Al oh 3 нерастворимое основание. Основания
Один из классов сложных неорганических веществ - основания. Это соединения, включающие атомы металла и гидроксильную группу, которая может отщепляться при взаимодействии с другими веществами.
Строение
Основания могут содержать одну или несколько гидроксо-групп. Общая формула оснований - Ме(ОН) х. Атом металла всегда один, а количество гидроксильных групп зависит от валентности металла. При этом валентность группы ОН всегда I. Например, в соединении NaOH валентность натрия равна I, следовательно, присутствует одна гидроксильная группа. В основании Mg(OH) 2 валентность магния - II, Al(OH) 3 валентность алюминия - III.
Количество гидроксильных групп может меняться в соединениях с металлами с переменной валентностью. Например, Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 . В таких случаях валентность указывается в скобках после названия - гидроксид железа (II), гидроксид железа (III).
Физические свойства
Характеристика и активность основания зависит от металла. Большинство оснований - твёрдые вещества белого цвета без запаха. Однако некоторые металлы придают веществу характерную окраску. Например, CuOH имеет жёлтый цвет, Ni(OH) 2 - светло-зелёный, Fe(OH) 3 - красно-коричневый.
Рис. 1. Щёлочи в твёрдом состоянии.
Виды
Основания классифицируются по двум признакам:
- по количеству групп ОН - однокислотные и многокислотные;
- по растворимости в воде - щёлочи (растворимые) и нерастворимые.
Щёлочи образуются щелочными металлами - литием (Li), натрием (Na), калием (K), рубидием (Rb) и цезием (Cs). Кроме того, к активным металлам, образующим щёлочи, относят щелочноземельные металлы - кальций (Ca), стронций (Sr) и барий (Ba).
Эти элементы образуют следующие основания:
- LiOH;
- NaOH;
- RbOH;
- CsOH;
- Ca(OH) 2 ;
- Sr(OH) 2 ;
- Ba(OH) 2 .
Все остальные основания, например, Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , относятся к нерастворимым.
По-другому щёлочи называются сильными основаниями, а нерастворимые - слабыми основаниями. При электролитической диссоциации щёлочи быстро отдают гидроксильную группу и быстрее вступают в реакцию с другими веществами. Нерастворимые или слабые основания менее активные, т.к. не отдают гидроксильную группу.
Рис. 2. Классификация оснований.
Особое место в систематизации неорганических веществ занимают амфотерные гидроксиды. Они взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями, т.е. в зависимости от условий ведут себя как щёлочь или как кислота. К ним относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 и другие основания.
Получение
Основания получают различными способами. Самый простой - взаимодействие металла с водой:
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 .
Щёлочи получают в результате взаимодействия оксида с водой:
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.
Нерастворимые основания получаются в результате взаимодействия щелочей с солями:
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .
Химические свойства
Основные химические свойства оснований описаны в таблице.
Реакции |
Что образуется |
Примеры |
С кислотами |
Соль и вода. Нерастворимые основания взаимодействуют только с растворимыми кислотами |
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O |
Разложение при высокой температуре |
Оксид металла и вода |
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O |
С кислотными оксидами (реагируют щёлочи) |
NaOH + CO 2 → NaHCO 3 |
|
С неметаллами (вступают щёлочи) |
Соль и водород |
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2 |
Обмена с солями |
Гидроксид и соль |
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓ |
Щелочей с некоторыми металлами |
Сложная соль и водород |
2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 |
С помощью индикатора проводится тест на определение класса основания. При взаимодействии с основанием лакмус становится синим, фенолфталеин - малиновым, метилоранж - жёлтым.
Рис. 3. Реакция индикаторов на основания.
Что мы узнали?
Из урока 8 класса химии узнали об особенностях, классификации и взаимодействии оснований с другими веществами. Основания - сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильной группы ОН. Они делятся на растворимые или щёлочи и нерастворимые. Щёлочи - более агрессивные основания, быстро реагирующие с другими веществами. Основания получают при взаимодействии металла или оксида металла с водой, а также в результате реакции соли и щёлочи. Основания реагируют с кислотами, оксидами, солями, металлами и неметаллами, а также разлагаются при высокой температуре.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.5 . Всего получено оценок: 135.
2. ОСНОВАНИЯ
Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН -).
С точки зрения теории электролитической диссоциации это электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток), диссоциирующие в водных растворах на катионы металлов и анионы только гидроксид - ионов ОН - .
Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся основания, которые образованы металлами 1-й группы главной подгруппы (LiOH , NaOH и другие) и щелочноземельными металлами (Са (ОН) 2 , Sr (ОН) 2 , Ва (ОН) 2). Основания, образованные металлами других групп периодической системы в воде практически не растворяются. Щелочи в воде диссоциируют полностью:
NaOH ® Na + + OH - .
Многокислотные основания в воде диссоциируют ступенчато:
Ba ( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,
Ba ( OH) + Ba 2+ + OH - .
C тупенчатой диссоциацией оснований объясняется образование основных солей.
Номенклатура оснований.
Основания называются следующим образом: сначала произносят слово «гидроксид », а затем металл, который его образует. Если металл имеет переменную валентность, то она указывается в названии.
КОН – гидроксид калия;
Ca ( OH ) 2 – гидроксид кальция;
Fe ( OH ) 2 – гидроксид железа (II );
Fe ( OH ) 3 – гидроксид железа (III );
При составлении формул оснований исходят из того, что молекула электронейтральна . Гидроксид – ион всегда имеет заряд (–1). В молекуле основания их число определяется положительным зарядом катиона металла. Гидрокогруппа заключается в круглые скобки, а выравнивающий заряды индекс ставится справа внизу за скобками:
Ca +2 (OH ) – 2 , Fe 3+( OH ) 3 - .
по следующим признакам:
1. По кислотности (по числу групп ОН - в молекуле основания): однокислотные – NaOH , KOH , многокислотные – Ca (OH ) 2 , Al (OH ) 3 .
2. По растворимости: растворимые (щелочи) – LiOH , KOH , нерастворимые – Cu (OH ) 2 , Al (OH ) 3 .
3. По силе (по степени диссоциации):
а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH , LiOH , Ba (OH ) 2 , малорастворимый Ca (OH ) 2 .
б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH ) 2 , Fe (OH ) 3 и растворимое NH 4 OH .
4. По химическим свойствам: основные – Са (ОН) 2 , Na ОН; амфотерные – Zn (ОН) 2 , Al (ОН) 3 .
Основания
Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (и магния), а также металлов в минимальной степени окисления (если она имеет переменное значение).
Например: NaOH , LiOH , Mg ( OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Cr (OH ) 2 , Mn (OH ) 2 .
Получение
1. Взаимодействие активного металла с водой:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2
Mg + 2 H 2 O Mg( OH ) 2 + H 2
2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 .
3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:
2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2
4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:
Na 2 SO 4 + Ba (OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4
MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.
Физические свойства
Все основания являются твердыми веществами. В воде нерастворимы , кроме щелочей. Щелочи – это белые кристаллические вещества, мылкие на ощупь, вызывающие сильные ожоги при попадании на кожу. Поэтому они называются «едкими». При работе со щелочами необходимо соблюдать определенные правила и использовать индивидуальные средства защиты (очки, резиновые перчатки, пинцеты и др.).
Если щелочь попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды до исчезновения мылкости, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.
Химические свойства
Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид –
ионов ОН - .
1. Изменение цвета индикаторов:
фенолфталеин – малиновый
лакмус – синий
метиловый оранжевый – желтый
2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
Растворимое
Cu( OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.
Нерастворимое
3. Взаимодействие с кислотными оксидами:
2 NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O
4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами :
а) при плавлении:
2 NaOH + AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O ,
NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.
б ) в растворе :
2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],
NaOH + AI(OH) 3 → Na.
5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):
2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ] + H 2
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
Ba ( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.
7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:
Ca( OH) 2 CaO + H 2 O,
Cu( OH) 2 CuO + H 2 O.
голубой цвет черный цвет
Амфотерные гидроксиды
Это гидроксиды металлов (Be (OH ) 2 , AI (OH ) 3 , Zn (OH ) 2) и металлов в промежуточной степени окисления (С r (OH ) 3, Mn (OH ) 4).
Получение
Амфотерные гидроксиды получают взаимодействием растворимых солей со щелочами взятых в недостатке или эквивалентном количестве, т.к. в избытке они растворяются:
AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.
Физические свойства
Это твердые вещества, практически нерастворимые в воде. Zn ( OH ) 2 – белый, Fe (ОН) 3 – бурый цвет.
Химические свойства
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований и кислот, поэтому взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.
1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
Zn( OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.
2. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды:
AI( OH) 3 + NaOH Na,
Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,
2Fe( OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.
Лабораторная работа № 2
Получение и химические свойства оснований
Цель работы : ознакомиться с химическими свойствами оснований и способами их получения.
Посуда и реактивы : пробирки, спиртовка. Набор индикаторов, магниевая лента, растворы солей алюминия, железа, меди, магния; щелочь(NaOH , К OH ), дистиллированная вода.
Опыт № 1. Взаимодействие металлов с водой.
В пробирку налить 3–5 см 3 воды и опустить в нее несколько кусочков мелко нарезанной магниевой ленты. Нагреть на спиртовке 3–5 мин, охладить и добавить туда 1–2 капли раствора фенолфталеина. Как изменился цвет индикатора? Сравнить с пунктом 1 на с. 27. Написать уравнение реакции. Какие металлы взаимодействуют с водой?
Опыт № 2. Получение и свойства нерастворимых
оснований
В пробирки с разбавленными растворами солей MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 капель) внести по 6–8 капель разбавленного раствора щелочи NaOH до образования осадков. Отметить их окраску. Записать уравнения реакций.
Разделить полученный синий осадок Cu (OH ) 2 на две пробирки. В одну из них добавить 2–3 капли разбавленного раствора кислоты, в другую _ столько же щелочи. В какой пробирке наблюдалось растворение осадка? Написать уравнение реакции.
Повторить этот опыт с двумя другими гидроксидами , полученными по обменным реакциям. Отметить наблюдаемые явления, записать уравнения реакций. Сделать общий вывод о способности оснований взаимодействовать с кислотами и щелочами.
Опыт№ 3. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
Повторить предыдущий опыт с раствором соли алюминия (AICI 3 или AI 2 (SO 4 ) 3). Наблюдать образование белого творожистого осадка гидроксида алюминия и растворение его при прибавлении как кислоты, так и щелочи. Записать уравнения реакций. Почему гидроксид алюминия обладает свойствами как кислоты, так и основания? Какие еще амфотерные гидроксиды вы знаете?
Разделение оснований на группы по различным признакам представлено в таблице 11.
Таблица 11
Классификация оснований
Все основания, кроме раствора аммиака в воде, представляют собой твёрдые вещества, имеющие различную окраску. Например, гидроксид кальция Са(ОН) 2 белого цвета, гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 голубого цвета, гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 зелёного цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 красно-бурого цвета и т. д.
Водный раствор аммиака NH 3 Н 2 O, в отличие от других оснований, содержит не катионы металла, а сложный однозарядный катион аммония NH - 4 и существует только в растворе (этот раствор вам известен под названием нашатырного спирта). Он легко разлагается на аммиак и воду:
Однако, какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла.
Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН - , которые и обусловливают ряд общих свойств: мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами.
Типичные реакции оснований
Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в § 38.
Лабораторный опыт № 23
Взаимодействие щелочей с кислотами
-
Запишите два молекулярных уравнения реакций, сущность которых выражается следующим ионным уравнением:
H + + ОН - = Н 2 O.
Проведите реакции, уравнения которых вы составили. Вспомните, какие вещества (кроме кислоты и щёлочи) необходимы для наблюдения за этими химическими реакциями.
Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например,
Соответствует
и т.д.
При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода:
Рис. 141.
Взаимодействие щёлочи с оксидом неметалла
Лабораторный опыт № 24
Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов
Повторите опыт, который вы проделывали раньше. В пробирку налейте 2-3 мл прозрачного раствора известковой воды.
Поместите в неё соломинку для сока, которая выполняет роль газоотводной трубки. Осторожно пропускайте через раствор выдыхаемый воздух. Что наблюдаете?
Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции.
Рис. 142.
Взаимодействие щелочей с солями:
а - с образованием осадка; б - с образованием газа
Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:
Лабораторный опыт № 25
Взаимодействие щелочей с солями
-
В трёх пробирках слейте попарно по 1-2 мл растворов веществ: 1-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида аммония; 2-я пробирка - гидроксида калия и сульфата железа (III); 3-я пробирка - гидроксида натрия и хлорида бария.
Нагрейте содержимое 1-й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции.
Сформулируйте вывод о возможности взаимодействия щелочей с солями.
Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:
Fe(OH) 2 = FeO + Н 2 O.
Лабораторный опыт № 26
Получение и свойства нерастворимых оснований
В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата или хлорида меди (II). В каждую пробирку добавьте по 3-4 капли раствора гидроксида натрия. Опишите образовавшийся гидроксид меди (II).
Примечание . Оставьте пробирки с полученным гидроксидом меди (II) для проведения следующих опытов.
Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции».
Добавьте в одну из пробирок с полученным в предыдущем опыте гидроксидом меди (II) 1-2 мл соляной кислоты. Что наблюдаете?
Используя пипетку, поместите 1-2 капли полученного раствора на стеклянную или фарфоровую пластину и, используя тигельные щипцы, осторожно выпарьте его. Рассмотрите образующиеся кристаллы. Отметьте их цвет.
Составьте молекулярное и ионные уравнения проведённой реакции. Укажите тип реакции по признаку «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «участие катализатора» и «обратимость химической реакции».
Нагрейте одну из пробирок с полученным ранее или выданным учителем гидроксидом меди () (рис. 143). Что наблюдаете?
Рис. 143.
Разложение гидроксида меди (II) при нагревании
Составьте уравнение проведённой реакции, укажите условие её протекания и тип реакции по признакам «число и состав исходных веществ и продуктов реакции», «выделение или поглощение теплоты» и «обратимость химической реакции».
Ключевые слова и словосочетания
- Классификация оснований.
- Типичные свойства оснований: взаимодействие их с кислотами, оксидами неметаллов, солями.
- Типичное свойство нерастворимых оснований: разложение при нагревании.
- Условия протекания типичных реакций оснований.
Работа с компьютером
- Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
- Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
Вопросы и задания
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.
Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.
Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):
NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.
Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.
Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.
Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.
Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.
Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.
Химические свойства оснований
Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.
1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:
2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.
3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:
2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.
5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.