. Амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.
Химические свойства оснований.
Все основания, как растворимые, так и нерастворимые, обладают общим характерным свойством - образовывать соли.
Рассмотрим химические свойства растворимых оснований (щелочей):
1. При растворении в воде диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-аниона. Изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса - на синий, фенолфталеина - на малиновый, метилового оранжевого - на жёлтый, универсальной индикаторной бумаги - на синий.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
щёлочь + кислотный оксид = соль.
3. Взаимодействие с кислотами:
щёлочь + кислота = соль + вода.
Реакция между кислотой и щёлочью называется реакцией нейтрализации.
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами:
щёлочь + амфотерный гидроксид = соль (+ вода)
5. Взаимодействие с солями (при условии растворимости исходной соли и образовании осадка или газа в результате реакции.
Рассмотрим химические свойства нерастворимых оснований:
1. Взаимодействие с кислотами:
основание + кислота = соль + вода.
Многокислотные основания способны к образованию не только средних, но и основных солей.
2. Разложение при нагревании:
основание = оксид металла + вода.
Химические свойства кислот.
Все кислоты обладают общим характерным свойством - образование солей при замещении катионов водорода на катионы металла/аммония.
Рассмотрим химические свойства растворимых в воде кислот:
1. При растворении в воде диссоциируют с образованием катионов водорода и аниона кислотного остатка. Изменяют окраску индикаторов на красный (розовый) цвет, за исключением фенолфталеина (не реагирует на кислоты, остаётся бесцветным).
2. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода (при условии образования растворимой соли):
кислота + металл = соль + водород.
При взаимодействии с металлами исключениями являются кислоты-окислители - азотная и концентрированная серная кислоты. Во-первых, они реагируют и с некоторыми металлами, стоящими в ряду активности правее водорода. Во-вторых, в реакция с металлами никогда не выделяется водород, но образуются соль соответствующей кислоты, вода и продукты восстановления азота или серы соответственно.
3. Взаимодействие с основаниями/амфотерными гидроксидами:
кислота + основание = соль + вода.
4. Взаимодействие с аммиаком:
кислота + аммиак = соль аммония
5. Взаимодействие с солями (при условии образования газа или осадка):
кислота + соль = соль + кислота.
Многоосновные кислоты способны к образованию не только средних, но и кислых солей.
Нерастворимая кремниевая кислота не изменяет окраску индикаторов (очень слабая кислота), но способна реагировать с растворами щелочей при небольшом нагревании:
1. Взаимодействие кремниевой кислоты с раствором щёлочи:
кремниевая кислота + щёлочь = соль + вода.
2. Разложение (при длительном хранении или при нагревании)
кремниевая кислота = оксид кремния (IV) + вода.
Химические свойства амфотерных гидроксидов.
Амфотерные гидроксиды способны к образованию двух рядов солей, так как при реакциях с щелочами проявляют свойства кислоты, а при реакциях с кислотами проявляют свойства основания.
Рассмотрим химические свойства амфотерных гидроксидов:
1. Взаимодействие с щелочами:
амфотерный гидроксид + щёлочь = соль (+ вода).
2. Взаимодействие с кислотами:
амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода.
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,
основание кислотный соль
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O,
основание кислота соль
2NaOH + PbO = Na 2 PbO 2 + H 2 O,
основание амфотерный соль
2NaOH + Pb(OH) 2 = Na 2 PbO 2 + 2H 2 O,
основание амфотерный соль
гидроксид
2H 3 PO 4 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,
кислота основной соль
H 2 SO 4 + SnO = SnSO 4 + H 2 O,
кислота амфотерный соль
H 2 SO 4 + Sn(OH) 2 = SnSO 4 + 2H 2 O.
кислота амфотерный соль
гидроксид
Амфотерные гидроксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства:
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
со щелочами (основаниями) – кислотные свойства:
H 3 AlO 3 + 3NaOH = Na 3 AlO 3 + 3H 2 O,
или H 3 AlO 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O.
Основания и кислоты реагируют с солями, если в результате образуется осадок или слабый электролит. Слабые кислоты – H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 и другие.
2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
основание соль
3H 2 SO 4 + 2Na 3 PO 4 = 2H 3 PO 4 + 3Na 2 SO 4
кислота соль
Бескислородные кислоты вступают в те же реакции, что и ранее рассмотренные кислородсодержащие кислоты.
Пример. Составьте формулы гидроксидов, соответствующих оксидам: а) FeO; б) N 2 O 3; в) Cr 2 O 3 . Назовите соединения.
Решение
а) FeO – основной оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – основание, в формуле основания число гидроксогрупп (OH) равно степени окисления атома металла; формула гидроксида железа (II) – Fe(OH) 2 .
б) N 2 O 3 – кислотный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – кислота. Формулу кислоты можно получить, исходя из представления кислоты как гидрата соответствующего оксида:
N 2 O 3 . H 2 O = (H 2 N 2 O 4) = 2HNO 2 – азотистая кислота.
в) Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид амфотерен. Амфотерные гидроксиды записывают в форме оснований – Cr(OH) 3 – гидроксид хрома (III).
Соли
Соли – вещества, которые состоят из основных и кислотных остатков. Так, соль CuSO 4 состоит из основного остатка – катиона металла Cu 2+ и кислотного остатка– SO 4 2 .
По традиционной номенклатуре названия солей кислородных кислот составляют следующим образом: к корню латинского названия центрального атома кислотного остатка добавляют окончание –ат (при высших степенях окисления центрального атома) или –ит (для более низкой степени окисления) и далее – остаток от основания в родительном падеже, например: Na 3 PO 4 – фосфат натрия, BaSO 4 – сульфат бария, BaSO 3 – сульфит бария. Названия солей бескислородных кислот образуют, добавляя к корню латинского названия неметалла суффикс –ид и русское название металла (остатка от основания), например CaS – сульфид кальция.
Средние соли не содержат в своем составе способных замещаться на металл ионов водорода и гидроксогрупп, например CuCl 2 , Na 2 CO 3 и другие.
Химические свойства солей
Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, солями. Примеры соответствующих реакций см. выше.
Кислые соли содержат в составе кислотного остатка ион водорода, например NaHCO 3 , CaHPO 4 , NaH 2 PO 4 и т.д. В названии кислой соли ион водорода обозначают приставкой гидро-, перед которой указывают число атомов водорода в молекуле соли, если оно больше единицы. Например, названия солей вышеприведенного состава соответственно – гидрокарбонат натрия, гидрофосфат кальция, дигидрофосфат натрия.
Кислые соли получают
взаимодействием основания и многоосновной кислоты при избытке кислоты:
Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O;
взаимодействием средней соли многоосновной кислоты и соответствующей кислоты или более сильной кислоты, взятой в недостатке:
CaCO 3 + H 2 CO 3 = Ca(HCO 3) 2 ,
Na 3 PO 4 + HCl = Na 2 HPO 4 + NaCl.
Основные соли содержат в составе остатка основания гидроксогруппу, например CuOHNO 3 , Fe(OH) 2 Cl. В названии основной соли гидроксогруппу обозначают приставкой гидроксо-, например, названия вышеприведённых солей соответственно: гидроксонитрат меди (II), дигидроксохлорид железа (III).
Основные соли получают
взаимодействием многокислотного (содержащего в своем составе более одной гидроксогруппы) основания и кислоты при избытке основания:
Cu(OH) 2 + HNO 3 = CuOHNO 3 + H 2 O;
взаимодействием соли, образованной многокислотным основанием, и основания, взятого в недостатке:
FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2 + NaCl,
FeCl 3 + 2NaOH = Fe(OH) 2 Cl + 2NaCl.
Кислые и основные соли обладают всеми свойствами солей. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами – основные соли переходят в средние.
Na 2 HPO 4 + NaOH = Na 3 PO 4 + H 2 O,
Na 2 HPO 4 + 2HCl = H 3 PO 4 + 2NaCl,
FeOHCl 2 + HCl = FeCl 3 + H 2 O,
FeOHCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 3 + 2NaCl.
Пример 1 . Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы основанием Mg(OH) 2 и кислотой H 2 SO 4 .
Решение
Формулы солей составляем из возможных основных и кислотных остатков, соблюдая правило электронейтральности. Возможные основные остатки – Mg 2+ и MgOH + , кислотные остатки – SO 4 2- и HSO 4 . Заряды сложных основных и кислотных остатков равны сумме степеней окисления составляющих их атомов. Сочетанием основных и кислотных остатков составляем формулы возможных солей: MgSO 4 – средняя соль – сульфат магния; Mg(HSO 4) 2 – кислая соль – гидросульфат магния; (MgOH) 2 SO 4 – основная соль – гидроксосульфат магния.
Пример 2. Напишите реакции образования солей при взаимодействии оксидов
а) PbO и N 2 O 5 ; б) PbO и Na 2 O.
Решение
В реакциях между оксидами образуются соли, основные остатки которых формируются из основных оксидов, кислотные остатки – из кислотных оксидов.
а) В реакции с кислотным оксидом N 2 O 5 амфотерный оксид PbO проявляет свойства основного оксида, следовательно, основной остаток образующейся соли – Pb 2+ (заряд катиона свинца равен степени окисления свинца в оксиде), кислотный остаток – NO 3 (кислотный остаток соответствующей данному кислотному оксиду азотной кислоты). Уравнение реакции
PbO + N 2 O 5 = Pb(NO 3) 2 .
б) В реакции с основным оксидом Na 2 O амфотерный оксид PbO проявляет свойства кислотного оксида, кислотный остаток образующейся соли (PbO 2 2 ) находим из кислотной формы соответствующего амфотерного гидроксида Pb(OH) 2 = H 2 PbO 2 . Уравнение реакции
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
Калия, натрия или лития, могут взаимодействовать с водой. В этом случае в продуктах реакции обнаруживаются соединения, относящиеся к гидроксидам. Свойства этих веществ, особенности протекания химических процессов, в которых участвуют основания, обусловлены присутствием в их молекулах гидроксильной группы. Так, в реакциях электролитической диссоциации основания расщепляются на ионы металла и анионы OH - . Как основания взаимодействуют с оксидами неметаллов, кислотами и солями, мы и рассмотрим в нашей статье.
Номенклатура и строение молекулы
Чтобы правильно назвать основание, требуется к названию металлического элемента прибавить слово гидроксид. Приведем конкретные примеры. Основание алюминия относится к амфотерным гидроксидам, свойства которых мы рассмотрим в статье. Обязательное присутствие в молекулах оснований гидроксильной группы, связанной с катионом металла ионным типом связи, можно определить с помощью индикаторов, например, фенолфталеина. В водной среде избыток ионов OH - определяется по изменению цвета раствора индикатора: бесцветный фенолфталеин становится малиновым. Если металл проявляет несколько валентностей, он может образовывать несколько оснований. Например, железо имеет два основания, в которых равна 2 или 3. Первое соединение характеризуется признаками второе - амфотерных. Поэтому свойства высших гидроксидов отличаются от соединений, в которых металл имеет низшую степень валентности.
Физическая характеристика
Основания - это твердые вещества, устойчивые к нагреванию. По отношению к воде они делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. Первая группа образована активными в химическом отношении металлами - элементами первой и второй групп. Нерастворимые в воде вещества состоят из атомов других металлов, чья активность уступает натрию, калию или кальцию. Примерами таких соединений могут служить основания железа или меди. Свойства гидроксидов будут зависеть от того, к какой группе веществ они относятся. Так, щелочи являются термически прочными и не разлагаются при нагревании, тогда, как нерастворимые в воде основания под действием высокой температуры разрушаются, образуя оксид и воду. Например, основание меди разлагается следующим образом:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Химические свойства гидроксидов
Взаимодействие между собой двух важнейших групп соединений - кислот и оснований - именуют в химии реакцией нейтрализации. Такое название можно объяснить тем, что химически агрессивные гидроксиды и кислоты образуют нейтральные продукты - соли и воду. Являясь, по сути, обменным процессом между двумя сложными веществами, нейтрализация характерна как для щелочей, так и для нерастворимых в воде оснований. Приведем уравнение реакции нейтрализации между едким калием и хлоридной кислотой:
KOH + HCl = KCl + H 2 O
Важное свойство оснований щелочных металлов является их способность реагировать с кислотными оксидами, в результате можно получить соль и воду. Например, пропуская через гидроксид натрия углекислый газ, можно получить его карбонат и воду:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
К реакциям ионного обмена относится взаимодействие между щелочами и солями, идущее с образованием нерастворимых гидроксидов или солей. Так, приливая по каплям раствор в раствор сернокислой меди, можно получить голубой желеобразный осадок. Это основание меди, нерастворимое в воде:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Химические свойства гидроксидов, нерастворимых в воде, отличаются от щелочей тем, что они при небольшом нагревании теряют воду - дегидратируются, переходя в форму соответствующего основного окисла.
Основания, проявляющие двойственные свойства
Если элемент или может реагировать и с кислотами, и с щелочами - его называют амфотерным. К таковым относятся, например, цинк, алюминий и их основания. Свойства амфотерных гидроксидов позволяют записывать их молекулярные формулы как в выделяя при этом гидроксогруппу, так и в виде кислот. Представим несколько уравнений реакций основания алюминия с хлоридной кислотой и гидроксидом натрия. Они иллюстрируют особые свойства гидроксидов, относящихся к амфотерным соединениям. Вторая реакция проходит с распадом щелочи:
2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
Продуктами процессов будут вода и соли: хлорид алюминия и алюминат натрия. Все амфотерные основания не растворяются в воде. Добывают их в результате взаимодействия соответствующих солей и щелочей.
Способы получения и применение
В промышленности, требующей больших объемов щелочей, их получают электролизом солей, содержащих катионы активных металлов первой и второй группы периодической системы. Сырьем для добычи, например, едкого натрия, служит раствор поваренной соли. Уравнение реакции будет таким:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
Основания малоактивных металлов в лаборатории получают взаимодействием щелочей с их солями. Реакция относится к типу ионного обмена и заканчивается выпадением осадка основания. Простой способ получения щелочей - это реакция замещения, проходящая между активным металлом и водой. Она сопровождается разогреванием реагирующей смеси и относится к экзотермическому типу.
Свойства гидроксидов используют в промышленности. Особую роль здесь играют щелочи. Их применяют в качестве очистителей керосина и бензина, для получения мыла, обработки натуральной кожи, а также в технологиях производства искусственного шелка и бумаги.
