Гидроксиды щелочных металлов – при обычных условиях представляют собой твердые белые кристаллические вещества, гигроскопичные, мылкие на ощупь, очень хорошо растворимы в воде (их растворение – экзотермический процесс), легкоплавки. Гидроксиды щелочноземельных металлов Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2) – белые порошкообразные вещества, гораздо менее растворимы в воде по сравнению с гидроксидами щелочных металлов. Нерастворимые в воде основания обычно образуются в виде гелеобразных осадков, разлагающихся при хранении. Например, Сu(ОН) 2 – синий студенистый осадок.
3.1.4 Химические свойства оснований.
Свойства оснований обусловлены наличием ионов ОН – . В свойствах щелочей и нерастворимых в воде оснований имеются отличия, однако общим свойством является реакция взаимодействия с кислотами. Химические свойства оснований представлены в таблице 6.
Таблица 6 – Химические свойства оснований
Щелочи |
Нерастворимые основания |
Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации ) |
|
2NaOH + H 2 SО 4 = Na 2 SО 4 + 2H 2 О |
Сr(ОН) 2 + 2НС1 = СrС1 2 + 2Н 2 O |
Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 6КОН + Р 2 O 5 = 2К 3 РO 4 + 3Н 2 O |
|
Щелочи реагируют с растворами солей , если один из продуктов реакции выпадает в осадок (т. е. если образуется нерастворимое соединение): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 |
Нерастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду: Мn(ОН) 2 МnО + Н 2 O Сu(ОН) 2 СuО + Н 2 O |
Щелочи можно обнаружить индикатором. В щелочной среде: лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый, метиловый оранжевый – желтый |
3.1.5 Важнейшие основания.
NaOH – едкий натр, каустическая сода. Легкоплавкие (t пл = 320 °С) белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. NaOH – один из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах требуется для очистки нефтепродуктов, широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности, а также для производства искусственного волокна.
КОН – едкое кали. Белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. СвойстваКОН аналогичны свойствам NaOH, но применяется гидроксид калия гораздо реже ввиду его более высокой стоимости.
Са(ОН) 2 – гашеная известь. Белые кристаллы, мало растворимы в воде. Раствор называется «известковой водой», суспензия – «известковым молоком». Известковая вода применяется для распознавания углекислого газа, она мутнеет при пропускании СO 2 . Гашеная известь широко используется в строительном деле в качестве основы для изготовления вяжущих веществ.
Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .
По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания , которые самопроизвольно разлагаются.
Получение оснований
1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:
основный оксид + вода = основание
Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
При этом оксид меди (II) с водой не реагирует :
CuO + H 2 O ≠
2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.
металл + вода = щёлочь + водород
Например , калий реагирует с водой очень бурно :
2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0
3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье .
Например , электролиз хлорида натрия:
2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2
4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:
либо
щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь
Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:
K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH
Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) :
CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl
Химические свойства нерастворимых оснований
1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода .
нерастворимое основание + кислота = соль + вода
нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода
Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:
Cu(OH) 2 + CO 2 ≠
2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.
Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.
нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠
нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠
4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей . Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления , которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).
Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):
4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3
Химические свойства щелочей
1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли , если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты . В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:
щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода
щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода
Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты , фосфаты или гидрофосфаты .
При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.
NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O
При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:
2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O
В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.
3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .
щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода
щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода
щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль
щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль
Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:
NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O
А в растворе образуется комплексная соль:
NaOH + Al(OH) 3 = Na
Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.
3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли , в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:
щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода
либо:
щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль
Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:
2NaOH + CO 2 = NaHCO 3
4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена .
щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид
Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.
Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :
Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH) 2 — ↓ + Na 2 + SO 4 2-
Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .
Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:
NH 4 + NO 3 — + K + OH — = K + NO 3 — + NH 3 + H 2 O
! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!
Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .
Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:
ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид . А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:
ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4
Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:
соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль
соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль
5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.
кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода
Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:
KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O
Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.
6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород , в расплаве — средняя соль и водород .
Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!
Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:
2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0
7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах . Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):
NaOH +О 2 ≠
NaOH +N 2 ≠
NaOH +C ≠
Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).
Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:
2NaOH +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O
Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:
6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O
Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.
Например , в растворе:
2NaOH +Si 0 + H 2 + O= NaCl — + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0
Фтор окисляет щёлочи:
2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF — + 2H 2 O
Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .
8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.
Исключение — гидроксид лития:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O
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 после Н 2
+реакция не идет
Металл в ряду напряжения до Н 2
+
соль металла
+ Н 2
в min степени
H 2 SO 4 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
окисления (с.о.)+
реакция
не идет
/Mq/Zn
от условий
Сульфат металла в max с.о.
+
+ +
Металл (остальные)
+
+
+
HNO 3 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
Нитрат металла в max с.о.
Металл
(остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при
нагревании)
+
HNO 3 разбавленная
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция
не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
NH 3 (NH 4 NO 3)
Нитратметал
ла в max с.о.
+
+
Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
от условий
+
Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)
Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
СОЛИ
Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.
а) получение оснований .
1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2 + K 2 SO 4 ,
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2 .
3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
б) химические свойства оснований .
1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O .
2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.
3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.
FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3 + 3 KCl
4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:
2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,
Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О.
КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н х А, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.
Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная, HNO 3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH 3 COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H 2 SO 4 – серная, H 2 S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные: H 3 PO 4 – ортофосфорная, H 3 AsO 4 – ортомышьяковая.
В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H 2 S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о - и слова «водородная» (H 2 S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н- , -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H 2 SO 4 – серная, H 2 CrO 4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H 2 SO 3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватист ая, HClO 2 – хлорист ая, HClO 3 – хлорноват ая, HClO 4 – хлорн ая).
С
точки зрения теории электролитической
диссоциации, кислоты – электролиты,
диссоциирующие в водном растворе с
образованием в качестве катионов только
ионов водорода:
Н х А хН + +А х-
Наличием Н + -ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).
Получение и свойства кислот
а) получение кислот .
1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:
2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.
3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2 HBr ,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,
FeS+ H 2 SO 4 (paзб.) = H 2 S + FeSO 4 ,
NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,
4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO
б) химические свойства кислот .
1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3 , H 3 BO 3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.
H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O
2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.
3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.
Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2
4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(разбавл), H 3 PO 4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:
Zn+H 2 SO 4(разб) =ZnSO 4 +H 2
Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2
Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:
Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,
Рb + 4НNО 3(конц) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
а с основаниями – как кислоты:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакция протекает в растворе щелочи);
Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).
С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.
Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:
Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.
СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO 4) – при избытке основания.
Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрома (III), AlCl 3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO 3) 2 – гидрокарбонат кальция, NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl 2 – гидроксохлорид алюминия, 2 SO 4 - дигидроксосульфат хрома(III).
Получение и свойства солей
а) химические свойства солей .
1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:
Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:
2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.
2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.
3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:
BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.
4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».
б) способы получения солей .
В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:
1) Взаимодействие металлов с неметаллами:
Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,
2) Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.
3) Взаимодействие металлов с кислотами:
Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .
4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:
3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.
5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:
2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.
6) Взаимодействие кислот с солями:
HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .
7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:
3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.
8) Взаимодействие двух солей в растворе:
NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.
9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:
Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.
10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:
CaO+CO 2 =CaCO 3 .
Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.
Однокислотные (NaOH , КОН, NH 4 OH и др.);
Двухкислотные (Са(ОН) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 ;
Трехкислотные (Ni(OH) 3 , Со(ОН) 3 , Мn(ОН) 3 .
Классификация по растворимости в воде и степени ионизации:
Растворимые в воде сильные основания,
например:
щелочи - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов LiOH - гидроксид лития, NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), КОН - гадроксид калия (едкое кали), Ва(ОН) 2 - гидроксид бария;
Нерастворимые в воде сильные основания,
например:
Сu(ОН) 2 - гидроксид меди (II), Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Ni(OH) 3 - гидроксид никеля (III).
Химические свойства
1. Действие на индикаторы
Лакмус - синий;
Метилоранж - жёлтый,
Фенолфталеин - малиновый.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O
KOH + CO 2 = KHCO 3
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = 2KOH + BaSO 4
3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3
5. Термический распад
Cu(OH) 2 t = CuO + H 2 O; 2 CuOH = Cu 2 O + Н 2 O
2Со(ОН) 3 = Со 2 O 3 + ЗН 2 O; 2АgОН = Аg 2 O + Н 2 O
6. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие с. о., способны окисляться кислородом воздуха,
например:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Fe(OH) 3
2Мn(OН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 2Мn(ОН) 4
7. Растворы щелочей взаимодействуют c амфотерными гидроксидами:
2КОН + Zn(OH) 2 = К 2
2КОН + Al 2 O 3 + ЗН 2 O = 2К
8. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды игидроксиды (Zn , AI и др.),
например:
Zn + 2 NaOH +2Н 2 O = Na 2 + Н 2
2AI +2КOН + 6Н 2 O= 2КAl(ОН) 4 ] + 3H 2
9. В растворах щелочей некоторые неметаллы диспропорционируют,
например:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaCIO + Н 2 O
3S+ 6NaOH = 2Na 2 S+ Na 2 SO 3 + 3H 2 O
4P+ 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
10. Растворимые основания широко используются в реакциях щелочного гидролиза различных органических соединений (галогенопроизводных углеводородов, сложных эфиров, жиров и др.),
например:
C 2 H 5 CI + NaOH = С 2 Н 5 ОН + NaCl
Способы получения щелочей и нерастворимых оснований
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H 2 O = 2 NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
CaCI 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 +Н 2 + Cl 2
4. Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
FeCI 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCI