Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

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 .

Нерастворимое основание: гидроксид меди

Основания - называют электролиты, в растворах которых отсутствуют анионы, кроме гидроксид-ионов (анионы - это ионы, которые имеют отрицательный заряд, в данном случае - это ионы OH -). Названия оснований состоят из трёх частей: слова гидроксид , к которому добавляют название металла (в родительном падеже). Например, гидроксид меди (Cu(OH) 2). Для некоторых оснований могут используются старые названия, например гидроксид натрия (NaOH) - натриевая щелочь .

Едкий натр , гидроксид натрия , натриевая щелочь , каустическая сода - всё это одно и тоже вещество, химическая формула которого NaOH. Безводный гидроксид натрия - это белое кристаллическое вещество. Раствор - прозрачная жидкость, на вид ничем не отличимая от воды. При использовании будьте осторожны! Едкий натр сильно обжигает кожу!

В основу классификации оснований положена их способность растворяться в воде. От растворимости в воде зависят некоторые свойства оснований. Так, основания , растворимые в воде, называют щелочью . К ним относятся гидроксиды натрия (NaOH), гидроксид калия (KOH), лития (LiOH), иногда к их числу прибавляют и гидроксид кальция (Ca(OH) 2)), хотя на самом деле - это малорастворимое вещество белого цвета (гашенная известь).

Получение оснований

Получение оснований и щелочей может производиться различными способами. Для получения щелочи можно использовать химическое взаимодействие металла с водой. Такие реакции протекают с очень большим выделением тепла, вплоть до воспламенения (воспламенение происходит по причине выделения водорода в процессе реакции).

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Но в промышленности эти методы не нашли практического значения, конечно кроме получения гидроксида кальция Ca(OH) 2 . Получение гидроксида натрия и гидроксида калия связано с использованием электрического тока. При электролизе водного раствора хлорида натрия или калия на катоде выделяются водород, а на аноде - хлор , при этом в растворе, где происходит электролиз, накапливается щелочь !

KCl + 2H 2 O →2KOH + H 2 + Cl 2 (эта реакция проходит при пропускании электрического тока через раствор).

Нерастворимые основания осаждают щелочами из растворов соответствующих солей.

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Свойства оснований

Щелочи устойчивы к нагреванию. Гидроксид натрия можно расплавить и расплав довести до кипения, при этом он разлагаться не будет. Щелочи легко вступают в реакцию с кислотами, в результате которого образуется соль и вода. Эта реакция ещё носит название - реакция нейтрализации

KOH + HCl → KCl + H 2 O

Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, в результате которой образуется соль и вода.

2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

Нерастворимые основания , в отличии от щелочей, термически не стойкие вещества. Некоторые из них, например, гидроксид меди , разлагаются при нагревании,

Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
другие - даже при комнатной температуре (например, гидроксид серебра - AgOH).

Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, реакция происходит лишь в том случае, если соль, которая образуется при реакции, растворяется в воде.

Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O

Щелочные металлы - такие металлы, которые при взаимодействии с водой образуют щелочь . К типичному представителю щелочных металлов относится натрий Na. Натрий легче воды, поэтому его химическая реакция с водой происходит на её поверхности. Активно растворяясь в воде, натрий вытесняет из неё водород, при этом образуя натриевую щелочь (или гидроксид натрия) - едкий натр NaOH. Реакция протекает следующим образом:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Подобным образом ведут себя все щелочные металлы. Если перед началом реакцией в воду добавить индикатор фенолфталеин, а затем опустить в воду кусочек натрия, то натрий будет скользить по воде, оставляя за собой ярко розовый след образовавшейся щелочи (щелочь окрашивает фенолфталеин в розовый цвет)

Гидроксид железа

Гидроксид железа является основанием. Железо, в зависимости от степени его окисления, образует два разных основания: гидроксид железа, где железо может иметь валентности (II) - Fe(OH) 2 и (III) - Fe(OH) 3 . Как и основания, образованные большинством металлов, оба основания железа не растворимы в воде.

Гидроксид железа (II) - белое студенистое вещество (осадок в растворе), которое обладает сильными восстановительными свойствами. К тому же, гидроксид железа (II) очень не стойкий. Если к раствору гидроксида железа (II) добавить немного щёлочи, то выпадет зелёный осадок, который достаточно быстро темнеет о превращается в бурый осадок железа (III).

Гидроксид железа (III) имеет амфотерные свойства, но кислотные свойства у него выражены значительно слабее. Получить гидроксид железа (III) можно в результате химической реакции обмена между солью железа и щёлочью. Например

Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe(OH) 3

Основания представляют собой сложные соединения, включающие два основных структурных компонента:

1. Гидроксогруппа (одна или несколько). Отсюда, кстати и второе название этих веществ - «гидроксиды».
2. Атом металла или ион аммония (NH4+).

Название оснований происходит из объединения наименований обоих его компонентов: например, гидроксид кальция, гидроксид меди, гидроксид серебра и т. д.

Единственным исключением из общего правила образования оснований следует считать когда гидроксогруппа присоединяется не к металлу, а к катиону аммония (NH4+). Это вещество образуется в том случае, когда происходит растворение в воде аммиака.

Если говорить о свойствах оснований, то сразу следует отметить, что валентность гидроксогруппы равна единице, соответственно, количество этих групп в молекуле будет напрямую зависеть от того, какой валентностью обладают вступающие в реакцию металлы. Примерами в данном случае могут служить формулы таких веществ, как NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Химические свойства оснований проявляются в их реакциях с кислотами, солями, другими основаниями, а также в их действии на индикаторы. В частности, щелочи можно определить, если воздействовать их раствором на определенный индикатор. В этом случае он заметно поменяет свою окраску: например, из белой станет синей, а фенолфталеин - малиновым.

Химические свойства оснований, проявляясь в их взаимодействии с кислотами, приводят к знаменитым реакциям нейтрализации. Суть такой реакции в том, что атомы металла, присоединяясь к кислотному остатку, образуют соль, а гидроксогруппа и ион водорода, соединяясь, превращаются в воду. Реакцией нейтрализации эта реакция называется потому, что после нее не остается ни щелочи, ни кислоты.

Характерные химические свойства оснований проявляются и в их реакции с солями. При этом стоит отметить, что с растворимыми солями в реакцию вступают только щелочи. Особенности строения этих веществ приводят к тому, что в результате реакции образуется новая соль и новое, чаще всего нерастворимое, основание.

Наконец, химические свойства оснований прекрасно проявляют себя во время термического воздействия на них - нагревания. Здесь, осуществляя те или иные опыты, стоит иметь в виду, что практически все основания, за исключением щелочей, при нагревании ведут себя крайне неустойчиво. Подавляющее их большинство почти мгновенно распадается на соответствующий оксид и воду. А если взять основания таких металлов, как серебро и ртуть, то в нормальных условиях они не могут быть получены, так как начинают распадаться уже при комнатной температуре.

1. Основание + кислота соль + вода

КОН + HCl
KCl + H 2 O.

2. Основание + кислотный оксид
соль + вода

2KOH + SO 2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль + вода

2NaOH (тв) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

NaOH (тв) + Al(OH) 3
NaAlO 2 + 2H 2 O.

Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO 4 + 2NaOH;

Ba(OH) 2 + NH 4 Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH

Ca(OH) 2
CaO + H 2 O;

NaOH ;

NH 4 OH
NH 3 + H 2 O.

2NaOH (тв) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2 .

КИСЛОТЫ

Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).

2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).

3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.

Например, HCl
H + + Cl - ;

H 2 SO 4
H + + HSO.

Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.

СН 3 СООН
СН 3 СОО - + Н + ;

1) H 2 S
HS - + H + , 2) HS -
H + + S 2- .

Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).

Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).

Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.

Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H - O - O O O O

Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота

Химические свойства кислот

HF + KOH
KF + H 2 O.

H 2 SO 4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.

Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота

H 2 SO 4 + BaCl 2
BaSO 4 +2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3
2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 .

Н 2 СО 3
Н 2 О + СО 2 .

H 2 SO 4(разб) + Fe
FeSO 4 + H 2 ;

HCl + Cu .

На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.

КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ

Металл в ряду напряжения до Н 2

+
соль металла + Н 2

в min степени

H 2 SO 4 концентриро-

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

/Mq/Zn

от условий

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

+

HNO 3 разбавленная

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

NH 3 (NH 4 NO 3)