Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

↑

▷ Содержание

Стр 1 из 5Следующая ⇒

Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Первое знакомство с основаниями состоялось при изучении взаимодействия воды с активными металлами и с оксидами активных металлов. В состав оснований входит одновалентная группа атомов OH (гидроксогруппа). Следовательно, основаниям можно дать следующее определение:

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH.

Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН)_x, где Ме – металл; x – индекс.

Номенклатура оснований

Название оснований включает в себя слово «гидроксид», названия металла и его валентности. Более того, для элементов с постоянной валентностью она не указывается.

Название основания = «Гидрооксид» + название Me + валентность (в скобках)

Классификация оснований

Все основания можно классифицировать по различным признакам. Рассмотрим это в нижеприведенной таблице.

Из таблицы мы видим, что наблюдается большое различие по некоторым признакам. В зависимости от этого, различные группы оснований, обладают не схожими химическими свойствами.

Химические свойства щелочей (Щ)

1. Водные растворы Щ изменяют окраску индикаторов, тем самым можно определить реакцию среды.

2. Реакция нейтрализации заключается во взаимодействии основания и кислоты, ход которой можно проследить по изменению окраски индикаторов. Данная реакция характерна и для щелочей, и для нерастворимых оснований.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

3. Для Щ характерны реакции с солями, в результате образуется другая соль и основание.

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

4. Могут вступать в реакции с кислотными оксидами, при этом образуется нерастворимая соль и вода.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CuCO₃↓ + H₂O

5. В отличии от нерастворимых оснований, не разлагаются при нагревании.

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Так же как и щелочи, могут изменять окраску индикаторов.

2. Характерна реакция нейтрализации.

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ → FeSO₄ + 2H₂O

3. При нагревании разлагаются с образованием основного оксида и воды.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

К амфотерным гидроксидам относятся сложные вещества, способные проявлять свойства кислот либо оснований при определенных условиях.

Формулы данных соединений можно представить в виде оснований и в виде кислот.

• ZnO — Zn(OH)₂ ↔ H₂ZnO₂
• Al₂O₃ — Al(OH)₂ ↔ H₃AlO₃
• GeO₂ — Ge(OH)₄ ↔ H₄GeO₄

1. В нейтральной среде не растворяются и не диссоциируют на ионы. Способны разлагаться в кислотах и щелочах.

2. При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода.

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

3. В результате реакции со щелочами образуются те же соединения, что и в предыдущей реакции.

Zn(OH)₂ + 2NaOH =Na₂[Zn(OH)₄]_{комплексная соль}

4. Способны взаимодействовать с основными оксидами

2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O

5. Так же как и щелочи взаимодействуют с солями.

2Al(OH)₃ + Na₂CO₃ = 2NaAlO₂ + CO₂ + 3H₂O

Характерные химические свойства кислот

Кислоты – это химические соединения, содержащие в себе положительный атом водорода (катион H+) и кислотный остаток (анион A-). Является сложным веществом.

Общая характеристика

В первую очередь кислоты различают по растворимости. Есть нерастворимые, растворимые и полурастворимые кислоты. Эти различия прописаны в таблице растворимости, так что наизусть запоминать не требуется.

Классификация:

• Кислоты различают по составу на кислородсодержащие и бескислородные. Примеры кислот приведены ниже в таблице.

Бескислородные кислоты – это растворы галогеноводородов, атомы которых в растворе связаны полярной ковалентной связью. Название кислоты складывается из названия кислотного остатка в первую очередь, а дальше называется катион (водород). Так с хлором и водородом образуется хлороводородная кислота, а с серой – сероводородная.

Кислородосодержащие кислоты, или оксокислоты называют за счёт наличия в них кислорода. Общего принципа построения названия этих кислот нет, так что их названия необходимо запоминать на память.

• Кислоты различают по количеству атомов водорода на одноосновные (один атом водорода), двухосновные (два атома водорода), трёхосновные (три атома водорода).

• Кислоты разделяют на сильные и слабые. К сильным относят галогенводородные и высшие кислородсодержащие кислоты, они растворимы. К слабым относят неустойчивые и нерастворимые в воде кислоты. Чтобы определить силу кислоты, существует правило: из числа атомов кислорода вычесть число атомов водорода, если получаемое число 2 или 3 – кислота сильная, если 1 или 0 – кислота слабая.

Физические свойства

Кислоты, в зависимости от условий, могут быть в трёх агрегатных состояниях: в жидком, твёрдом и газообразном состоянии. Кислоты могут обладать цветом и запахом.

Химические свойства

Изменение цвета индикаторов

Кислота в водной среде способна изменить цвет разных индикаторов. Кислоты окрашивают в красных цвет лакмус, метилоранж и универсальный индикатор. Фенолфталеин не окрашивается.

Классификация солей

(III) Приставка «ди» используется, если в молекуле основной соли с одним атомом Me связаны с гидроксильными группами.

1. Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода на металл.

Название средней соли = название Ac + название Me + валентность Me

o NaCl – хлорид натрия

o Fe(NO₃)₂ - нитрат железа (II)

2. Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода на Me.

Название кислой соли = «Гидро» или «Дигидро» + название Ac + название Me + валентность Me

o NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия

o KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия

3. Основные соли – это соли, которые кроме ионов Me и Ac содержат гидроксогруппы.

Название основной соли = «Гидроксо-» или «Дигидроксо-» + название Ac + название Me + валентность Me

o CaOHCl – гидроксохлорид кальция

o Ca(OH)₂SO₄ – гидроксосульфат кальция

o Fe(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат железа

4. Комплексные соли – соли, содержащие комплексный ион.

o [Ag(NH₃)₂]Сl – хлорид диаммин серебра (I)

o [Cu(NH₃)₄]SO₄ – сульфат тетрааммин меди (II)

o K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия

Химические свойства солей

I. Средние соли

1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и анионы Ac.

К примеру, хлорид калия в водном растворе распадается на катионы калия и анионы хлора.

KCl ↔ K^— + Cl^—

2. Соли могут взаимодействовать с металлами, при этом каждый Me, стоящий левее в ряду напряжений Me, способен вытеснять Me, стоящие правее, из их солей.

Щелочные и щелочноземельные металлы с солями реагировать не будут, так как вступают в реакцию с водой.

Например, при взаимодействии сульфата меди с железом, происходит замещение меди железом, так как железо более активный металл, чем медь и находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода.

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

При взаимодействии сульфида железа с цинком происходит тот же процесс, но в данной реакции более активным металлом является цинк. Цинк вытесняет железо из соединения, в результате происходит образование чистого железа.

FeS + Zn → ZnS + Fe↓

3. Реакция растворов солей с растворами щелочей возможна в том случае, когда образующиеся основание или соль выпадают в осадок.

Взаимодействие хлорида железа (III) с раствором гидроксида калия является качественной реакцией на ионы Fe³⁺. Продуктом реакции будет гидроксид железа (III), который представляет собой бурый осадок с амфотерными свойствами.

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой кислоты или нерастворимой соли.

В представленной ниже реакции осуществляется взаимодействие между хлоридом бария и серной кислотой. Продуктами реакции являются нерастворимая соль и сильная кислота. Данная реакция является качественной на сульфаты, так как образуется сульфат бария – осадок белого цвета.

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

5. Для солей характерно взаимодействие между собой. В этом случае одним из продуктов реакции должна быть нерастворимая соль.

Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия сопровождается выпадением осадка белого цвета – хлорида серебра. Эта реакция является качественной на хлорид-ионы.

AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

6. При нагревании разлагаются соли слабых кислот, соли аммония, а также образованные сильными окислителями или восстановителями.

o Все карбонаты при термическом разложении распадаются на основный оксид и углекислый газ.

o При разложении нитратов следует учитывать следующие условия:

§ Если металл находится в ряду напряжений левее магния, то в результате реакции образуется нитрит и кислород. Реакция протекает по следующей схеме:

§ Если металл расположен в электрохимическом ряду напряжений между магнием и медью, при этом будет происходить образование оксида металла, диоксида азота и кислорода.

§ Если металл находится в ряду напряжений металлов правее меди, при этом наблюдается образование металла, оксида азота (IV) и кислорода.

o Разложение солей аммония также может протекать по-разному. Во многом это зависит от того, каким кислотным остатком она образована.

§ Если в состав соли аммония входит кислотный остаток летучей кислоты, то в результате будет образовываться аммиак и летучая кислота.

§ Если соль аммония образована нелетучей кислотой, то продуктами реакции будет аммиак и кислая соль.

§ Если кислотный остаток соли проявляет окислительные свойства, то в результате разложения образуется молекулярный азот или оксид азота (I).

II. Кислые соли

1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и сложный анион Ac. Диссоциация протекает в две стадии. Первая стадия всегда необратима, по второй стадии протекает обратимая диссоциация.

KHSO₄ → K^— + HSO₄^—
HSO₄^— ↔ H⁺ + SO₄^2—

2. Кислые соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими левее водорода. Не стоит в таких реакциях использовать щелочные металлы, так как они прежде всего реагируют с водой. Реакция щелочных металлов с водой протекает бурно с выделением большого количества энергии, при таких условиях может произойти взрыв.

В результате данной реакции образуется средняя соль и водород. Гидросульфат калия при взаимодействии с магнием образует в качестве продуктов реакции молекулярный водород, сульфаты магния и калия.

2KHSO₄ + Mg → H₂↑ + MgSO₄ + K₂SO₄

3. При взаимодействии кислой соли с раствором щелочи образуется средняя соль и вода. Гидрокарбонат натрия способен вступать в реакцию с раствором щелочи, продуктами реакции будут сульфит натрия и вода.

NaHCO₃ + NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой или летучей кислоты. Этот процесс можно рассмотреть на примере реакции гидросульфида калия с серной кислотой. Продуктами реакции является летучая кислота – сероводородная, а также сульфат калия.

2KHS + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂S

5. Для кислых солей характерно взаимодействие со средними солями. Однако, при такой реакции должны образоваться вода, газ или осадок. В противном случае взаимодействие происходить не будет. Очень хорошо это просматривается на примере взаимодействия гидросульфата калия и хлорида бария. Продуктами реакции будут сульфат бария – осадок белого цвета, сульфат калия и хлороводородная кислота.

2KHSO₄ + BaSO₄↓ + K₂SO₄ + 2HCl

6. При нагревании некоторые соли разлагаются. Ярким примером может служить разложение гидрокарбонатов. В результате реакции образуется вода, углекислый газ и карбонат натрия.

Реакции разложения гидрокарбонатов кальция и магния являются причиной образования накипи в водонагревательных приборах.

III. Основные соли

1. Способны в водных растворах разлагаться на сложные катионы и анионы Ac. Диссоциация проходит в несколько ступеней, причем по первой ступени разложение проходит необратимо. Все последующие ступени протекают обратимо.

Al(OH)₂CH₃COO → Al(OH)₂⁺ + CH₃COO^—
Al(OH)²⁺ ↔ AlOH²⁺ + OH^—
Al(OH)²⁺ ↔ Al³⁺ + OH^—

2. Основные соли могут взаимодействовать с растворами щелочей с образованием нерастворимого основания и кислой соли. Гидроксонитрат железа (III) и раствор едкого калия при взаимодействии друг с другом образуют нитрат калия и гидрокисд железа (II) – осадок белого цвета.

Fe(OH)NO₃ + KOH → Fe(OH)₂↓ + KNO₃

3. При взаимодействии основной соли с кислотой, образуется средняя соль и вода. Взаимодействие гидроксохлорида меди (II) и соляной кислоты протекает с образованием хлорида меди (II) и воды.

CuOHCl + HCl → CuCl₂ + H₂O

4. Характерно термическое разложение основных солей. При разложении дигидроксокарбоната меди (II) образуется оксид меди (II), углекислый газ и вода.

IV. Комплексные соли

1. Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы, то есть как сильные электролиты (первичная диссоциация).

K₄[Fe(CN)₆] → 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4—

Комплексные ионы, в свою очередь, диссоциируют как слабые электролиты, многоступенчато и обратимо. Это - вторичная диссоциация комплексных ионов.

[Fe(CN)₆]^3— ⟷ [Fe(CN)₅]^2— + CN^—
[Fe(CN)₅]^2— ⟷ [Fe(CN)₄]^— + CN^—
[Fe(CN)₄]^— ⟷ [Fe(CN)₃] + CN^—
[Fe(CN)₃] ⟷ [Fe(CN)₂]⁺ + CN^—
[Fe(CN)₂]⁺ ⟷ [Fe(CN)₂]²⁺ + CN^—
[Fe(CN)]²⁺ ⟷ Fe³⁺ + CN^—

Данную многоступенчатую диссоциацию можно выразить суммарно в виде следующего уравнения:

[Fe(CN)₆]^3— ⟷ Fe³⁺ + 6CN^—

2. Комплексные соли способны вступать в реакции обмена со средними солями. В результате такой реакции образуется две другие соли – комплексная и средняя.

FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl

Данная реакция является качественной реакции на ионы Fe³⁺. Нерастворимое соединение, образовавшееся в результате реакции, обладает ультрамариновым цветом и получило название «берлинской лазури» или гексацианоферрат(II) железа(III)-калия.

3. При нагревании комплексных солей происходит их разложение.

Тетрагидроксоалюминат натрия распадается на алюминат натрия и воду.

Na[Al(OH)₄] → NaAlO₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии комплексной соли со средней, происходит разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений.

2[Cu(NH₃)₂]Cl + K₂S → CuS↓ + 2KCl + 4NH₃↑

Электролитическая диссоциация (ЭД) электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

Механизм ЭД

Когда химические соединения растворяются в воде молекулы H₂O, будучи биполярными, начинают ориентироваться вокруг ионов растворяемого вещества: полюс (+) молекулы воды притягивается к отрицательному иону соединения и наоборот.

Межмолекулярные связи этого реагента ослабевают, оно разрушается, ионы перемещаются в раствор. Там ионы связываются с молекулами H₂O и становятся гидратированными. Это наглядно видно на примере ионизации NaCl.

Схема электролитической диссоциации хлорида натрия на гидратированные ионы

Реакции ионного обмена

Согласно ТЭД взаимодействия в электролитных растворах есть реакции между ионами и получили название реакций ионного обмена (РИО). А уравнения, которые их описывают, - ионные уравнения.

РИО между сильными электролитами необратимы. Их продукты выходят из реакции или в виде нерастворимого осадка, или газообразными, или малодиссоциирующими электролитами. Такое условие необратимости ионообменных реакций сформулировано в 1803 г. французским химиком Бертолле.

Реакции в электролитах письменно оформляются в 3 видах: сначала в молекулярной форме, затем в полной ионной и сокращенной ионной.

Значение электролитов

Без них невозможно существование живых организмов, в том числе человека. Все биохимические и физиологические процессы проходят при их непосредственном участии: транспортировка кислорода в крови, регулирование водно-солевого баланса, работа кишечника и сердца.

В технике электролиты участвуют в таких процессах как электролиз, электрокатализ, защита металлов от коррозии. В энергетике создаются новые топливные элементы, солнечные батареи, электрохимические преобразователи информации.

Реакции ионного обмена

Примеры РИО с выделением газа и выпадением осадка

1. Пример ионнообменной реакции с выделением углекислого газа и воды (реагенты соль и кислота):

o Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O - уравнение в молекулярной форме;

o 2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- = 2Na⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O – уравнение в полной ионно-молекулярной форме;

o CO₃^2- + 2H⁺ = CO₂↑ + H₂O – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме.

2. Пример ионообменной реакции с образованием нерастворимого сернокислого свинца:

o Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ = PbSO₄ + 2KNO₃ – уравнение в молекулярной форме;

o Pb²⁺ + 2NO₃^- + 2K⁺ + SO₄^2- = PbSO₄↓ + 2K⁺ + 2NO₃^- - уравнение в полной ионно-молекулярной форме;

o Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄↓ – уравнение в сокращённой ионно-молекулярной форме.

Применение РИО

Во многих отраслях индустрии, сельском хозяйстве, в решении проблем экологии используются реакции ионного обмена. Несколько примеров применения РИО.

• Для обессоливания (деминерализации) воды с помощью катионитных и анионитных колонок. Катиониты поглощают ионы Ca²⁺, Mg²⁺, заменяя их на ионы H⁺. На анионите группа OH^- заменяется анионами Cl^-. В итоге получается почти дистиллированная вода.

• Для опреснения воды в космических кораблях и морских судах.

Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Первое знакомство с основаниями состоялось при изучении взаимодействия воды с активными металлами и с оксидами активных металлов. В состав оснований входит одновалентная группа атомов OH (гидроксогруппа). Следовательно, основаниям можно дать следующее определение:

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или нескольким группами атомов OH.

Общая формула оснований выглядит следующим образом: Ме (ОН)_x, где Ме – металл; x – индекс.

Номенклатура оснований

Название оснований включает в себя слово «гидроксид», названия металла и его валентности. Более того, для элементов с постоянной валентностью она не указывается.

Название основания = «Гидрооксид» + название Me + валентность (в скобках)

Классификация оснований

Все основания можно классифицировать по различным признакам. Рассмотрим это в нижеприведенной таблице.

Из таблицы мы видим, что наблюдается большое различие по некоторым признакам. В зависимости от этого, различные группы оснований, обладают не схожими химическими свойствами.

Познавательные статьи:



Алгоритмические операторы Matlab

Конструирование и порядок расчёта дорожной одежды

Исследования учёных: почему помогают молитвы?

Почему терпят неудачу многие предприниматели?