6.2. Способы получения гидроксидов

1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑

раствор

2. Для получения щелочей используют электролиз водных растворов хлоридов щелочных или щелочноземельных металлов, например:

электролиз

2 NaCl + 2H₂О H₂↑ + 2NaOH + Cl₂↑

раствор

3. Растворение оксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

оксид гидроксид

кальция кальция

(«негашеная известь») («гашеная известь)

4. Ионно-обменные реакции протекают между растворами электролитов в направлении образования осадков, газов или слабых электролитов. Они могут быть использованы для получения растворимых щелочей, если один из продуктов плохо растворим. Например:

Li₂SO₄ + Ba(OH)₂ → BaSO₄↓ + 2LiOH

раствор раствор осадок раствор

Общим способом получения нерастворимых гидроксидов является их осаждение из растворов солей действием щелочей. Исключение составляют не устойчивые при комнатной температуре гидроксиды Ag⁺, Cu⁺, Hg⁺, Au⁺.

В общем виде реакция может быть описана уравнением

MeCl_n + nNaOH → Me(OH)_n↓ + nNaCl (молекулярное уравнение)

Соли и щелочи – сильные электролиты, в растворе полностью диссоциируют на ионы. Уравнение реакции в ионном виде:

Meⁿ⁺ + nCl^- + nNa⁺ + nOH^– → Me(OH)_n↓+ nNa⁺ + nCl^– (полное ионное уравнение)

Исключив «неизменившиеся ионы» получим краткое ионное уравнение:

Meⁿ⁺ + nOH^– → Me(OH)_n↓ (краткое ионное уравнение)

Для осаждения амфотерных гидроксидов применяют растворы слабых оснований, например:

AlCl₃ + 3NH₄OH → Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Al³⁺ + 3Cl^– + 3NH₄OH → Al(OH)₃↓ + 3NH₄³⁺ + 3Cl^–

Al³⁺ + 3NH₄OH → Al(OH)₃↓ + 3NH₄⁺

Растворы подразделяют на три группы:

• ненасыщенные;

• насыщенные;

• перенасыщенные.

Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворяемого вещества. Гетерогенное равновесие «осадок насыщенный раствор»

характеризует константа равновесия.

Если малорастворимый электролит диссоциирует по уравнению

A_mB_n mAⁿ⁺ + nB^m-, то выражение для константы равновесия – произведения растворимости ( ) – будет иметь вид:

К_равн. = = [Aⁿ⁺]^m·[B^m-]ⁿ,

где [Aⁿ⁺], [B^m-] – молярные концентрации ионов Aⁿ⁺ и B^m- соответственно, в насыщенном растворе.

Например, для равновесия:

Al(OH)₃↓ Al³⁺ + 3OH^-

В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций ионов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости и обозначается символом ПР (табл.2 приложения).

Зная произведение растворимости (ПР), можно вычислить растворимость вещества при данных условиях, т.е. концентрацию насыщенного раствора в [моль/л] и в [г/л].

Растворение дополнительного количества вещества возможно в ненасыщенном растворе, так как его концентрация меньше, чем в насыщенном. Из перенасыщенного раствора осадок образуется, так как его концентрация больше, чем в насыщенном.

Отсюда вытекают два следствия.

1. Условие растворения осадка. Произведение концентраций ( ) ионов, возведенных в степени равные стехиометричным коэффициентам, должно быть меньше величины произведения растворимости:

= [Aⁿ⁺]^m[B^m-]ⁿ < ,

где [Aⁿ⁺], [B^m-] – молярные концентрации ионов в ненасыщенном растворе, соответственно Aⁿ⁺ и B^m-.

2. Условие осаждения осадка. Произведение концентраций (ПК_AnBm) ионов, возведенных в степени, равные стехиометричным коэффициентам, должно быть больше величины произведения растворимости:

= [Aⁿ⁺]^m[B^m-]ⁿ > ,

где [Aⁿ⁺], [B^m-] – молярные концентрации ионов в перенасыщенном растворе, соответственно Aⁿ⁺ и B^m-.

Таким образом, осадки гидроксидов Me(OH)_n образуются, если выполняется соотношение

ПК_Me(OH)n = [Meⁿ⁺][OH^-]ⁿ > ПР_Me(OH)n,

где [Meⁿ⁺] и [OH^-] – молярные концентрации ионов в растворе, соответственно Meⁿ⁺ и OH^-.