Химические свойства гидроксидов

1. Основные гидроксиды (основания)

а) основный гидроксид + кислота = соль + Н₂О

Fе(ОН)₃ + 3 НС1 = FеС1₃ + 3 Н₂О.

б) основный гидроксид + кислотный оксид = соль + Н₂О

Са(ОН)₂ + SO₃ = CaSO₄ + Н₂О.

в) основный гидроксид + соль = основный гидроксид + соль

2 NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄

г) основный гидроксид + основный оксид ≠

NaOH + CuO ≠

д) основный гидроксид + основный гидроксид ≠

Са(ОН)₂ + NaOH ≠

е) нерастворимые в воде гидроксиды разлагаются при нагревании

Сu(ОН)₂ СuО + Н₂О.

2.Амфотерные гидроксиды

Многие малорастворимые в воде гидроксиды проявляют двойственный химический характер (амфотерность), т.е. в кислой среде реагируют как основания, а в щелочной – как кислоты. Объясняют это тем, что эти молекулы способны диссоциировать по двум направлениям – по типу кислоты и по типу основания. Так, молекулы Zn(ОН)₂ способны диссоциировать и как основание, и как кислота.

I

ZnOH⁺ + OH^–

Z

II

n(OH)₂

H⁺ + HZnO₂^–

В присутствии кислоты, т.е. избытка ионов Н⁺ диссоциация по направлению I не идет, а идет по направлению II, в присутствии щелочи, т.е. избытка ионов ОН^– подавляется диссоциация по направлению II и диссоциация на ионы идет по направлению I.

То, что происходит при добавлении кислоты или щелочи к амфотерному гидроксиду, выражается следующими схемами:

Z

I

n(OH)₂ + 2 НСl = ZnСl₂ + 2 Н₂О,

Zn(OH)₂ + 2 Н⁺ = Zn²⁺ + 2 Н₂О,

Z

II

n(OН)₂ + 2 NaОН = Na₂[Zn(OH)₄],

Zn(OН)₂ + 2 ОН^– = [Zn(OH)₄]^2–,

или

Zn(OН)₂ + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + 2 H₂O,

Zn(OН)₂ + 2 ОН^–= ZnO₂^2– + 2 H₂O.

К амфотерным гидроксидам относятся:

Zn(ОН)₂, Ве(ОН)₂, Аl(ОН)₃, Сr(ОН)₃, Fe(OH)₃, V(OH)₃, Pb(OH)₂, Pb(OH)₄, Sn(OH)₂, Sn(OH)₄, Mn(OH)₄ и др.

В последнее время исследование растворения амфотерных гидроксидов в щелочах привело к объяснению амфотерности образованием гидроксо-комплексов:

Zn²⁺ + 4 ОН^– → [Zn(ОН)₄]^2–;

Al³⁺ + 4 OH^– → [Al(ОН)₄]^–;

A1³⁺ + 6 ОН^– → [Al(ОН)₆]^3–;

Sn⁴⁺ + 6 ОН^– → [Sn(ОН)₆]^2–;

Be²⁺ + 4 ОН^– → [Be(ОН)₄]^2–.

Если амфотерные оксиды или гидроксиды сплавляются со щелочами или карбонатами, то в этих случаях образуются соли простых кислот. Например:

Аl₂О₃ + 2 NaOH → 2 NаАlO₂ + H₂O.

мeтаалюминат натрия

Кислоты

Кислотами называют соединения, образующее при электролитической диссоциации в водном растворе из положительных ионов водорода (Н⁺) и кислотного остатка.

HCl → Н⁺ + Cl^‾, HNO₃ → Н⁺ + NO₃^‾, H₂S → 2Н⁺ + S^2–, H₂SO₄ → 2Н⁺ + SO₄^2–, H₃PO₄ → 3Н⁺ + PO₄^3–, H₄SiO₄ → 4Н⁺ + SiO₄^4–

Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов H в молекуле кислоты.

Hn(кислотный остаток) → nH+ + (кислотный остаток)n–

По наличию кислорода различают: бескислородные (HCl, H₂S, HSN), кислородсодержащие (HNO₃, H₃PO₄).

По основности, т.е. по числу атомов Н различают: одноосновные, содержащие один атом H (HCl, HNO₃), и многоосновные, содержащие 2 и более атомов Н (H₂S, H₂SO₄).

По силе кислоты делятся на сильные, средние и слабые. Сила кислоты определяется константой или степенью электролитической диссоциации.

Сильные кислоты: HClO₄, HMnO₄, HCl, HBr, HI, НNО₃, H₂SО₄,.H₂SeO₄.

Слабые кислоты: остальные кислоты.

Носителем кислых свойств является гидратированный ион водорода (Н⁺·Н₂О), а точнее катион гидроксония (Н₃О⁺). Кислоты характеризуются кислым вкусом и способностью изменять фиолетовый цвет лакмуса на красный.

Номенклатура

1) Названия бескислородной кислоты складывается из названия кислотообразующего элемента соединительной гласной «о» и словом «водородная».

2) Название кислородсодержащей кислоты из названия кислотообразующего элемента с добавлением суффиксов -н- , -ов- , -ёв- , если его степень окисления высшая и суффикса -ист- , если его степень окисления низшая.

3) Если кислотообразующий элемент в одинаковой степени окисления дает две кислоты, то кислоту называют мета- , а с тремя и более – орто-.

Примеры названия некоторых кислот:

H O – хлорноватистая, ClO^– – гипохлорит-ион;

H O₂ – хлористая, ClO₂^– – хлорит-ион;

H O₃ – хлорноватая, ClO₃^– – хлорат-ион;

H O₄ – хлорная, ClO₄^– – перхлорат-ион;

HСl – соляная, Cl^– – хлорид-ион;

HBr – бромоводородная, Br^– – бромид-ион;

HF – плавиковая, F^– – фторид-ион;

HNO₂ – азотистая, NO₂^– – нитрит-ион;

HNO₃ – азотная, NO₃^– – нитрат-ион;

Н₂S – сероводородная, S^2– – сульфид-ион;

H₂ O₃ – сернистая, SO₃^2– – сульфит-ион;

H₂ O₄ – серная, SO₄^2– – сульфат-ион;

H₂СO₃ – угольная, СO₃^2– – карбонат-ион;

HPO₃ – метафосфорная, PO₃^– – метафосфат-ион;

H₃PO₄ – ортофосфорная, PO₄^3– – ортофосфат-ион;

CH₃COOH – уксусная, CH₃COO^– ацетат-ион.

СОЛИ

Соли делятся на следующие типы: средние, кислые, основные. Средняя соль или нормальная – сильный или слабый электролит, который при электролитической диссоциации образует положительные ионы основного остатка и отрицательные ионы кислотного остатка (в молекуле отсутствует водород).

NaCl → Na⁺ + Cl^–, K₂S → 2К⁺ + S^2–, CaCO₃ → Ca²⁺ + CO₃^2–, Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3–, K₄SiO₄ → 4К⁺ + SiO₄^4–

Среднюю соль принято определять как продукт полной нейтрализации кислоты щелочью.

соль = m(основный остаток)n+ + n(кислотный остаток)m–

Номенклатура

1) Название соли бескислородной кислоты складывается из названия кислотообразующего элемента с добавлением суффиксов -ид , с указанием степени окисления металла, если она переменная.

NaCl – хлорид натрия,

FeS – сульфид железа (II).

2) Название соли кислородсодержащей кислоты складывается из названия кислотообразующего элемента с добавлением суффиксов -ат (если его степень окисления высшая) и -ит (если его степень окисления низшая) с указанием степени окисления металла, если она переменная.

FeSО₄ – сульфат железа (II)

Fe₂(SO₃)₃ – сульфит железа (III)

KNO₃ – нитрат калия

Na₃PO₄ – ортофосфат натрия

NaPO₃ – метафосфат натрия

H O₄ → KClO₄ – перхлорат калия

H O₃→ KClO₃ – хлорат калия

H O₂→ KClO₂ – хлорит калия

H O→ KClO – гипохлорит калия