Чому гідроксид. Основи (основні гідроксиди)

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,

основа кислотна сіль

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O,

основа кислота сіль

2NaOH + PbO = Na 2 PbO 2 + H 2 O,

основа амфотерна сіль

2NaOH + Pb(OH) 2 = Na 2 PbO 2 + 2H 2 O,

основа амфотерна сіль

гідроксид

2H 3 PO 4 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,

кислота основний сіль

H 2 SO 4 + SnO = SnSO 4 + H 2 O,

кислота амфотерна сіль

H 2 SO 4 + Sn(OH) 2 = SnSO 4 + 2H 2 O.

кислота амфотерна сіль

гідроксид

Амфотерні гідроксиди в реакціях із кислотами виявляють основні властивості:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

з лугами (підставами) – кислотні властивості:

H 3 AlO 3 + 3NaOH = Na 3 AlO 3 + 3H 2 O,

або H 3 AlO 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O.

    Підстави та кислоти реагують із солями, якщо в результаті утворюється осад або слабкий електроліт. Слабкі кислоти – H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 та інші.

2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2  + Na 2 SO 4 ,

основа сіль

3H 2 SO 4 + 2Na 3 PO 4 = 2H 3 PO 4 + 3Na 2 SO 4

кислота сіль

Безкисневі кислоти вступають у ті ж реакції, що і раніше розглянуті кисневмісні кислоти.

приклад. Складіть формули гідроксидів, що відповідають оксидам: а) FeO; б) N 2 O 3; в) Cr 2 O 3 . Назвіть з'єднання.

Рішення

а) FeO – основний оксид, отже, відповідний гідроксид – основа, у формулі основи число гідроксогруп (OH) дорівнює ступеню окиснення атома металу; формула гідроксиду заліза (II) – Fe(OH) 2 .

б) N 2 O 3 – кислотний оксид, отже, відповідний гідроксид – кислота. Формулу кислоти можна отримати, виходячи з подання кислоти як гідрату відповідного оксиду:

N 2 O 3 . H 2 O = (H 2 N 2 O 4) = 2HNO 2 - азотиста кислота.

в) Cr 2 O 3 – амфотерний оксид, отже відповідний гідроксид амфотерен. Амфотерні гідроксиди записують у формі основ – Cr(OH) 3 – гідроксид хрому (III).

Солі

Солі– речовини, що складаються з основних та кислотних залишків. Так, сіль CuSO 4 складається з основного залишку – катіону металу Cu 2+ та кислотного залишку – SO 4 2  .

За традиційною номенклатурою назви солей кисневих кислот складають наступним чином: до кореня латинського назви центрального атома кислотного залишку додають закінчення ат(при вищих ступенях окиснення центрального атома) або – іт(Для більш низького ступеня окислення) і далі - залишок від основи в родовому відмінку, наприклад: Na 3 PO 4 - фосфат натрію, BaSO 4 - сульфат барію, BaSO 3 - сульфіт барію. Назви солей безкисневих кислот утворюють, додаючи до кореня латинської назви неметалу суфікс – іді російська назва металу (залишку від основи), наприклад, CaS – сульфід кальцію.

Середні соліне містять у своєму складі здатних заміщатися на метал іонів водню та гідроксогруп, наприклад CuCl 2 , Na 2 CO 3 та інші.

Хімічні властивості солей

Середні солі вступають у реакції обміну із лугами, кислотами, солями. Приклади відповідних реакцій див.

Кислі солімістять у складі кислотного залишку іон водню, наприклад NaHCO 3 CaHPO 4 NaH 2 PO 4 і т.д. У назві кислої солі іон водню позначають приставкою гідро-,перед якою вказують число атомів водню в молекулі солі, якщо вона більша за одиницю. Наприклад, назви солей вищенаведеного складу відповідно – гідрокарбонат натрію, гідрофосфат кальцію, дигідрофосфат натрію.

Кислі солі отримують

    взаємодією основи та багатоосновної кислоти при надлишку кислоти:

Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O;

    взаємодією середньої солі багатоосновної кислоти та відповідної кислоти або сильнішої кислоти, взятої в нестачі:

CaCO 3 + H 2 CO 3 = Ca(HCO 3) 2

Na 3 PO 4 + HCl = Na 2 HPO 4 + NaCl.

Основні солімістять у складі залишку основи гідроксогрупу, наприклад CuOHNO 3 Fe(OH) 2 Cl. У назві основної солі гідроксогрупу позначають приставкою гідроксо-,наприклад, назви вищенаведених солей відповідно: гідроксонітрат міді (II), дигідроксохлорид заліза (III).

Основні солі одержують

    взаємодією багатокислотної (що містить у своєму складі більше однієї гідроксогрупи) основи та кислоти при надлишку основи:

Cu(OH) 2 + HNO 3 = CuOHNO 3 + H 2 O;

    взаємодією солі, утвореної багатокислотною основою, і основи, взятої в нестачі:

FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2  + NaCl,

FeCl 3 + 2NaOH = Fe(OH) 2 Cl + 2NaCl.

Кислі та основні солі мають всі властивості солей. У реакціях із лугами кислі солі, і з кислотами – основні солі перетворюються на середні.

Na 2 HPO 4 + NaOH = Na 3 PO 4 + H 2 O,

Na 2 HPO 4 + 2HCl = H 3 PO 4 + 2NaCl,

FeOHCl 2 + HCl = FeCl 3 + H 2 O,

FeOHCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 3  + 2NaCl.

Приклад 1. Складіть формули всіх солей, які можуть бути утворені основою Mg(OH) 2 і кислотою H 2 SO 4 .

Рішення

Формули солей складаємо з можливих основних та кислотних залишків, дотримуючись правила електронейтральності. Можливі основні залишки – Mg 2+ та MgOH + , кислотні залишки – SO 4 2- та HSO 4  . Заряди складних основних та кислотних залишків дорівнюють сумі ступенів окислення складових їх атомів. Поєднанням основних та кислотних залишків складаємо формули можливих солей: MgSO 4 – середня сіль – сульфат магнію; Mg(HSO 4) 2 – кисла сіль – гідросульфат магнію; (MgOH) 2 SO 4 – основна сіль – гідроксосульфат магнію.

приклад 2.Напишіть реакції утворення солей при взаємодії оксидів

а) PbO і N 2 O 5; б) PbO та Na 2 O.

Рішення

У реакціях між оксидами утворюються солі, основні залишки яких формуються із основних оксидів, кислотні залишки – із кислотних оксидів.

а) У реакції з кислотним оксидом N 2 O 5 амфотерний оксид PbO виявляє властивості основного оксиду, отже, основний залишок солі, що утворюється - Pb 2+ (заряд катіону свинцю дорівнює ступеню окислення свинцю в оксиді), кислотний залишок - NO 3 - (кислотний залишок відповідної даного кислотного оксиду азотної кислоти). Рівняння реакції

PbO + N2O5 = Pb(NO3)2.

б) У реакції з основним оксидом Na 2 O амфотерний оксид PbO виявляє властивості кислотного оксиду, кислотний залишок солі (PbO 2 2 ), що утворюється, знаходимо з кислотної форми відповідного амфотерного гідроксиду Pb(OH) 2 = H 2 PbO 2 . Рівняння реакції

3. Гідроксиди

Серед багатоелементних сполук важливу групу складають гідроксиди. Деякі з них виявляють властивості основ (основні гідроксиди). NaOH , Ba (OH ) 2 тощо; інші виявляють властивості кислот (кислотні гідроксиди) - HNO 3 , H 3 PO 4 та інші. Існують і амфотерні гідроксиди, здатні залежно від умов виявляти як властивості основ, так і властивості кислот. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 і т.п.

3.1. Класифікація, отримання та властивості основ

Підставами (основними гідроксидами) з позиції теорії електролітичної дисоціації є речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ВІН - .

За сучасною номенклатурою їх прийнято називати гідроксидами елементів із зазначенням, якщо необхідно, валентності елемента (римськими цифрами у дужках): КОН – гідроксид калію, гідроксид натрію NaOH , гідроксид кальцію Ca (OH ) 2 , гідроксид хрому ( II) - Cr (OH ) 2 , гідроксид хрому ( III ) - Cr (OH ) 3 .

Гідроксиди металів прийнято ділити на дві групи: розчинні у воді(утворені лужними та лужноземельними металами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba і тому звані лугами) і нерозчинні у воді. Основна відмінність між ними полягає в тому, що концентрація іонів ВІН - в розчинах лугів досить висока, для нерозчинних підстав вона визначається розчинністю речовини і зазвичай дуже мала. Тим не менш, невеликі рівноважні концентрації іона ВІН - навіть у розчинах нерозчинних основ визначають властивості цього класу сполук.

За кількістю гідроксильних груп (кислотність) , здатних заміщатися на кислотний залишок, розрізняють:

Однокислотні основи - KOH, NaOH;

Двокислотні основи - Fe(OH)2, Ba(OH)2;

Трикислотні основи - Al(OH)3, Fe(OH)3.

Отримання підстав

1. Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

У подібних випадках для одержання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні оксиди не розчиняються:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Гідроксиди срібла, ртуті настільки легко розпадаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .

2. Луги в техніці зазвичай отримують електроліз водних розчинів хлоридів:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

(Сумарна реакція електролізу)

Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металівабо їх оксидів з водою:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Хімічні властивості основ

1. Усі нерозчинні у воді основи при нагріванні розкладаються з утворенням оксидів:

2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,

Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.

2. Найбільш характерною реакцією основ є їх взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації. У неї вступають як луги, так і нерозчинні основи:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.

3. Луги взаємодіють з кислотними та з амфотерними оксидами:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Підстави можуть вступати у реакцію з кислими солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.

5. Необхідно особливо наголосити на здатності розчинів лугів реагувати з деякими неметалами (галогенами, сіркою, білим фосфором, кремнієм):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоді),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагріванні),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Крім того, концентровані розчини лугів при нагріванні здатні розчиняти також і деякі метали (ті, сполуки яких мають амфотерні властивості):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.

Розчини лугів мають рН> 7 (лужне середовище), змінюють забарвлення індикаторів (лакмус - синє, фенолфталеїн - фіолетове).

М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна


основні гідроксиди Вікіпедія, основні гідроксиди групи
Основні гідроксиди- це складні речовини, які складаються з атомів металу або іону амонію та гідроксогрупи (-OH) та у водному розчині дисоціюють з утворенням аніонів ОН- та катіонів. Назва основи зазвичай складається з двох слів: слова «гідроксід» і назви металу в родовому відмінку (або слова «амонію»). Добре розчинні у воді основи називаються лугами.

Отримання

Гранули гідроксиду натрію Гідроксид кальцію Гідроксид алюмінію Метагідроксід заліза
  • Взаємодія сильноосновного оксиду з водою дозволяє отримати сильну основу або луг. Слабоосновні та амфотерні оксиди з водою не реагують, тому відповідні їм гідроксиди у такий спосіб одержати не можна.
  • Гідроксиди малоактивних металів одержують при додаванні лугу до розчинів відповідних солей. Оскільки розчинність слабоосновних гідроксидів у воді дуже мала, гідроксид випадає з розчину як студнеобразной маси.
  • Також основу можна отримати при взаємодії лужного або лужноземельного металу з водою.
  • Гідроксиди лужних металів у промисловості одержують електролізом водних розчинів солей:
  • Деякі підстави можна отримати реакціями обміну:
  • Основи металів зустрічаються у природі як мінералів, наприклад: гидраргилита Al(OH)3, бруситу Mg(OH)2.

Класифікація

Підстави класифікуються за низкою ознак.

  • За розчинністю у воді.
    • Розчинні основи (луги): гідроксид літію LiOH, гідроксид натрію NaOH, гідроксид калію KOH, гідроксид барію Ba(OH)2, гідроксид стронцію Sr(OH)2, гідроксид цезію CsOH, гідроксид рубідії RbOH.
    • Практично нерозчинні основи: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Be(OH)2.
    • Інші підстави: NH3·H2O

Розподіл на розчинні та нерозчинні основи практично повністю збігається з розподілом на сильні та слабкі основи, або гідроксиди металів та перехідних елементів. Виняток становить гідроксид літію LiOH, добре розчинний у воді, але є слабкою основою.

  • За кількістю гідроксильних груп у молекулі.
    • Однокислотні (гідроксід натрію NaOH)
    • Двокислотні (гідроксід міді(II) Cu(OH)2)
    • Трикислотні (гідроксід заліза(III) Fe(OH)3)
  • За летючістю.
    • Летючі: NH3, CH3-NH2
    • Нелеткі: луги, нерозчинні основи.
  • За стабільністю.
    • Стабільні: гідроксид натрію NaOH, гідроксид барію Ba(OH)2
    • Нестабільні: гідроксид амонію NH3·H2O (гідрат аміаку).
  • За рівнем електролітичної дисоціації.
    • Сильні (α> 30%): луги.
    • Слабкі (α< 3 %): нерастворимые основания.
  • Наявність кисню.
    • Кисневмісні: гідроксид калію KOH, гідроксид стронцію Sr(OH)2
    • Безкисневі: аміак NH3, аміни.
  • За типом з'єднання:
    • Неорганічні основи: містять одну або декілька груп OH.
    • Органічні основи: органічні сполуки, які є акцепторами протонів: аміни, амідини та інші сполуки.

Номенклатура

За номенклатурою IUPAC неорганічні сполуки, що містять групи -OH, називаються гідроксидами. Приклади систематичних назв гідроксидів:

  • NaOH - гідроксид натрію
  • TlOH - гідроксид талію(I)
  • Fe(OH)2 - гідроксид заліза(II)

Якщо в поєднанні є оксидні та гідроксидні аніони одночасно, то в назвах використовуються числові приставки:

  • TiO(OH)2 - дигідроксід-оксид титану
  • MoO(OH)3 - тригідроксід-оксид молібдену

Для сполук, що містять групу O(OH), використовують традиційні назви з приставкою мета-:

  • AlO(OH) - метагідроксід алюмінію
  • CrO(OH) - метагідроксід хрому

Для оксидів, гідратованих невизначеним числом молекул води, наприклад, Tl2O3 n H2O, неприпустимо писати формули типу Tl(OH)3. Називати такі гідроксидними сполуками також не рекомендується. Приклади назв:

  • Tl2O3 n H2O - полігідрат оксиду талію(III)
  • MnO2 n H2O - полігідрат оксиду марганцю(IV)

Особливо слід називати сполуку NH3 H2O, яку раніше записували як NH4OH і яка у водних розчинах виявляє властивості основи. Це і подібні сполуки слід називати як гідрат:

  • NH3 H2O - гідрат аміаку
  • N2H4 H2O - гідрат гідразину

Хімічні властивості

  • У водних розчинах основи дисоціюють, що змінює іонну рівновагу:
ця зміна проявляється у кольорах деяких кислотно-основних індикаторів:
  • лакмус стає синім,
  • метилоранж - жовтим,
  • фенолфталеїн набуває кольору фуксії.
  • При взаємодії з кислотою відбувається реакція нейтралізації та утворюється сіль та вода:
Примітка: реакція не йде, якщо й кислота та основа слабкі.
  • При надлишку кислоти або основи реакція нейтралізації йде не до кінця і утворюються кислі або основні солі, відповідно:
  • Амфотерні основи можуть реагувати з лугами з утворенням гідроксокомплексів:
  • Підстави реагують із кислотними або амфотерними оксидами з утворенням солей:
  • Підстави вступають в обмінні реакції (реагують із розчинами солей):
  • Слабкі та нерозчинні основи при нагріванні розкладаються на оксид та воду:
Деякі підстави (Cu(I), Ag, Au(I)) розкладаються вже за кімнатної температури.
  • Основи лужних металів (крім літію) при нагріванні плавляться, розплави є електролітами.

Див. також

  • Кислота
  • Оксиди
  • Гідроксиди
  • Теорії кислот та основ

Література

  • Хімічна енциклопедія/Редкол.: Кнунянц І.Л. та ін. - М.: Радянська енциклопедія, 1988. – Т. 1. – 623 с.
  • Хімічна енциклопедія/Редкол.: Кнунянц І.Л. та ін. – М.: Радянська енциклопедія, 1992. – Т. 3. – 639 с. - ISBN 5-82270-039-8.
  • Лідін Р.А. та ін. Номенклатура неорганічних речовин. - М.: Колос, 2006. - 95 с. - ISBN 5-9532-0446-9.
п·о·р Гідроксиди

основні гідроксиди, основні гідроксиди вікіпедія, основні гідроксиди групи, основні гідроксиди це

Металу та гідроксильної групи (ОН). Наприклад, гідроксид натрію - NaOH, гідроксид кальцію - Ca(OH) 2 , гідроксид барію - Ba(OH) 2 і т.д.

Одержання гідроксидів.

1. Реакція обміну:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Електроліз водних розчинів солей:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,

3. Взаємодія лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

К + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Хімічні властивості гідроксидів.

1. Гідроксиди мають лужний характер середовища.

2. Гідроксидирозчиняються у воді (лугу) і бувають нерозчинними. Наприклад, KOH- Розчиняється у воді, а Ca(OH) 2 - малорозчинний, має розчин білого кольору. Метали 1-ої групи періодичної таблиці Д.І. Менделєєва дають розчинні основи (гідрокси).

3. Гідроксиди розкладаються при нагріванні:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

4. Луги реагують з кислотними та амфотерними оксидами:

2KOH + CO2 = K2CO3+H2O.

5. Луги можуть реагувати з деякими неметалами за різних температур по-різному:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(холод),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(Нагрів).

6. Взаємодіють із кислотами:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.

Підстави, амфотерні гідроксиди

Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.


Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів

1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.

2. Водні розчини дисоціюють:

3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:

Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:

4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:

5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:

а) сплавлення:

б) у розчинах:

6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:

Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:

Амфотерні гідроксиди

Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.

Хімічні властивості амфотерних сполук

1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)

Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.


Загальний метод одержання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.

CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:

АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:

АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3

У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.

2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2


Кислоти

Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).

Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.

Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.

кислота → основа + Н +

На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3

кислота основа кислота основа

Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот і основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціяхвідводиться електронних пар.

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.

Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).

Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.

Номенклатура кислот

Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.

За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).

За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).

Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень -ка, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:




Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.

У водневих сполукахелементів III-IV груп Періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, які не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системив межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.

Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Еі, звісно, ​​на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Э. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.


Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.

Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).

Отримання кислот

1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.

3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій

Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2

Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.

можна розділити на два типи реакцій:

1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;

2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.

Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.

До загальним властивостямкислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять у ряді напруги до водню, наприклад:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.

Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O

На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.

Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.

Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).

Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:

Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)

2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)

Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.

Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.

2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг

Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl

Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.

Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Слід запам'ятати, що:

  • Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.

Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.

  • У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:


  • Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:
  • І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):

  • Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:


Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .

Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).

Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.


Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності



Подібні публікації