Гидроксиды

Гидроксиды- это сложные вещества общей формулы Э_хO_у∙ nH₂O, то есть продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. Гидроксиды по своему характеру могут быть разделены на 3 группы: основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные основания.

Основания

Общая формула Me(OH)n (n<= 4), где Me- катион металла в степени окисления +n. Исключение – гидроксид аммония NH₄OH, не содержащий атомов металла. Основания - это соединения, при диссоциации которых в растворе существует один вид анионов ( отрицательно заряженные ионы) – гидроксид-ионы ОН^- ( более строгое определение: основания – это соединения, присоединяющие протон (Н⁺) или являющиеся акцепторами протонов Н⁺).

Растворимыми в воде основаниями или щелочами являются гидроксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных): LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Перечисленные основания являются сильными электролитами. Все остальные гидроксиды металлов являются малорастворимыми или практически нерастворимыми и одновременно слабыми электролитами. Следует запомнить, что растворимое в воде основание NH₄OH (раствор газообразного аммиака NH₃ в воде) является слабым. Основания AgOH и Hg(OH)₂ самопроизвольно разлагаются в растворах на оксид и воду.

По количеству гидроксид-ионов или – ОН^- -групп все основания можно разделить на однокислотные (содержат одну ОН^- -группу) и многокислотные (содержат более одного гидроксид-иона). В названии основания по систематической международной номенклатуре на первое место ставят название элемента, образующего основание, за которым следует слово «гидроксид», с соответствующей количественной приставкой, при необходимости, например:

Mg(OH)₂ – магний дигидроксид,

Cr(OH)₃ – хром тригидроксид

NaOH – натрий гидроксид

Полусистематическая международная номенклатура на первое место ставит слово «гидроксид», за которым следует название элемента в соответствующем падеже и указание степени окисления элемента (римскими цифрами в круглых скобках), например, NaOH – гидроксид натрия, Cr(OH)₃ - гидроксид хрома(III). Устаревшая русская номенклатура оперирует словом «гидроокись» с соответствующими количественными приставками, указывающими количество гидроксид-ионов в основании – NaOH – гидроокись натрия (старое техническое название – едкий натр).

ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВАНИЙ

1.Взаимодействие активных металлов с водой:

2 К + H₂O = 2 КOH + H₂

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

Na₂O + H₂O = 2 NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ (при нагревании)

3.Слабые основания ( гидроксиды большинства металлов) можно получить при взаимодействии солей со щелочами:

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂  + Na₂SO₄

BeCl₂ + 2 KOH = Be(OH)₂  + 2 KCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ

1.Взаимодействие с кислотами и оксидами, проявляющими кислотные свойства:

Сa(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

+H₂O

H₂CO₃

Be(OH)₂ + 2 HNO₃ = Be(NO₃)₂ + 2 H₂O

2 NaOH + SnO = Na₂SnO₂ + H₂O или Na₂[Sn(OH)₄]

амф.(кислот.cв- ва)

+ H₂O

H₂SnO₂

2.Растворы оснований имеют щелочную среду ( pH> 7 ) и изменяют окраску индикаторов :

фенолфталеин - с бесцветного на малиновый

лакмус - с фиолетового на синий

метиловый оранжевый - с оранжевого на желтый

3.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимый продукт (соль или основание) - одно из условий протекания реакции до конца:

CuCl₂ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ + 2 NaCl

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄  + 2 NaOH

4.Нерастворимые в воде гидроксиды и NH₄OH разлагаются при нагревании:

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O

2 Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3 H₂O

NH₄OH = NH₃ + H₂O

Амфотерные гидроксиды (основания), как оксиды, проявляют основные и кислотные свойства в зависимости от того, с чем реагируют (получение и общие свойства амфотерных оснований рассмотрены выше). В данном разделе обратим внимание на понятие «амфотерность» и особые свойства амфотерных гидроксидов.

Доказательством их амфотерности являются, например, следующие две реакции:

Zn(OH)₂↓ + 2 HCl =ZnCl₂ + 2 H₂O (1)

(осн. св-ва)

Zn(OH)₂↓ +2 NaOH = Na₂ZnO₂ +2 H₂0 (2)

(кислотн. св-ва)

Поскольку целью данного пособия является максимальная обучающая функция, сделаем пояснения для реакции (2): для правильной записи соли в уравнении 2 можно рекомендовать два способа: а)используем формулу оксида для вывода формулы кислоты: ZnO

+ H₂O

H₂ZnO₂ - кислотный остаток этой кислоты ( ZnO₂^2- ) входит в состав соли.

б) определяем формулу кислоты, которая соответствует данному амфотерному основанию, записывая те же атомы в виде кислоты Zn(OH)₂  H₂ZnO₂.

Некоторым амфотерным оксидам соответствуют две кислоты – мета и ортокислота. Например, оксиду Al и оксиду Cr(III) соответствуют следующие кислоты: HAlO₂ - метаалюминиевая

( соответствует варианту а) и ортоалюминиевая (вариант б) - H₃AlO₃  Al(OH)₃. По варианту (б) получим соль Na₃AlO₃ – ортоалюминат натрия, а по варианту (а) - NaAlO₂ – метаалюминат натрия. Чаще всего в безводной щелочной среде образуются соли метакислот (NaAlO₂):

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O

Na₃AlO₃

Аналогично для хрома (III):

+H₂O + H₂O

Cr₂O₃ -------------------- HСrO₂ ------------------ H₃CrO₃

метахромистая к-та ортохромистая к-та

(ст.ок. Cr < max (+6) – см. правила по составлению названий кислот в таблице 1)

CrO₂^- - метахромит-ион CrO₃^3- - ортохромит-ион

+6

( сравним: CrO₃  H₂CrO₄ - хромовая кислота, соли хроматы ).

Чтобы понять сущность амфотерности представим равновесие, которое существует в растворе амфотерного гидроксида, например, Zn(OH)₂,:

Zn²⁺ + 2 OH^-  Zn(OH)₂  2 H⁺ + ZnO₂^2- ( 1 )

кислая среда H₂ZnO₂ щелочная среда

Более строго равновесие в растворе следует записать в виде:

Zn²⁺ + 2 OH^-  Zn(OH)₂  2 H⁺ +  Zn(OH)₄ ^2- ( 2 )

комплексный анион

кислая среда щелочная среда

Следует отметить, что для амфотерных гидроксидов в кислых средах (при добавлении кислоты) равновесие процессов (1 и 2) смещается в сторону диссоциации по типу основания, а в щелочной среде – в сторону образования гидроксокомплексов, т.е. происходит диссоциация по типу кислоты.

Запись в форме (1) более справедлива для реакций в расплавах, в случае щелочных растворов все амфотерные гидроксиды склонны к образованию гидроксокомплексов, в частности, вида  Эⁿ⁺(OH)_2n  ^n-. Записывая эти комплексы, можно, в первом приближении, пользоваться следующим правилом: КЧ (Э) = 2 ст.ок., т.е. КЧ = 2n; КЧ – координационное число металла, образующего комплекс (комплексообразователя); КЧ в таких комплексах, как правило, равно числу ионов или молекул, связанных с комплексообразователем. Приведем примеры:

 Zn²⁺(OH)₄ ^2- - тетрагидроксоцинкат-ион

 Al³⁺(OH)₆ ^3- - гексагидроксоалюминат-ион или [Al(OH)₄(H₂O)₂] ^- ( КЧ для алюминия равно в обоих случаях 6) , обычно молекулы воды не записывают и гидроксокомплекс имеет вид: [Al(OH)₄]^-).

Тогда, учитывая выше сказанное, доказательство амфотерности оксидов и гидроксидов записываем в виде следующих пар уравнений (желательно использовать сильные кислоты и щелочи):

Докажем амфотерность гидроксида свинца (II):

1) Pb(OH)₂ + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O

основные св-ва

2) Pb(OH)₂ + 2 NaOH = NaPbO₂ или в растворе - Na₂[Pb(OH)₄]

кислотные св-ва

В случае оксида реакция (2) имеет вид:

PbO + 2 NaOH + (H₂O) = Na₂PbO₂ (или Na₂[Pb(OH)₄])

Для гидроксида алюминия можно записать следующие реакции:

1) Al(OH)₃ + 3 HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3 H₂O

2) Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ (Na₃AlO₃) или в растворе Na[Al(OH)₄] ,

( Na₃ [Al(OH)₆)])

Как следует из рассмотренного материала в случае алюминия, хрома и некоторых других металлов, можно встретить, например, формулы NaAlO₂,Na₃AlO₃,Na[Al(OH)₄] ,Na₃[Al(OH)₆]. Следует иметь в виду, что состав комплексного аниона зависит от степени гидратации этих соединений и количества щелочи, участвующей в их образовании. Разные гидратные формы соединений находятся в растворе в равновесии, причем по мере увеличения концентрации щелочи равновесие смещается в сторону менее гидратированных форм соединений. Например, в разбавленных растворах алюминатов щелочных металлов присутствуют ионы [Al(OH)₄]^-(фактически [Al(OH)₄(H₂O)₂]^-. В более концентрированных растворах щелочи – ионы [Al(OH)₆]^3-, а в безводном состоянии алюминаты содержат ионAlO₂^-илиAlO₃^3-, то есть:

Al(OH)₃+NaOH=Na[Al(OH)₄](тетрагидроксоалюминат натрия)

В избытке щелочи:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆].

В безводном растворе щелочи:

Al(OH)₃+NaOH=NaAlO₂+H₂O

Подводя итог, следует отметить, что, строго говоря, понятие «амфотерность» можно связать со способностью вещества в определенных условиях присоединять или отдавать протон Н⁺ (см. определение оснований и кислот) и тогда количество амфотерных соединений существенно возрастает. Однако поскольку металлы являются основным конструкционным материалом, то амфотерность их оксидов и гидроксидов существенно влияет на коррозионную устойчивость металлов в кислой и щелочной среде.