2.2. Гидроксиды
Гидроксиды - это соединения элемента с группой – ОН. Их общая формула Э – О – Н. В зависимости от проявляемых свойств гидроксиды подразделяются на основания, амфотерные гидроксиды и кислоты.
2.2.1. Основания
Основаниями называются соединения, молекулы которых состоят из атома металла и гидроксид – ионов (ОН), число которых равно степени окисления металла.
Общая формула оснований: Меn+(OH)n.
Примеры. КОН; Са(ОН)2; Fe(ОН)з.
Основания по растворимости подразделяются на растворимые (щёлочи) и нерастворимые.
Щёлочи: КОН; NaОН; Са(ОН)2.
Они образованы металлами первой и второй главных подгрупп периодической системы, кроме бериллия и магния.
Нерастворимые основания: Mg(OH)2 ; Fe(OH)2.
а) получение оснований.
Растворимые основания (щелочи) получают взаимодействием металла или его оксида с водой.
Примеры. 2Na + 2Н2О = 2NaОН + Н2,
Na2О + Н2О = 2NaОН,
СaО + Н2О = Сa(ОН)2.
Нерастворимые основания получают реакцией обмена между солью, содержащей данный металл, и щелочью.
Примеры. FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4,
MgCl2 + 2KОН = Mg(OH)2 + 2КCl.
б) свойства оснований.
Наиболее активны щелочи. Они реагируют с кислотными оксидами, кислотами, солями и некоторыми простыми веществами.
Примеры. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
2NaOH + SO3 = Na2SO4 +H2O,
NaОН + HCl = NaCl + H2O.
С кислотами реагируют как растворимые, так и нерастворимые основания.
Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O.
Взаимодействие с солями.
MgSO4 + 2KOH = K2SO4 + Mg(OH)2.
2.2.2. Амфотерные гидроксиды
Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые основания, которые проявляют кислотные и основные свойства.
Амфотерные гидроксиды: Al(OH)3; Mn(OH)4
К ним относят гидроксиды, образованные металлами в степени окисления +3, +4, кроме некоторых исключений: Zn(ОН)2, Ве(ОН)2, Pb(ОН)2, Sn(ОН)2.
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами.
Al(ОН)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.
В таких реакциях амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.
Взaимoдeйcтвие амфотерных гидроксидов со щелочами.
Амфотерные металлы и их оксиды образуют со щелочами соединения типа NaAlO2, Na2ZnO2:
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.
В растворах реакции идут с образованием комплексных соединений. У Al3+ координационное число равно 6, у Zn2+ - 4. Лигандами служат ионы ОН-.
ZnО + 2NaОН + Н2О = Na2[Zn(ОН)4].
В реакциях гидроксида алюминия со щелочами принимает участие вода.
Al(ОН)3 + NaОН + 2Н2О = Na+ [Al(ОН)4 . 2H2O]-.
В этом случае Al3+ проявляет кислотные свойства и входит в состав аниона.
2.2.3. Кислоты
Кислотами называются гидроксиды, молекулы которых имеют в своём составе водород, способный замещаться металлом.
Кислота состоит из водорода и кислотного остатка. Заряд кислотного остатка определяется по числу замещенных атомов водорода и имеет отрицательное значение.
Пример.
Кислота Кислотный остаток
H2SO4 SO42- HSO4-.
а) получение кислот.
Кислоты получают растворением оксидов неметаллов в воде. Есть исключения, например, оксид кремния (IV) нерастворим. Некоторые кислоты получают в реакциях обмена между солью и кислотой. Более сильная кислота вытесняет слабую.
Примеры. SO3 + H2О = H2SO4,
КNО2 + HCl = KCl + HNО2.
Существуют промышленные способы получения кислот. Например, в промышленности серную кислоту получают из пирита (FeS2). При его обжиге образуется оксид серы (IV), который окисляется до оксида серы (VI) в присутствии катализатора. Затем оксид серы (VI) растворяют в растворе серной кислоты, в результате образуется концентрированная кислота «олеум».
б) свойства кислот.
Взаимодействие с металлами. Эти реакции основаны на активности металлов. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду активности до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме азотной).
Примеры. Zn0 + H2+SO4 (разб.) = Zn+2SO4-2 + H2
2Аl0 + H+Cl = 2 Al+3Cl3- + 3H2
A
l0
- 3ē = Al+3 2
2H+ + 2ē = H20 3
Взаимодействие концентрированных азотной и серной и разбавленной азотной кислот с металлами сопровождается изменением степени окисления азота и серы. Образуются оксиды, свободные азот, сера или их водородные соединения, т.е. происходит восстановление ионов SO42- и NO3-, изменяется степень окисления серы и азота. Подробнее свойства этих кислот даны в разделе металлы.
Примеры. Cu0 + 8НN+5O3 (разб.) = 3Cu+2 (NO3)2 + 2N+2O + 4H2O
C u0 - 2ē = Cu+2 3
N+5 + 3ē = N+2 2
Cu0 + 4НN+5O3 (конц.) = Cu+2(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
C u0 - 2ē = Cu+2 1
N+5 + 1ē = N+4 2
Cu0 + 2H2S+6O4 (конц.) = Cu+2SO4 + S+4O2 + 2H2O
C u0 - 2ē = Cu+2 1
S+6 + 2ē = S+4 1
Реакции взаимодействия с оксидами и гидроксидами.
3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O,
3HNO3 + Fe(OH)3 =Fe(NO3)3 +3H2O.
Реакции с солями.
MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2
H2CO3