Основные классы неорганических соединений
*(Уважаемые студенты! Для изучения данной темы и выполнения тестовых заданий в качестве наглядного материала необходимо иметь таблицу Периодической системы элементов, таблицу растворимости соединений и ряд напряжений металлов.
Все вещества делятся на простые, состоящие из атомов одного элемента, и сложные, состоящие из атомов двух и более элементов. Сложные вещества принято делить на органические, к которым относятся почти все соединения углерода (кроме простейших, как, например: CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN) и неорганические. К наиболее важным классам неорганических соединений относятся:
а) оксиды - бинарные соединения элемента с кислородом;
б) гидроксиды, которые подразделяются на оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные;
Прежде, чем приступить к характеристике классов неорганических соединений, необходимо рассмотреть понятия валентности и степени окисления.
Валентность и степень окисления
Валентность характеризует способность атома образовывать химические связи. Количественно валентность - это число связей, которые образует атом данного элемента в молекуле. В соответствии с современными представлениями о строении атомов и химической связи атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и образовывать общие электронные пары. Полагая, что каждая химическая связь образована парой электронов, валентность можно определить как число электронных пар, которыми атом связан с другими атомами. Валентность не имеет знака.
Степень окисления (СО ) - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.
Ионы - это положительно и отрицательно заряженные частицы вещества. Положительно заряженные ионы называются катионами , отрицательно - анионами . Ионы могут быть простыми, например Cl - (состоять из одного атома) или сложными, например SO 4 2- (состоять из нескольких атомов).
Если молекулы веществ состоят из ионов, то условно можно предположить, что между атомами в молекуле осуществляется чисто электростатическая связь. Это значит, что независимо от природы химической связи в молекуле, атомы более электроотрицательного элемента притягивают к себе электроны менее электроотрицательного атома.
Степень окисления обычно обозначается римскими цифрами со знаком “+” или “-” перед цифрой (например, +III), а заряд иона обозначается арабской цифрой со знаком “+” или “-” позади цифры (например, 2-).
Правила определения степени окисления элемента в соединении:
1. СО атома в простом веществе равна нулю, например, О 2 0 , С 0 , Na 0 .
2. СО фтора всегда равна -I, т.к. это самый электроотрицательный элемент.
3. СО водорода равна +I в соединениях с неметаллами (Н 2 S, NH 3) и -I в соединениях с активными металлами (LiH, CaH 2).
4. СО кислорода во всех соединениях равна -II (кроме пероксида водорода Н 2 О 2 и его производных, где степень окисления кислорода равна -I, и ОF 2 , где кислород проявляет СО +II).
5. Атомы металлов всегда имеют положительную степень окисления, равную их номеру группы в Периодической таблице, или меньшую, чем номер группы. Для первых трех групп СО металлов совпадает с номером группы, исключение составляют медь и золото, для которых более устойчивыми степенями окисления являются +II и +III соответственно.
6. Высшая (максимальная) положительная СО элемента равна номеру группы, в которой он расположен (например, Р находится в V группе А подгруппе и имеет СО +V). Это правило применимо к элементам как главных, так и побочных подгрупп. Исключение - для элементов I B и VIII А и В подгрупп, а также для фтора и кислорода.
7. Отрицательная (минимальная) СО характерна только для элементов главных подгрупп IV A - VII A, причем она равна номеру группы минус 8.
8. Сумма СО всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона.
Пример: Рассчитайте степень окисления хрома в соединении K 2 Cr 2 O 7 .
Решение: Обозначим СО хрома за х . Зная СО кислорода, равную -II, и СО калия +I (по номеру группы, в которой находится калий) составим уравнение:
K 2 +I Cr 2 х O 7 -II
1·2 + х ·2 + (-2)·7 = 0
Решив уравнение, получим х = 6. Следовательно, СО атома хрома равна +VI.
Оксиды
Оксиды - это соединения элементов с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах -II.
Составление формул оксидов
Формула любого оксида будет иметь вид Э 2 О х, где х - степень окисления элемента, образующего оксид (четные индексы следует сократить на два, например, пишут не S 2 O 6 , а SO 3). Для составления формулы оксида необходимо знать, в какой группе Периодической системы находится элемент. Максимальная СО элемента равна номеру группы. В соответствии с этим формула высшего оксида любого элемента в зависимости от номера группы будет иметь вид:
Задание : Составьте формулы высших оксидов марганца и фосфора.
Решение : Марганец расположен в VII B подгруппе Периодической системы, значит его высшая СО равна +VII. Формула высшего оксида будет иметь вид Mn 2 O 7 .
Фосфор расположен в V A подгруппе, отсюда формула его высшего оксида имеет вид Р 2 О 5 .
Если элемент находится не в высшей степени окисления, необходимо знать эту степень окисления. Например, сера, находясь в VI A подгруппе, может иметь оксид, в котором она проявляет СО равную +IV. Формула оксида серы (+IV) будет иметь вид SO 2 .
Номенклатура оксидов
В соответствии с Международной номенклатурой (IUPAC) название оксидов образуется из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже.
Например: СаО - оксид (чего?) кальция
Н 2 О - оксид водорода
SiO 2 - оксид кремния
CО элемента, образующего оксид, можно не указывать, если он проявляет только одну СО, например:
Al 2 O 3 - оксид алюминия;
MgO - оксид магния
Если элемент имеет несколько степеней окисления, необходимо их указывать:
СuO - оксид меди (II), Сu 2 O - оксид меди (I)
N 2 O 3 - оксид азота (III), NO - оксид азота (II)
Сохранились и часто употребляются старые названия оксидов с указанием числа атомов кислорода в оксиде. При этом используются греческие числительные- моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.
Например:
SO 2 - диоксид серы, SO 3 - триоксид серы
NO - монооксид азота
В технической литературе, а также в промышленности широко употребляются тривиальные или технические названия оксидов, например:
CaO - негашеная известь, Al 2 O 3 - глинозем
СО 2 - углекислый газ, СО - угарный газ
SiO 2 - кремнезем, SO 2 - сернистый газ
Методы получения оксидов
а) Непосредственное взаимодействие элемента с кислородом в надлежащих условиях:
Al + O 2 → Al 2 O 3 ;(~ 700 °С)
Cu + O 2 → CuO(< 200 °С)
S + O 2 → SO 2
Данным способом нельзя получить оксиды инертных газов, галогенов, “благородных” металлов.
б) Термическое разложение оснований (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов):
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O(> 200 °С)
Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O(~ 500-700 °С)
в) Термическое разложение некоторых кислот:
H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O(1000°)
H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O(кипячение)
г) Термическое разложение солей:
СаСО 3 → СаО + СО 2 (900° C)
FeCO 3 → FeO + CO 2 (490°)
Классификация оксидов
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие (безразличные) оксиды не образуют ни кислот, ни оснований (не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, ни с водой). К ним относятся: оксид углерода (II) - CO, оксид азота (I) - N 2 O, оксид азота (II) - NO и некоторые другие.
Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные и амфотерные.
Оснóвными называют те оксиды, которым соответствуют гидроксиды, называемые основаниями. Это оксиды большинства металлов в низшей степени окисления (Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, Ag 2 O, Cu 2 O, CdO, FeO, NiO, V 2 O 3 и др.).
Присоединяя (прямо или косвенно) воду, основные оксиды образуют основные гидроксиды (основания). Например, оксиду меди (II) - СuO соответствует гидроксид меди (II) - Cu(OH) 2 , оксиду BaO - гидроксид бария - Ba(OH) 2 .
Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующем ему гидроксиде одинакова!
Оснoвные оксиды взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли.
Кислотными называют те оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды, называемые кислотами . Кислотные оксиды образуют неметаллы и некоторые металлы в высших степенях окисления (N 2 O 5 , SO 3 , SiO 2 , CrO 3 , Mn 2 O 7 и др.).
Присоединяя воду (прямо или косвенно), кислотные оксиды образуют кислоты. Например, оксиду азота (III) - N 2 O 3 соответствует азотистая кислота HNO 2 , оксиду хрома (VI) - CrO 3 - хромовая кислота H 2 CrO 4 .
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или основными оксидами, образуя соли.
Кислотные оксиды можно рассматривать как продукты “отнятия” воды от кислот и называть их ангидридами (т.е. безводными). Например, SO 3 - ангидрид серной кислоты H 2 SO 4 (или просто серный ангидрид), P 2 O 5 - ангидрид ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 (или просто фосфорный ангидрид).
Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте, а также в анионе этой кислоты одинакова!
Амфотерными называются те оксиды, которым могут соответствовать и кислоты, и основания. К ним относятся BeO, ZnO, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2 , Cr 2 O 3 и оксиды некоторых других металлов, находящихся в промежуточных степенях окисления. Кислотные и оснóвные свойства у этих оксидов выражены в различной степени. Например, у оксидов алюминия и цинка кислотные и основные свойства выражены примерно одинаково, у Fe 2 O 3 преобладают основные свойства, у PbO 2 преобладают кислотные свойства.
Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.
Химические свойства оксидов
Химические свойства оксидов (и соответствующих им гидроксидов) подчиняются принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства, реагируют с соединениями, обладающими основными свойствами.
Основные оксиды взаимодействуют:
а) с кислотами:
CuO + H 2 SO 4 → H 2 O + CuSO 4 ;
BaO + H 3 PO 4 → H 2 O + Ba 3 (PO 4) 2 ;
б) с кислотными оксидами:
CuO + SO 2 → CuSO 3 ;
BaO + N 2 O 5 → Ba(NO 3) 2 ;
в) оксиды щелочных и щелочноземельных металлов могут растворяться в воде:
Na 2 O + H 2 O → NaOH;
BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 .
Кислотные оксиды взаимодействуют:
а) с основаниями:
N 2 O 3 + NaOH → H 2 O + NaNO 2 ;
CO 2 + Fe(OH) 2 → H 2 O + FeCO 3 ;
б) с основными оксидами:
SO 2 + CaO → CaSO 3 ;
SiO 2 + Na 2 O → Na 2 SiO 3 ;
в) могут (но не все) растворяться в воде:
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ;
P 2 O 3 + H 2 O → H 3 PO 3 .
Амфотерные оксиды могут взаимодействовать:
а) c кислотами:
ZnO + H 2 SO 4 → H 2 O + ZnSO 4 ;
Al 2 O 3 + H 2 SO 4 → H 2 O + Al 2 (SO 4) 3 ;
б) с кислотными оксидами:
ZnO + SO 3 → ZnSO 4 ;
Al 2 O 3 + SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 ;
в) с основаниями:
ZnO + NaOH + H 2 O → Na 2 ;
Al 2 O 3 + NaOH + H 2 O → Na 3 ;
г) c основными оксидами:
ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 ;
Al 2 O 3 + Na 2 O → NaAlO 2 .
В первых двух случаях амфотерные оксиды проявляют свойства оснóвных оксидов, в двух последних случаях - свойства кислотных оксидов.
Гидроксиды
Гидроксиды представляют собой гидраты оксидов с общей формулой m Э 2 О х ·n H 2 O (n и m - небольшие целые числа, х - валентность элемента). Гидроксиды отличаются от оксидов по составу только наличием воды в их молекуле. По своим химическим свойствам гидроксиды делятся на основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные .
Основания (основные гидроксиды)
Основанием называется соединение элемента с одной, двумя, тремя и реже четырьмя гидроксильными группами с общей формулой Э(ОН) х . В качестве элемента всегда выступают металлы главных или побочных подгрупп.
Растворимые основания - это электролиты, которые в водном растворе диссоциируют (распадаются на ионы) с образованием анионов гидроксильной группы ОН ‾ и катиона металла. Например:
KOH = K + + OH ‾ ;
Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH ‾
За счёт наличия в водном растворе гидроксильных ионов ОН ‾ основания проявляют щелочную реакцию среды.
Составление формулы основания
Чтобы составить формулу основания, необходимо написать символ металла и, зная его степень окисления, приписать рядом соответствующее число гидроксильных групп. Например: иону Mg +II соответствует основание Mg(OH) 2 , иону Fe +III соответствует основание Fe(OH) 3 и т.д. Для первых трех групп главных подгрупп Периодической системы степень окисления металлов равна номеру группы, поэтому формула основания будет ЭОН (для металлов I A подгруппы), Э(OH) 2 (для металлов II A подгруппы), Э(ОН) 3 (для металлов III A подгруппы). Для других групп (в основном побочных подгрупп) необходимо знать степень окисления элемента, т.к. она может не совпадать с номером группы.
Номенклатура оснований
Названия оснований образуются из слова “гидроксид” и названия элемента в родительном падеже, после которого римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента, если это необходимо. Например: KOH - гидроксид калия, Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III) и т.д.
Существуют технические названия некоторых оснований: NaOH - едкий натр, КОН - едкое кали, Са(ОН) 2 - гашеная известь.
Методы получения оснований
а) Растворение в воде оснoвных оксидов (в воде растворимы только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):
Na 2 O + H 2 O → NaOH;
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 ;
б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
Na + H 2 O → H 2 + NaOH;
Ca + H 2 O → H 2 + Ca(OH) 2 ;
в) Вытеснение сильным основанием слабого из соли:
NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;
Ba(OH) 2 + FeCl 3 → Fe(OH) 3 ↓ + BaCl 2 .
Классификация оснований
а) По количеству гидроксильных групп основания делятся на одно- и многокислотные: ЭОН, Э(ОН) 2 , Э(ОН) 3 , Э(ОН) 4 . Индекс х в формуле основания Э(ОН) х носит название “кислотность” основания.
б) Основания могут быть растворимыми и нерастворимыми в воде. Большинство оснований нерастворимы в воде. Хорошо растворимые в воде основания образуют элементы I A подгруппы - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (щелочные металлы). Они называются щелочами . Кроме того, растворимым основанием является гидрат аммиака NH 3 ·H 2 O, или гидроксид аммония NH 4 OH, но он не относится к щелочам. Меньшей растворимостью обладают гидроксиды Ca, Sr, Ba (щелочноземельных металлов), причем растворимость их увеличивается по группе сверху вниз: Ba(OH) 2 - наиболее растворимое основание.
в) По способности диссоциировать в растворе на ионы основания делятся на сильные и слабые . Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов - они диссоциируют на ионы полностью. Остальные основания являются основаниями средней силы или слабыми. Гидрат аммиака также является слабым основанием.
Химические свойства оснований
Основания взаимодействуют с соединениями, проявляющими кислотные свойства:
а) Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации:
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O;
б) Взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами (эти реакции также можно отнести к реакциям нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия):
Cu(OH) 2 + SO 2 → H 2 O + CuSO 4 ;
NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O;
в) Взаимодействуют с кислыми солями (кислые соли содержат атом водорода в анионе кислоты);
Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 + H 2 O;
NaOH + Ca(HSO 4) 2 → CaSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O;
г) Сильные основания могут вытеснять слабые из солей:
NaOH + MnCl 2 → Mn(OH) 2 ↓ + NaCl;
Ba(OH) 2 + Mg(NO 3) 2 → Mg(OH) 2 ↓ + Ba(NO 3) 2 ;
д) нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на оксид и воду.
Основания, амфотерные гидроксиды
Основания - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация оснований.
Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов
1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый.
2. Водные растворы диссоциируют:
3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реакцию обмена:
Многокислотные основания могут давать средние и основные соли:
4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:
5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:
а) сплавление:
б) в растворах:
6. Взаимодействуют с растворимыми в воде солями, если образуется осадок или газ:
Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании:
Амфотерные гидроксиды
Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как донорами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.
Химические свойства амфотерных соединений
1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они обнаруживают основные свойства:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаимодействуя со щелочами - сильными основаниями, они обнаруживают кислотные свойства:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль)
Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.
Общий метод получения оснований базируется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:
АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:
АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
В промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов.
2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоты
Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми (фосфорная H 3 PO 4 ; кремниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4).
Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах образуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.
Согласно протолитической теории кислот и оснований, предложенной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное принимать протоны.
кислота → основание + Н +
На основе таких представлений понятны основные свойства аммиака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорноакцепторной связи.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
кислота основание кислота основание
Более общее определение кислот и оснований предложил американский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание).
Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, используемые в настоящее время.
Номенклатура кислот
Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура довольно условны.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4).
По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кислородсодержащие (НСlO 4 , HNO 3).
Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения степени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:
Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положением элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.
В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодической системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют ковалентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличивается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттягивают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь ковалентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположительным. Если полярные молекулы оказываются в полярном растворителе, может происходить процесс электролитической диссоциации.
Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных растворах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на полярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссоциируют, как правило, легче, чем вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержащих кислот, образованных элементами, которые способны проявлять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кислота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлорная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот.
Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинарной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.
Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кислота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4).
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом .
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов с водой .
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(конц) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2
Кислый вкус, действие на индикаторы, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.
можно разделить на два типа реакций:
1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных растворах иона гидроксония Н 3 O + ;
2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.
Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кислотно-основные реакции.
К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а иногда и кислыми солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труднее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.
Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводородных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут присутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д.
Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кислот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы используются в качественном анализе для обнаружения кислот и оснований в растворах.
Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - синий), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оранжевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный).
Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:
Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок)
Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок)
3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок)
Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окислительно-восстановительными свойствами.
Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), проявляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель.
Сu + 2H 2 SO 4(конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Следует запомнить, что:
- Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, при соблюдении ряда условий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимодействие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами протекает иначе.
Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.
- В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:
- Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется растворимая соль:
- И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут образовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):
- Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:
Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекратится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 .
Особенности свойств азотной HNO 3 и концентрированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обусловлены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислителями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в результате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановления нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, степени измельченности металла и т. д.).
Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис теории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.
Часто путают понятия летучесть и устойчивость (стабильность). Летучими называют кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. Например, нелетучая, нерастворимая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не имеют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую.
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
Бронза: Cu (70-96%), Sn (все остальное).
Константан: Cu (55%), Ni (44%).
Латунь: Cu (54-90%), Zn (все остальное).
Нойзильбер: Cu (50-65%), Ni (8-26%), Zn (все остальное).
Применение:
Бронза – изготовление деталей машин. Константан – материал электросопротивления.
Латунь – изготовление проводов, листов, профилей, арматуры. Нойзильбер – материал для приборов точной механики и ме-
Вопрос № 21
От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов металлов? Поясните на конкретных примерах.
Свойства оксидов и гидроксидов металлов зависят от степени окисления металла. Чем выше степень окисления металла, тем сильнее выражены его кислотные свойства. Это хорошо видно на примере оксидов хрома.
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства. При реакциях с кислотами они образуют соли.
СrO + 2НСl = СrСl2 + Н2 О
Сr(ОН)2 + 2НСl = CrCl2 + 2Н2 O
Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями:
Сr2 О3 + 6HCl = 2СrСl3 + 3Н2 О Сr2 О3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na
Сr(ОН)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2 О Сr(ОН)3 + NaOH = Na
Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом, при реакции с водой образует хромовую кислоту Н2 CrO4 :
СrO3 + Н2 О = Н2 CrO4
При реакции хромовой кислоты или оксида хрома (VI) с основаниями образуются соли – хроматы:
СrО2 + 2NaOH = Na2 CrO4 + Н2 О
Н2 СrО4 , + 2NaOH = Na2 CrO4 + 2Н2 O
Задача № 1
Какую массу чистого железа можно получить из 250 т руды с массовой долей пирита FeS2 0,7, если выход составляет 82%?
Из пирита сначала получают оксид железа (III):
FeS2 + О2 Fе2 О3 + SO2
Для расстановки коэффициентов воспользуемся методом электронного баланса:
2 − 1 |
3 − 2 |
4 − 2 |
||
FeS2 |
→ Fe2 O3 |
|||
−1 |
− 10e− → |
|||
− → |
||||
Fe − e |
||||
4e − → |
−2 |
|||
4FeS2 + 11O2 = 2Fе2 О3 + 8SO2
Из оксида железа (III) железо можно получить при помощи любогоподходящеговосстановителя, например оксидауглерода(II):
Fе2 О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2 (2)
Вычислим массу чистого пирита в руде:
M(FeS2 ) = w(FеS2 ) · m(руды) = 0,7 · 250 т = 175 т.
Вычислим молярную массу пирита:
M(FeS2 ) = 56 + 32 · 2 = 120 г/моль
Вычислим количество вещества пирита:
По уравнению (1) из 4 моль пирита получится 2 моль оксида железа. По уравнению (2) из 1 моль оксида железа получается 2 моль железа. Всего, значит, из 4 моль пирита получается 4 моль железа. Следовательно, из 1,46·106 моль пирита при теоретическом 100% выходе можно получить 1,46·106 моль железа. Поскольку выход железа составляет 82%, или 0,82, практически можно получить 0,82 · 1,46·106 ≈ 1,2·106 моль. Молярная масса железа равна 56 г/моль, вычислим массу железа:
m(Fe) = ν (Fe) · M(Fe) = 1,2·106 моль · 56 г/моль = 67,2 · 106 = 67,2 т.
Ответ : можно получить 67,2 т железа.
Задача № 2
При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько по массе и количеству вещества образовалось гидроксида натрия в растворе.
Запишем уравнения процессов, происходящих на электродах:
2H2 O + 2e− → 2OH− + H2 |
|
2Cl− − 2e− → Cl2 |
|
2NaCl + 2H2 O = 2NaOH + Сl2 + Н2
Таким образом, в растворе образуется гидроксид натрия, на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.
По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на катоде водорода приходится 2 моль образовавшегося в растворе гидроксида натрия. Пусть при выделении 0,32 моль водорода в растворе образуется х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:
1 2 = 0, x 32 , x = 0,32 1 2 = 0,64 моль
Определим молярную массу гидроксида натрия:
m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,64 моль · 40 г/моль = 25,6 г.
Ответ : в растворе образовалось 0,64 моль (25,6 г) гидроксида натрия.
Задача № 3
Через 1 л 18%-го раствора сульфата меди (II) (ρ = 1,12 г/см3 ) пропустили 23,2 л сероводорода. Какое вещество и сколько по массе выпало в осадок?
В осадок выпадает сульфид меди (II):
CuSO4 + H2 S = CuS↓ + H2 SO4
Вычислим количество вещества сероводорода:
Вычислим массу раствора сульфата меди: m(раствора) = ρ · V = 1,12 г/мл · 1000 мл = 1120 г.
Вычислим массу сульфата меди в растворе:
m(CuSO4 ) = c(CuSO4 ) · m(раствора) = 0,18 · 1120 г = 201,6 г
Определим молярную массу сульфата меди:
M(CuSO4 ) = 64 + 32 + 16 · 4 = 160 г/моль
Вычислим количество вещества сульфата меди:
По уравнению реакции 1 моль сероводорода реагирует с 1 моль сульфата меди, значит в реакцию с 1,036 моль сероводорода вступит 1,036 моль сульфата меди, то есть сульфат меди взят в избытке и расчет ведем по сероводороду. По уравнению реакции из 1 моль сероводорода образуется 1 моль сульфида меди (II), значит из 1,036 моль сероводорода образуется 1,036 моль сульфида меди (II). Вычислим молярную массу сульфида меди (II):
M(CuS) = 64 + 32 = 96 г/моль.
Вычислим массу сульфида меди (II):
m(CuS) = ν (CuS) · M(CuS) = 1,036 моль · 96 г/моль ≈ 120,96 г.
В осадок выпадает 121 г сульфида меди (II).
Задача № 4
При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40%-ным раствором гидроксида натрия (ρ = 1,4 г/см3 ) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите процентный состав исходной смеси и объем раствора NaOH, вступившего в реакцию.
Уравнения реакций:
2Аl + 2NaOH + 6Н2 О = 2Na + 3Н2 (1)
Аl2 O3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na (2)
Вычислим количество вещества выделившегося водорода:
По уравнению реакции при взаимодействии 2 моль алюминия с раствором щелочи выделяется 3 моль водорода. Пусть 0,15 моль водорода выделится при реакции x моль алюминия с раствором щелочи. Составим пропорцию:
2 3 = 0, x 15 , x = 0,15 3 2 = 0,1 моль
Молярная масса алюминия равна 27 г/моль, вычислим массу алюминия:
m(Al) = ν (Al) · M(Al) = 0,1 моль · 27 г/моль = 2,7 г
Вычислим массовую долю алюминия в смеси:
w(Al) = |
m(Al) |
100% = |
100% = 30% |
|||
m(смеси) |
||||||
Вычислим массовую долю оксида алюминия в смеси: w(Аl2 О3 ) = 100% – w(Al) = 70%.
По уравнению (1) 2 моль алюминия реагирует с 2 моль гидроксида натрия, значит 0,1 моль алюминия реагирует с 0,1 моль гид-
роксида натрия. В смеси содержится 9 – 2,7 = 6,3 г оксида алюминия. Вычислим молярную массу оксида алюминия:
М(Аl2 O3 ) = 27 · 2 + 16 · 3 = 102 г/моль.
Вычислим количество вещества оксида алюминия:
По уравнению реакции (2) 1 моль оксида алюминия реагирует с 2 моль гидроксида алюминия. Пусть 0,062 моль оксида алюминия реагирует с х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:
1 2 = 0,062 х , x = 0,062 1 2 = 0,124 моль
Таким образом, всего необходимо 0,1 + 0,124 = 0,224 моль гидроксиданатрия. Определиммолярнуюмассугидроксиданатрия:
M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль
Вычислим массу гидроксида натрия:
m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,224 моль · 40 г/моль = 8,96 г.
Вычислим массу раствора гидроксида натрия с концентрацией
40%, или 0,4.
m(раствора) = |
m(NaOH) |
≈ 22,4 г |
|||
c(NaOH) |
|||||
Вычислим объем раствора: гидроксида натрия:
V = m ρ = 1,22 4 г,4 / млг = 16 мл
Ответ : в смеси содержится 30% алюминия и 70% оксида алюминия; потребуется 16 мл раствора гидроксида натрия.
Задача № 5
Вещество, полученное при прокаливании 1,28 г меди в струе кислорода, превратили в хлорид меди (II). Вычислите, какой объем (в мл) 4%-ной соляной кислоты (ρ = 1,02 г/см3 ) израсходовали и какова масса выделившегося хлорида меди (II).
Припрокаливаниимедивкислородеобразуетсяоксидмеди(II):
2Cu + О2 = 2CuO (1)
При реакции оксида меди (II) с соляной кислотой образуется хлорид меди (II):
СuО + 2НСl = СuСl2 + H2 O
Молярная масса меди равна 64 г/моль. Вычислим количество вещества меди:
По уравнению реакции (1) из 2 моль меди образуется 2 моль оксида меди (II), значит из 0,02 моль меди образуется 0,02 моль оксида меди (II). По уравнению (2) 1 моль оксида меди (II) реагирует с 2 моль хлороводорода. Пусть 0,02 моль оксида меди (II) реагирует с х моль хлороводорода. Составим пропорцию:
1 2 = 0, х 02 , x = 0,02 1 2 = 0,04 моль
Определим молярную массу хлороводорода:
М(НСl) = 1 +35,5 = 36,5 г/моль.
Вычислим массу хлороводорода:
m(HCl) = ν (HCl) · M(HCl) = 0,04 моль· 36,5 г/моль = 1,46 г.
Вычислим массу 4%-ной соляной кислоты:
Вычислим объем соляной кислоты:
По уравнению реакции (2) из 1 моль оксида меди (II) образуется 1 моль хлорида меди (II), значит из 0,02 моль оксида меди (II) образуется 0,02 моль хлорида меди (II). Определим молярную массу хлорида меди (II):
М(СuСl2 ) = 64 + 35,5 · 2 = 135 г/моль.
Вычислим массу хлорида меди (II):
m(CuCl2 ) = ν (CuCl2 ) · M(CuCl2 ) = 0,02 моль · 135 г/моль = 2,7 г.
Ответ : израсходовали 35,8 мл соляной кислоты; образовалось 2,7 г хлорида меди (II).
Глава VI. Неметаллы
Задачи к §§1-3 (стр.140)
Вопрос № 1
Чем отличается строение атомов и простых веществ неметаллов от металлов?
а) Атомы большинства неметаллов имеют 4 и более электрона на внешней электронной оболочке, у атомов металлов же на внешней оболочке находится от одного до трех электронов.
б) Простые вещества – металлы всегда образуют так называемую металлическую кристаллическую решетку. Простые вещества
– неметаллы либо образуют атомную решетку (например, углерод, кремний, сера, фосфор), либо имеют молекулярное строение (например, водород, кислород, азот).
Вопрос № 2
На основе периодической системы выявите закономерности, наблюдаемые при изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов.
В группах периодической системы при движении сверху вниз окислительные свойства неметаллов ослабевают, и соответственно восстановительные свойства усиливаются.
В периодах окислительные свойства неметаллов усиливаются слева направо.
Вопросы №№ 4-5
Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов в периодах и группах? Даны формулы кислотных
оксидов: a) N2 O5 , CO2 , Cl2 O7 и SO3 ; б) P2 O5 , As2 O5 , N2 O5 и Sb2 O5 . Рас-
положитеихвпорядкевозрастаниякислотныхсвойствоксидов.
Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому порядок будет следующим:
а) СО2 , N2 O5 , SO3 , Cl2 O7
б) Sb2 O5 , AS2 O5 , P2 O5 , N2 O5
Вопрос № 6
Пользуясь таблицей учебника (стр. 134), дополнительно напишите по два-три уравнения химических реакций кислотных оксидов, не представленных в таблице, с основаниями, основными оксидами, водой.
1) Реакции с основаниями:
SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2 О
Р2 O5 + 6КОН = 2К3 РO4 + 3Н2 O
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + Н2 O
2) Реакции с основными оксидами:
SO2 + СаО = СаSО3
P2 O5 + 3СаО = Са3 (РO4 )2
CO2 + Na2 O = Na2 CO3
3) Реакции с водой:
Сl2 О7 + Н2 O = 2НСlO4 N2 O5 + Н2 O = 2HNO3
Вопрос № 7
Укажите сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот.
Общие свойства . Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6:
Cu + 4НNО3 = Cu(NО3 )2 + 2NO2 + 2Н2 O
Cu + 2H2 SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2 O
Отличительные свойства . Разбавленная серная кислота реагирует с металлами с выделением водорода, то есть окислителем служит водород в степени окисления +1.
Mg + H2 SO4 = MgSO4 + H2
Mg − 2e |
− → Mg |
|
− → H 2 |
||
В разбавленной азотной кислоте же окислителем все равно является азот в степени окисления +5. Состав продуктов реакции зависит от концентрации кислоты и химической активности металла:
3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O 4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3 )2 + N2 О + 5H2 O
Вопрос № 8
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от +6 до +4. Составьте уравнение.
2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6Н2 O
2e − → |
|||
−3e − → |
|||
Вопрос № 9
Почему нелетучие водородные соединения так резко отличаются от летучих водородных соединений?
Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.
Получение гидроксидов.
1. Реакция обмена:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Электролиз водных растворов солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:
К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Химические свойства гидроксидов.
1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.
2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).
3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:
Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .
4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).
6. Взаимодействуют с кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.
Большинство оснований - твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.
Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.
Получение гидроксидов
Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.
Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:
FeCl 3 + 3NaOH aq = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl.
Химические свойства гидроксидов
Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).
Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.
Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета - это оксид меди (II):
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:
Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 ;
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
Применение гидроксидов
Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси -средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.
Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова - 63,6%; кислорода - 34,2%; водорода - 2,2%. Определите формулу этого гидроксида. |
| Решение | Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1: 4: 4. Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 . |
| Ответ | Формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 |
ПРИМЕР 2
| Задание | Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г. |
| Решение | Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле:
ω (Х) = m(X) / m solution × 100%. Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя: m solution = m(H 2 O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г. Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария: BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 . Рассчитаем количества моль исходных веществ: n(H 2 O) = m(H 2 O) / M(H 2 O); M(H 2 O) = 18 г/моль; n(H 2 O) = 50 / 18 = 2,8 моль. n(BaO) = m(BaO) / M(BaO); M(BaO) = 153 г/моль; n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль. Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению n(BaO) :n(Ba(OH) 2) = 1:1, т.е. n(Ba(OH) 2) = n(BaO) = 1,04 моль. Тогда масса образовавшегося гидроксида бария будет равна: m(Ba(OH) 2) = n(Ba(OH) 2) × M(Ba(OH) 2); M(Ba(OH) 2) = 171 г/моль; m(Ba(OH) 2) = 0,008 ×171 = 1,368 г. Найдем массовую долю гидроксида бария в растворе: ω (Ba(OH) 2) = 1,368 / 51,2 × 100% = 2,67%. |
| Ответ | Массовая доля гидроксида бария равна 2,67% |
