Кислотные и основные гидроксиды. Соли

    Прн частичном замещении гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками образуются основные соли (гидроксосоли). Основные [c.34]

    Характерными для оксидов и гидроксидов металлов являются кислотно-основные свойства. Как уже указано выше, эти свойства проявляются при взаимодействии оксидов в водой. Амфотерные оксиды с водой, как правило, не взаимодействуют, однако соответствующие им гидроксиды, образующиеся при обменных реакциях солей со щелочами, хорошо известны. [c.15]

    Особое положение в этом ряду занимает гидроксид алюминия А1(0Н)з, он находится на границе между основаниями и кислотами. Такое положение приводит к тому, что А1(0Н)з в зависимости от условий может диссоциировать как по основному, так и по кислотному типу. Гидроксиды, обладающие одновременно и кислотными и основными свойствами, получили название амфотерных. Амфотерные гидроксиды в воде растворяются очень плохо и в контакте с ними водный раствор не приобретает кислотных или основных свойств. Однако в присутствии кислоты такие гидроксиды проявляют свойства основания, а в присутствии основания — кислоты, т. е. взаи-мо-действуют и с кислотами, и с основаниями с образованием солей. Например  [c.135]

    Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют соли, имеющие общую формулу М (ЭО ,) и состоящие из катионов М» и анионов (кислотных остатков) ЭО . Такие соли называются средними солями, а если они содержат два химически разных катиона или кислотных остатка двойными и смешанными солями. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии в составе солей гидроксогрупп ОН Или атомов кислорода 0 -основны.ии солями. Соли-это третий тип сложных веществ. [c.92]

    Силикатный кирпич. Сырьем для силикатного кирпича служит известь и кварцевый песок. При приготовлении массы известь составляет 5,5—6,5 % по массе, а вода — 6—8 %.

Подготовленную массу прессуют и затем подвергают нагреванию (при температуре около 170 °С) в автоклаве под действием пара высокого давления. Химическая сущность процесса твердения силикатного кирпича совершенно иная, чем при твердении связующего материала на основе извести и песка. При высокой температуре значительно ускоряется кислотно-основное взаимодействие гидроксида кальция Са(ОН)г с диоксидом кремния ЗЮг с образованием соли — силиката кальция СаЗЮз. Образование последнего и обеспечивает [c.77]

    Кислотно-основное титрование. При титровании сильной кислоты сильным основанием получают кривую, представленную на рис. Д.134, а. При титровании сильной кислотьг слабым основанием, например гидроксидом аммония, после точки эквивалентности угол подъема прямой невелик, что связано с диссоциацией образовавшейся соли и подавлением диссоциации избытка основания (буферное действие катионов соли, В данном случае ЫН4+). Кривая титрования представлена на рис. Д.134,б. В случае титрования сильного основания слабой кислотой кривая будет такой же.

Кривые титрования слабого основания (или кислоты) сильной кислотой (или основанием) имеют другой вид. Слабое основание (или кислота) слабо диссоциирует, и поэтому растворы- его имеют небольшую электро- [c.324]

    КИСЛОТНЫЕ И ОСНОВНЫЕ ГИДРОКСИДЫ, соли [c.9]

    Соли — соединения, которые при электролитической диссоциации образуют ионы металла и анионы кислотного остатка. Различают средние, кислые, оснбвные и двойные соли. Средние соли — продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Кислые соли — продукты неполного замещения. Основные соли — продукты неполного замещения гидроксильных групп гидроксидов на кислотный остаток. Двойные соли содержат катионы двух разнородных металлов. На схеме 1 показана[ взаимосвязь между основными классами кислородсодержащих неорганических соединений и приведены формулы отдельных представителей этих классов  

[c.26]

    Можно рассматривать соли и как продукты полного или неполного замещения гидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. При этом в первом случае образуются средние соли, во втором — основные соли, которые диссоциируют в водном растворе с образованием катионов металла, гидроксильных анионов и анионов кислотного остатка. [c.15]

    В случае гидроксидов и солей слабых кислот на растворимость существенно влияет кислотно-основное равновесие в растворе. Осаждение гидроксида становится возможным лишь при достаточно высокой концентрации ионов 0Н и, следовательно, достаточно низкой концентрации ионов Н+, т. е. при достаточно высоком значении pH. Нетрудно вывести условие для осаждения гидроксида. 

[c.287]

    Кислотными оксидами или ангидридами называются оксиды,, которые при взаимодействии с основными гидроксидами или. с основными оксидами образуют соли, например  [c.8]

    Как видно из схемы, протекание процесса можно объяснить ионизацией молекулы Н2О, находящейся во внутренней координационной сфере, с последующим.переходом протона к иону ОН . Подобное объяснение кислотных свойств амфотерного гидроксида подтверждает теорию Бренстеда и Лоури. Однако по этой теории нельзя определить кислотно-основные функции веществ, не содержащих подвижный атом водорода, например в реакции обмена между КР и ВРз с образованием. комплексной соли К[ВР4]. [c.167]

    Соли, содержащие As, гидролизуются полностью с образованием Аз(ОН)з . По характеру Аз(ОН )з — амфотерный гидроксид с преобладанием кислотных свойств, 8Ь(ОН )з — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств и В1(0Н)з — основный гидроксид с признаками амфотерности. [c.270]

    По химическим свойствам простые вещества, как известно, также подразделяются на металлы и неметаллы. С этими двумя классами генетически связаны соответствующие ряды характеристических соединений оксидов (основных и кислотных), гидроксидов (оснований и кислот). Отличительной особенностью этих рядов является способность к взаимодействию с образованием солей, т. е. к взаимной нейтрализации в широком смысле слова. Чем ярче выражены металлические и неметаллические свойства простых веществ, тем активнее взаимодействие между ними и их характеристическими соединениями. Таким образом, в химии ярко проявляется симметричность относительно кислотно-основного взаимодействия, причем каждый из генетических типов базируется на одном из двух классов простых веществ. 

[c.39]

    Оксиды. Оксиды занимают особое положение среди всех бинарных соединений. Еще Д.И.Менделеев относил «высшие солеобразующие окислы» к характеристическим соединениям. Состав высшего оксида давал возможность определить групповую принадлежность элемента. Свойства оксидов позволяли характеризовать сам элемент как металл или неметалл. Кроме того, с учетом кислотно-основных свойств оксидов делались выводы о характере соответствующих гидроксидов, а также о составе и свойствах соответствующих солей. На первом этапе становления и развития Периодического закона роль оксидов как характеристических соединений была исключительно велика. С развитием теории строения атома и в результате выявления физического смысла Периодического закона, казалось бы, роль характеристических соединений утрачивается.

Но периодически изменяются не только свойства элементов, но также формы и свойства их соединений. Поэтому для описания химического облика элементов характеристические соединения по-прежнему играют исключительно важную роль. [c.265]

    Гидроксиды Представляют собой белые аморфные вещества, за исключением коричневого Ое(ОН)г и бурого РЬ(0Н)4. В воде слабо растворимы. По химической природе ам( ютерны с преобладанием кислотных свойств у гидроксидов германия (IV) и олова (IV) и основных у гидроксидов свинца (II) и олова (II). Кислотные свойства гидроксидов германия (IV) и олова (IV) выражаются в их способности взаимодействовать со щелочами с образованием устойчивых солей — гидроксогер-манатов и гидроксостаннатов  [c.204]

    Получают едкие Щ.- алектролизом хлоридов щелочных металлов, обменными р-циями между солями щелочных металлов и гидроксидами щел.-зем. металлов действием воды на оксиды щел. -зем. металлов. Определяют Щ. с помощью кислотно-основных индикаторов. [c.402]

    Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. При полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты образуются средние (нормальные) соли, при неполном — кислые соли. Кислые соли образуются многоосновными кислотами при условии их неполной нейтрализации основанием, например  [c.207]

    К электролитам принадлежат все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидроксиды. [c.168]

    К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомов Nh5) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками.

При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли. При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания — основные соли. Ясно, что кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна двум или больше, а основные соли — гидроксидами, содержащими не менее двух гидроксогрупп. [c.41]

    Методами кислотно-основного титрования определяют концентрацию сильных и слабых кислот, сильных и слабых оснований, в том числе солей, которые рассматриваются как заряженные кислоты и основания. Возможно также определение веществ, не обладающих кислотно-основными свойствами, но вступающих в реакцию с кислотами или основаниями. Объектами анализа являются неорганические и органические оксиды и кислоты — азотная, серная, соляная, фтороводородная, фосфорная, уксусная, щавелевая, салициловая и другие, неорганические и органические основания — оксиды и гидроксиды щелочных и ще-лочно-земельных металлов, аммиак, амины, аминоспирты и т.

д. Анализируются карбонаты, фосфаты, пирофосфаты, цианиды, сульфиды, бораты и соли многих других кислот. Содержание этих веществ обычно определяется методами прямого титрования, хотя в некоторых случаях используются методики обратного титрования и титрования по замещению. [c.212]

    В случае гидроксидов и солей слабых кислот на растворимость существенно влияет кислотно-основное равновесие в растворе. Осаждение гидроксида становится возможным лишь при достаточно высокой концентрации ОН и, следовательно, достаточно низкой концентраций ионов Н, т. е. при достаточно вксоком значении pH. Нетрудно вывести условие для осаждения гидроксида. В соответствии с общим положением для начала осаждения необходимо выполнение неравенства [c.249]

    Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т. е. реагируют с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль — сульфат алюминия AI2 (364)3 > тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т. е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль — диоксоалюминат (III) натрия NaAlOj. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (АР» ), во втором—свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AIO2-).  [c.13]

    В реакциях (а) А1(ОН)з и AI2O3 проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т. е. они подобно щелочам реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является катионом АР . Напротив, в реакциях (б) А1(ОН)з и AI2O3 выполняют функцию кислоты и кислотного оксида соответственно, образуя соль, в которой атом алюминия А1 входит в состав аниона AIO2 (кислотного остатка), подобно N и S в кислотных остатках NOj и soi . [c.98]

    Ортотитановая кислота амфотерна с преобладанием кислотных свойств. Гидроксиды же трехвалентного и в особенности двухвалентного титана имеют более основной характер. На основной характер ортокислоты указывает ее способность в свежеосажденном состоянии растворяться в разведенных кислотах, образуя соли четырехвалентного титана на кислотные ее свойства — образование целого ряда солей титановой кислоты (ортотита-наты). [c.296]

    Некоторые слабокислотные оксиды (В2О3, СО2) также реагируют с водой, давая слабые кислоть . Но, как правило, гидроксиды со слабым кислотно-основным характером обычно получают из растворов солей, действуя на них либо раствором щелочи, либо раствором кислоты. Это зависит от того, куда входит элемент, образующий гидроксид,— в состав катиона или аниона соли  [c.233]

    Некоторые слабокислотные оксиды (В2О3, Oj) также реагируют с водой, давая слабые кислоты. Но, как правило, гидроксиды со слабым кислотно-основным характером обычно получают из растворов солей, действуя на них либо раствором щелочи, либо раствором кис- [c.310]

    Сама по себе электролитическая диссоциация Сг(ОН)з и по тому и по другому направлению невелика, так как и основные, и особенно кислотные свойства гидроксида хрома выражены довольно слабо. В связн с этим соли трехвалентиого хрома подвергаются в растворах значительному гидролизу, а растворимые хромиты при отсутствии избытка щелочи гидролизованы практически нацело. Примером не растворимого в воде хромита может служить хромистый железняк [Ре(Сг02)2]. [c.245]

    Характеристические соединения. Элементы первой диады образуют летучие оксиды Кп04 и 0804. Это единственные в своем роде примеры соединений, в которых степень окисления элемента УПШ-группы равна -Н8, т.е. отвечает номеру группы. В силу координационной насыщенности эти оксиды не присоединяют воду, поэтому им не отвечают гидроксиды. Они способны растворяться в воде, химически с ней не взаимодействуя. Кислотный характер этих оксидов проявляется лишь в их способности образовывать комплексные соли с основными гидроксидами, например К2[0804(0Н)2]. Отвечаюпдае подобным комплексным солям кислоты называются аквакислотами, наприме]) Н2[0804(0Ы)2]. [c.497]

    К кислотно-основному (ионному) катализу относятся реакции гидратации, дегидратации, аминирования, изомеризации, алкилирования и т. п. (см. табл. 8). Катализаторами для этих реакциГ служат твердые кислоты или основания, обладающие лишь ионной проводимостью. К кислотным катализаторам относятся малолетучие кислоты (Н3РО4, Н2504), нанесенные на пористые носители, кислые соли (фосфаты, сульфаты), а также твердые неорганические вещества, способные передавать анионы (алюмосиликаты, частично гидратированные оксиды А1, 51, У, галогениды металлов). К основным катализаторам относятся гидроксиды и оксиды щелочных и щелочноземельных металлов на носителях и без них, щелочные или щелочноземельные соли слабых кислот (карбонаты и т, п.). [c.226]

    Осаждение гидроксидов или карбонатов из растворов их солей совместно с носителем или без носителя с последующим фор-мсвгнием и прокаливанием контактной массы (осажденные катализаторы), Так, катализаторы кислотно-основных реакций готовят соосаждением компонентов, нанример совместной коагуляцией гелей (алюмосиликаты, силикагель). Контактную массу формуют в виде таблеток, зерен или гранул.  [c.234]

    Отличительной особенностью этой грушты материалов является то, что в основе их монолитизации лежат процессы синтеза фосфатных соединений [16]. Для фосфатных цементов отвердевание обусловлено хими-чес1сим взаимодействием исходного твердого порошкообразного компонента с жидкостью затворения, содержащей фосфатные анионы. В качестве таких жидкостей могут использоваться как водные растворы фосфорных кислот (главным образом ортофосфорной), так и растворы кислых фосфатов (фосфатные связки), например аммония, алюминия, магния, хрома и т. д. В качестве порошкообразного компонента фосфатных композиций используются оксиды и гидроксиды различных металлов, стекла различного состава, соли, бескислородные соединения, порошки металлов и т. д. Основным химическим процессом, инициирующим твердение фосфатных композиций, является кислотно-основное взаимодействие жидкости затворения и твердого вещества. Условия проявления вяжущих свойств зависят как от свойств фосфатного затворителя (степень нейтрализации, химический состав), так и химических особенностей порошковой части. Повышение основности по- [c.293]

---

Кислотные оксиды — получение и химические свойства » HimEge.ru

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или основными оксидами) с образованием солей.

Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления, им соответствуют кислотные гидроксиды, обладающие свойствами кислот.
Например, S⁺⁶O₃ → H₂S⁺⁶O₄; N₂⁺⁵O₅ → HN⁺⁵O₃, причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду.

Получение кислотных оксидов

1. Окисление кислородом

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅,

2. Горение сложных веществ

СН₄  + 2О₂  → СО₂  + 2 Н₂О;

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂,

Химические свойства кислотных оксидов

1. Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

CO₂ + H₂O = H₂CO₃,

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃,

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO_4.

2. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их следующие реакции с образованием солей:

с основными оксидами:	SO3 + Na2O = Na2SO4
с амфотерными оксидами:	P2O5 + Al2O3 = 2AlPO4
со щелочами:	CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O

3. Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например,

СO₂ + C = 2CO,

2SO₂ + O₂ = 2SO₃,

SO₂ +2H₂S = 3S + 2H₂O,

4CrO₃ + C₂H₅OH = 2Cr₂O₃ + 2CO₂ + 3H₂O

4. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие кислотные оксиды из их солей (сплавление):

Na₂CO₃ + SiO₂    →    Na₂SiO₃ + CO₂↑

Задание-конспект по химии на тему: «Классы неорганических веществ»

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

ЗАДАНИЕ-КОНСПЕКТ

ОКСИДЫ

1. Приведите примеры основных оксидов.

Оснóвные оксиды: __________________________________________________

2. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства основных оксидов.

а) взаимодействуют с водой с образованием оснований

б) взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей

в) взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соли (сплавление)

3. Приведите примеры кислотных оксидов.

Кислотные оксиды: __________________________________________________

4. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства кислотных оксидов.

а) непосредственно соединяются с водой (за исключением SiO₂), образуя кислоты

б) взаимодействуют с основными оксидами и гидроксидами, образуя соли

в) реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами

5. Приведите примеры амфотерных оксидов.

Амфотерные оксиды: __________________________________________________

6. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства амфотерных оксидов.

а) По отношению к кислотам и кислотным оксидам амфотерные оксиды ведут себя подобно оснóвным, образуя с ними соли:

б) Амфотерные оксиды проявляют также кислотные свойства, взаимодействуя с водными растворами щелочей, при сплавлении с оксидами, гидроксидами или карбонатами активных металлов:

ОСНОВАНИЯ

7. Приведите примеры реакций, позволяющих получить основания.

а) Взаимодействием активных металлов с водой

б) растворением в воде соответствующих оксидов

в) электролизом растворов солей (обычно галогенидов) активных металлов.

г) нерастворимые в воде основания получают действием на их растворимые соли щелочами:

д) реакции взаимодействия растворов солей металлов со щелочами можно использовать и для получения некоторых щелочей:

8. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства оснований.

а) взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли

б) взаимодействуют с амфотерными оксидами и основаниями сплавлением

в) при взаимодействии с амфотерными гидроксидами в растворе образуются комплексные соли

г) растворимые основания взаимодействуют с солями, образуя новую соль и новое основание:

КИСЛОТЫ

9. Приведите примеры реакций, позволяющих получить кислоты.

а) Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции, на каждую схему представьте пример реакции):

E₂O₃+H₂O=2HEO₂ (E=N, As)

EO₂+H₂O=H₂EO₃ (E=C, Se)

E₂O₅+H₂O=2HEO₃ (E=N, P, I)

E₂O₅+3H₂O=2H₃EO₄ (E=P, As)

EO₃+H₂O=H₂EO₄ (E=S, Se, Cr)

E₂O₇+H₂O=2HEO₄ (E=Cl, Mn)

б) обменной реакцией между солями и кислотами. При этом кислоту нужно брать более сильную или менее летучую, чем кислота, которую получают.

в) окислением простых веществ:

10. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства кислот.

а) взаимодействуют с основными оксидами и основаниями (реакция нейтрализации) с образованием солей и воды:

б) взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

в) реагируют с солями. При взаимодействии кислот с солями необходимо учитывать, в каком агрегатном состоянии находится соль. Реакция с растворами солей протекает в том случае, если выпадает осадок или выделяется газ:

Для реакции с твердыми солями берут соль менее сильной кислоты:

г) кислоты реагируют с металлами. Взаимодействие кислот с металлами зависит от концентрации кислоты и активности металла.

АМФОТЕРНОСТЬ

11. Приведите примеры реакций, позволяющих получить амфотерные гидроксиды.

а) взаимодействием солей со щелочами в эквивалентных количествах:

б) действием сильной кислоты на соль, в которой металл, образующий амфотерный гидроксид, входит в состав аниона:

Поскольку амфотерные гидроксиды растворяются в кислотах, необходимо действовать на соль эквивалентным количеством кислоты по отношению к металлу.

12. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства амфотерных гидроксидов.

а) взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, проявляя свойства оснований:

б) взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, проявляя свойства кислот:

расплав

раствор

СОЛИ

13. Приведите примеры средних солей.

Средние соли: __________________________________________________

Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах.

14. Приведите примеры реакций, позволяющих получить средние соли.

1)

1а) основной гидроксид+кислотный гидроксид→…

1б) амфотерный гидроксид+кислотный гидроксид→…

1в) основной гидроксид+амфотерный гидроксид→…

(в расплаве)

(в расплаве)

2)

2а) основной оксид+кислотный гидроксид→…

2б) амфотерный оксид+кислотный гидроксид→…

2в) основный оксид+амфотерный гидроксид→…

(в расплаве)

(в расплаве)

3)

3а) основный гидроксид+кислотный оксид→…

3б) амфотерный гидроксид+кислотный оксид→…

3в) основной гидроксид+амфотерный оксид→…

(в расплаве)

(в расплаве)

4)

4а) оснóвный оксид+кислотный оксид→…

4б) амфотерный оксид+кислотный оксид→…

4в) оснóвный оксид+амфотерный оксид→…

15. Приведите примеры кислых солей.

Кислые соли: __________________________________________________

Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) и др., образуются при действии на оснóвные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:

Ba(H₂PO₄)₂BaHPO₄↓Ba₃(PO₄)↓

Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (KHCO₃=K⁺+HCO₃^–).

16. Приведите примеры основных солей.

Основные соли: __________________________________________________

Оснóвные соли содержат гидроксогруппы ОН^–, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO₃(OH), Ca₂SO₄(OH)₂, Cu₂CO₃(OH)₂, образуются при действии на кислотные гидроксиды и з б ы т к а оснóвного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:

Оснóвные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:

Большинство оснóвных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:

17. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие химические свойства солей.

Соли являются твердыми кристаллическими веществами. По растворимости в воде их подразделяют на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые.

Соли вступают в реакции:

а) гидролиза (обменное взаимодействие с водой). Гидролизу подвергаются соли, образованные:

а) слабыми кислотами и сильными основаниями;

б) слабыми основаниями и сильными кислотами;

в) слабыми кислотами и слабыми основаниями.

б) с кислотами с образованием новой кислоты и новой соли:

в) со щелочами, с образованием новой соли и нового основания:

г) с металлами с образованием новой соли и другого металла:

д) с другими солями с образованием новых солей:

Реакции взаимодействия между солями направлены в сторону образования малорастворимых или плоходиссоциирующих в воде солей.

Выполните упражнения для закрепления материала

1. Необходимо составить уравнения, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Fe(OH)₃→Fe₂O₃→Fe→FeCl₃→FeOHCl₂→Fe₂(SO₄)₃→Fe(NO₃)₃;

б) P→P₂O₅→H₃PO₄→Ca₃(PO₄)₂→Ca(H₂PO₄)₂→Ca₃(PO₄)₂;

в) Cu(OH)₂→CuO→Cu→CuSO₄→Cu₂(OH)₂SO₄→Cu(NO₃)₂;

г) Ca(HCO₃)₂→CaCO₃→CaO→CaCl₂→CaCO₃→CaSO₄;

д) Al₂O₃→KAlO₂→Al(OH)₃→AlOHSO₄→Al→Al(NO₃)₃;

е) Zn→ZnSO₄→Zn(OH)₂→Na₂ZnO₂→ZnCl₂→ZnCO₃→ZnO;

ж) CO₂→Ca(HCO₃)₂→CaCO₃→CaCl₂→Ca(OH)₂→CaCO₃→CO₂;

з) SiO₂→Si→Mg₂Si→SiH₄→SiO₂→Na₂SiO₃→H₂SiO₃→SiO₂;

и) Al→NaAlO₂→AlCl₃→K[Al(OH)₄]→Al₂O₃→Al→AlCl₃→AlOHCl₂;

к) S→FeS→SO₂→H₂SO₃→FeSO₄→FeHSO₄→Fe₂(SO₄)₃→FeOHSO₄;

л) Cu→Cu(NO₃)₂→Cu(OH)₂→CuOHCl→CuCl₂→[Cu(NH₃)₄]Cl₂;

м) (NH₄)₂Cr₂O₇→Cr₂O₃→Cr(OH)₃→NaCrO₂→Na₂CrO₄→NaHCrO₄;

н) NaHCO₃→Na₂CO₃→Na₂O→Na₂SO₄→NaOH→Cr(OH)₃→CrOHSO₄;

о) KMnO₄→MnO₂→K₂MnO₄→KMnO₄→H₂MnO₄→MnO₂→Mn(OH)₄→MnCl₄;

п) ZnO→Al₂(ZnO₂)₃→Zn(OH)₂→ZnCl₂→ZnOHCl→ZnCl₂.

Формула гидроксида в химии

Определение и формула гидроксида

Основная классификация гидроксидов основывается на их природе. Различают основные, амфотерные и кислотные гидроксиды.

Основные гидроксиды (основания, щелочи)

К ним относятся соединения металлов общей формулы или , а также раствор аммиака в воде (гидроксид аммония ). В данных веществах металл принимает степень окисления или или .

Примеры:

Щелочами называют гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, которые в воде они диссоциируют нацело, т.е. являются сильными электролитами.

Они проявляют типичные основные свойства реагируя с кислотными оксидами, кислотами, амфотерными соединениями (при сплавлении fus. и в растворе sol.), растворимыми солями:

   

   

   

   

   

Остальные основные гидроксиды обладают практически такими же химическими свойствами, но они как правило нерастворимы в воде и не взаимодействуют с амфотерными соединениями.

Амфотерные гидроксиды

Это гидроксиды металлов со степенью окисления , . Есть исключения (например, ), в которых металл проявляет степень окисления .

Примеры: .

В зависимости от условий амфотерные вещества могут проявлять или основные или кислотные свойства.

Они представляют собой твёрдые вещества, которые не растворяются в воде, и так правило являются слабыми электролитами.

При воздействии температуры происходит разложение соединения с образованием амфотерного оксида, например:

   

При взаимодействии с кислотами образуются соли:

   

Пример реакции с сильным основанием в зависимости от условий проведения реакции рассмотрен выше.

Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты)

Это как правило гидроксиды неметаллов, имеющих степень окисления , либо гидроксиды металлов в высших степенях окисления.

Примеры:

Большая часть неорганических кислот при обычных условиях находятся в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная), а некоторые нельзя выделить в виде индивидуальных соединений.

Кислоты реагируют с основаниями, основными оксидами и металлами с образованием солей:

   

   

   

Примеры решения задач

Урок по теме «Свойства оксидов и гидроксидов элементов III периода»

Цель урока: Изучить свойства оксидов и гидроксидов элементов III периода.

Задачи урока.

• Образовательная. Используя проблемно-интегративный подход к обучению с применением исследовательского эксперимента, направить поисковую деятельность учащихся на установление закономерности в изменении свойств оксидов и гидроксидов элементов III периода, сформировать понятие об амфотерности.
• Воспитательная. Формировать научное мировоззрение, творчество мышления, радость познания.
• Развивающая. Развить познавательную активность, интеллектуальные способности и логическое мышление учащихся.

Оборудование:Таблицы «Периодическая система химических элементов Д. И Менделеева», «Растворимость кислот и оснований в воде», «Относительная электроотрицательность элементов». Компьютеры, мультимедийный проектор. Демонстрационный штатив с пробирками, капельница.

Химреактивы: Гидроксиды элементов III периода, индикаторы, соляная кислота, раствор хлорида алюминия.

Ход урока

I этап. Актуализация опорных знаний учащихся.

Использую наиболее традиционный вариант реализации этого этапа – фронтальную беседу с применением необходимых средств наглядности, исследовательский эксперимент, выполнение упражнений.

Проецируем на экран вопросы, на которые учащиеся должны ответить:

1. Что такое ионная связь? Приведите примеры веществ с ионной связью.
2. Что такое ковалентная связь? Назовите два вида ковалентной связи. Приведите примеры.
3. Как вы понимаете термин «Относительная электроотрицательность элементов»? Электроотрицательность какого элемента условно принята за единицу?
4. Как изменяется электроотрицательность элементов в периодах с увеличением порядковых номеров элементов, в А – подгруппах?
5. Свяжите понятия «Электроотрицательность» и «Химическая связь».
6. Как изменяются размеры атомов в периодах с увеличением порядковых номеров элементов?

После повторения предлагаю учащимся составить формулы оксидов элементов III периода и определить вид химической связи в каждом случае:

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

Отдельным учащимся заранее предложена работа на компьютерах по составлению электронных формул оксидов с ионной и ковалентной связью.

Na2+ []2-		Mg2+ []2-
ионная связь		ионная связь
ковалентная полярная связь		ковалентная полярная связь

После проекции этих формул на экран предлагаю учащимся определить характер данных оксидов: (оксиды натрия и магния – основные по характеру, оксиды фосфора (V) и хлора (VII) – кислотные).

Формулируем вывод по данной части работы: основные оксиды – ионные соединения, кислотные оксиды – ковалентные.

Используя опорный конспект (приложение 1), предлагаю учащимся охарактеризовать свойства основных и кислотных оксидов, выполнив упражнение:

1) MgO + HCl →		2) SO3 + NaOH→
3) Na2O + H2O→		4) P2O5+H2O→

Акцентирую внимание учащихся на то, что основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотные — со щелочами с образованием соли и воды. При взаимодействии основных оксидов элементов I-A и II – А групп образуются гидроксиды — щелочи. При взаимодействии кислотных оксидов с водой образуются гидроксиды – кислоты.

?Что же такое гидроксид? (Это продукт соединения оксида с водой)

Учитель. Однако не все гидроксиды можно получить реакцией оксида с водой. Например,

SiO₂+ H₂O ≠ реакция не идет
Al₂O₃+ H₂O ≠ реакция не идет

Гидроксид кремния (кремниевую кислоту) и гидроксид алюминия получают другими способами. Об этом мы поговорим несколько позже.

Далее предлагаю учащимся продолжить работу над схемой: под формулами оксидов элементов III периода записать формулы их гидроксидов.

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

По таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» определяем растворимость гидроксидов в воде.

II этап. Создание проблемной ситуации. Исследовательский эксперимент.

? С помощью каких веществ можно доказать принадлежность гидроксида к основаниям или кислотам?

Учащиеся вспоминают, что для этого есть индикаторы.

Предлагаю испытать раствором лакмуса каждый из предложенных гидроксидов:

NaOH

Mg(OH)2

H3PO4

H2SO4

По ходу проведения опытов учащиеся комментируют их и делают вывод, что в растворах гидроксидов металлов фиолетовый лакмус изменяет окраску в синий цвет, а в растворах кислот – в красный. Составляем уравнение электролитической диссоциации щелочи и кислоты.

NaOH ↔ Na⁺+OH^— (образуется гидроксид –ион, изменяющий окраску лакмуса в синий цвет)
H₂SO₄+H₂O↔H₃O⁺+HSO₄^— (образуется ион оксония, т. е. гидратированный протон Н⁺(Н₂О), изменяющий окраску лакмуса в красный цвет).

Учитель. Подумайте, почему я не предложила испытать индикатором гидроксиды кремния и алюминия? (Они не растворимы в воде).

Предлагаю продолжить работу со схемой, отметив характер гидроксидов их растворимость в воде.

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Щелочь

Малораств. основание

Нерастворимые вещества

растворимые кислоты

В процессе беседы устанавливаем закономерность изменения свойств гидроксидов:

1. Какое основание сильнее NaOH или Mg(OH)₂
2. Сравните силу кислот как электролитов. Назовите самую слабую из них и самую сильную.
3. Отметьте на схеме, как изменяются основные и кислотные свойства гидроксидов с увеличением порядковых элементов III периода

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Щелочь

Малораств. основание

Нерастворимые вещества

растворимые кислоты

Основные свойства ослабевают —>

кислотные свойства усиливаются —>

III этап. Постановка учебной проблемы.

Почему основные свойства гидроксидов элементов III периода ослабевают, а кислотные – усиливаются? 

IV этап. Решение учебной проблемы.

Учитель. Попытаемся найти ответ на этот вопрос, используя знания об относительной электроотрицательности элементов, видах химической связи и сравнивая размеры атомов (ионов).

Проецируем на экран электронные формулы гидроксидов элементов III периода (приложение 2).

Путем фронтальной беседы по вопросам, приведенным ниже, устанавливаем, почему гидроксид натрия обладает большим основным характером, чем гидроксид магния.

1. Из каких частиц состоят эти вещества? (Из катионов металла и гидроксид-анионов)
2. Какая связь образуется между ионами? (ионная).
3. Составьте уравнение реакции диссоциации гидроксида натрия.
4. Почему химическая связь разрывается между натрием и кислородом?
   Учитель. Кислород – сильноэлектроотрицательный элемент, он оттягивает электронную плотность связи с натрием на себя, атом натрия превращается в ион. Кроме того, ион натрия имеет большой размер (обращаю внимание учащихся на рисунок 18.7 в учебнике Л.С. Гузей), следовательно, длина связи натрия с кислородом большая, поэтому связь слабая. Этим объясняется хорошая растворимость гидроксида натрия и распад электролита на ионы с освобождение гидроксид-аниона.
5. Сравните размеры ионов натрия и магния, а также величины из зарядов.
   Учащиеся дают ответ, что размер иона натрия больше, а величина заряда иона натрия меньше, чем у иона магния.
6. Подумайте, в каком случае будет прочнее связь: между катионом натрия и гидроксид-анионом, или между катионом магния и гидроксид-анионом? Почему?
   Учащиеся находят правильный ответ: между катионом магния и гидроксид-анионом связь более прочная, т.к. заряд катиона магния больше, а размер меньше. Поэтому способность катиона магния удерживать гидроксид-анион больше, т.е. процесс распада его как электролита затруднен по сравнению с гидроксидом натрия. Гидроксид магния более слабое и мене растворимое основание, чем гидроксид натрия.
7. Что же тогда можно сказать о свойстве гидроксида алюминия? (По причине увеличения заряда катиона алюминия Al³⁺ и уменьшения его размера отрыв гидроксид-аниона еще более затруднен. Гидроксид алюминия нерастворимое и малодиссоциирующее в воде вещество).

Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств.

Предлагаю учащимся получить гидроксид алюминия реакцией ионного обмена. Подбираем вещества, проводим опыт, составляем уравнение реакций:

Al³⁺+3OH^— =Al (OH)₃↓ (это нерастворимое в воде основание)

Прошу исследовать свойства гидроксида алюминия:

1) В одну пробирку со свежеосажденным гидроксидом алюминия добавляем раствор соляной кислоты – наблюдаем растворение осадка. Составляем уравнения реакций:

Al(OH)₃+3HCl= AlCl₃+3H₂O
Al(OH)₃+3H⁺=Al³⁺+3H₂O

Делаем вывод, что гидроксид алюминия проявил себя, как основание.

2) В другую пробирку с гидроксидом алюминия добавляем раствор щелочи – наблюдаем растворение осадка. В этом случае гидроксид алюминия проявил свойства кислоты. Подумайте, как это можно объяснить? Сопоставьте размеры ионов магния и алюминия, величины их зарядов, а также относительные электроотрицательности элементов.

Учащиеся отмечают, что размер катиона алюминия меньше размера катиона магния, а величина заряда и электроотрицательность – больше, чем у магния.

? К чему это приводит? (К уменьшению заряда на атоме кислорода гидроксогруппы, и, следовательно, к облегчению отщепления катиона водорода. Вот почему гидроксид алюминия проявляет свойства кислоты).

Учитель. Существует кислотная форма гидроксида алюминия HAlO2 – металюминиевая кислота. Это очень слабая кислота, но она взаимодействует со щелочью с образованием соли и воды:

Таким образом, гидроксид алюминия проявляет как свойства основания, так и свойства кислоты, т. е. является амфолитом или амфотерным соединением (вносим эту информацию в схему).

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Щелочь

Малораств. основание

Нерастворимые вещества

растворимые кислоты

амфотерный гидроксид

Основные свойства ослабевают —>

кислотные свойства усиливаются —>

Учитель. Теперь ответим на вопрос, почему кислотные свойства гидроксидов элементов III периода усиливаются.

Провожу беседу по вопросам:

1. Как вы считаете, в молекулах кислот связи ковалентные или ионные? (ковалентные полярные).

2. Почему они полярные? (Соединяются элементы с различной электроотрицательностью).

3. Сравните значение относительных электроотрицательностей элементов Si, P, S, Cl. Как они изменяются? (увеличиваются). Обратите внимание на значение относительной электроотрицательности элемента кислорода (оно больше, чем у Si, P, S, Cl)
   Связь считается боле полярной, если разность значений электротрицательностей соединяющихся элементов больше.

4. Определите, в какой из кислот степень полярности ковалентной связи атома неметалла с атомом кислорода больше: в кремниевой или в фосфорной?
   Учащиеся путем простого подсчета приходят к выводу: что связь атомов кремния и кислорода более полярная.
   Учитель. Электронная плотность связи кремния с кислородом сильно смещена к атому кислорода, поэтому он приобретает большой отрицательный заряд. По этой причине атом водорода сильно притягивается к атому кислорода, что делает связь О-Н более прочной. Это препятствует процессу диссоциации. Кремниевая кислота практически не диссоциирует на ионы и в воде нерастворима.

5. Как изменяется полярность связи Р-О в молекуле фосфорной кислоты?
   Учащиеся отвечают, что она уменьшается, т. е. электронная плотность на атоме кислорода становится меньше, прочность связи атомов кислорода и водорода ослабевает.

6. Как это влияет на свойства фосфорной кислоты?
   Учащиеся отвечают, что фосфорная кислота электролит средней силы и в воде растворяется.
   Н₃РО₄+Н₂О ↔ Н₃О⁺+Н₂РО₄^—

Учитель. Считаю, что теперь вы сможете ответить на вопрос, почему серная и хлорная кислоты являются сильными электролитами. Покажите смещение электронной плотности связей на электронных формулах и объясните, почему серная кислота сильнее фосфорной.

Теперь мы ответили на вопрос, почему кислотные свойства гидроксидов элементов III периода усиливаются.

Такая же закономерность в изменении свойств характерна и для оксидов

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

Основные оксиды

амфотерный гидроксид

кислотные оксиды

Обсужденные закономерности наблюдаются во всех периодах периодической системы химических элементов:

При переходе от элемента к элементу слева направо по периоду свойства их оксидов и гидроксидов закономерно меняются от основных через амфотерные к кислотным.

V этап. Применение найденного решения.

На данном этапе считаю целесообразным выполнение тестовых заданий, чтобы учащиеся могли применять на практике только что усвоенную информацию (приложение 3) 

VI этап. Рефлексия. Оценка деятельности класса.

Подвожу итог урока. Отмечаю, что учащиеся с помощью применения ранее приобретенных знаний и проведенных исследований пытались овладеть самым главным в процессе познания – умением находить истину.

Даю оценку деятельности учащихся и объясняю домашнее задание.

Приложения

гидроксид | химическое соединение | Britannica

hydroxide , любое химическое соединение, содержащее одну или несколько групп, каждая из которых содержит по одному атому кислорода и водорода, связанных вместе и функционирующая как отрицательно заряженный ион OH ^—. Положительно заряженная часть соединения обычно представляет собой ион металла (, например, натрия, магния или алюминия), хотя это может быть органическая группа (, например, гуанидиния или тетраметиламмония). Предпочтительно характеризовать присутствие неионизированной ковалентно связанной гидроксильной группы OH с помощью приставки гидрокси, как в органическом соединении гидроксиуксусной кислоты, CH ₂ OHCOOH, или суффикса ol, как в метаноле, CH ₃ OH, а в координационных соединениях с приставкой hydroxo, как в тетрагидроксоаурате калия, KAu (OH) ₄ .

Гидроксиды включают щелочи, известные в лабораторных и промышленных процессах. Гидроксиды щелочных металлов, лития, натрия, калия, рубидия и цезия, являются самыми сильными основаниями, наиболее стабильными и наиболее растворимыми гидроксидами.Гидроксид натрия, NaOH, также известный как каустическая сода или щелочь, имеет большое промышленное значение. Кальций, барий и стронций — все щелочноземельные металлы — образуют растворимые гидроксиды, которые являются сильными основаниями, но менее стабильны, чем гидроксиды щелочных металлов. Из них гидроксид кальция Ca (OH) ₂ , широко известный как гашеная известь, является наиболее распространенным. За исключением гидроксида таллия (TlOH), гидроксиды других металлов, таких как магний, железо, висмут, никель, кобальт и медь, плохо растворяются в воде, но нейтрализуют кислоты.Гидроксиды бериллия, свинца, цинка, алюминия, хрома (трехвалентный), олова (двухвалентный), золота (трехвалентный) и некоторых других металлов проявляют как кислотные, так и основные свойства; , т.е. , они растворяются в водных растворах оснований или кислот. Гидроксиды и другие вещества, такие как оксиды и сульфиды, с этими двойными свойствами, называются амфотерными.

Британская викторина

Наука: факт или вымысел?

Ты загорелся физикой? Головоломка по поводу геологии? С помощью этих вопросов отделите научные факты от вымысла.

период 3 гидроксида

СВОЙСТВА ПЕРИОДА 3 «ГИДРОКСИДЫ» На этой странице вкратце рассматривается, как химический состав «гидроксидов» элементов периода 3 от натрия до хлора изменяется по мере того, как вы пересекаете этот период. Я использую слово «гидроксид» для обозначения всего, что содержит гидроксид-ион или группу -ОН, ковалентно связанную с рассматриваемым элементом. Вы обычно не думаете о некоторых соединениях на этой странице как о гидроксидах. Краткое изложение тенденций Гидроксиды натрия и магния Они содержат ионы гидроксида и являются простыми гидроксидами основного характера. Гидроксид алюминия Гидроксид алюминия, как и оксид алюминия, является амфотерным — он обладает как основными, так и кислотными свойствами.
	Примечание: Я понятия не имею, как описать гидроксид алюминия в ионно-ковалентном спектре.Частично проблема в том, что существует несколько форм гидроксида алюминия. Например, когда его получают путем добавления раствора аммиака к раствору, содержащему ионы гексаакваалюминия, [Al (H 2 O) 6 ] 3+ , он, вероятно, сначала образуется в виде ковалентно связанного Al (H 2 О) 3 (ОН) 3 . Но он потеряет воду и перестроится при стоянии — а я не знаю, что именно образуется. Учебники по химии, которые мне приходится держать в руках, не слишком ясны о структуре гидроксида алюминия, насколько это известно о степени ковалентности, и поиск в Интернете (пока мне это не надоест!) Не дал результатов. любые надежные сайты по химии, которые это обсуждали.Некоторые геологические сайты описывают минерал гиббсит (встречающаяся в природе форма гидроксида алюминия) в терминах ионов, но действительно ли он содержит ионы или это просто упрощение как удобный способ говорить и рисовать сложную структуру, я не не знаю.
Прочие «гидроксиды» Все они имеют -ОН-группы, ковалентно связанные с атомом, начиная с периода 3. Все эти соединения являются кислотными — от очень слабокислых кремниевых кислот (одна из которых показана ниже) до очень сильных серной или хлорноватой (VII) кислот. . Существуют и другие кислоты (также содержащие группы -ОН), образованные этими элементами, но это те, у которых элемент Периода 3 находится в наивысшей степени окисления. Добавляем детали Гидроксиды натрия и магния Они оба являются основными, поскольку содержат ионы гидроксида — сильное основание. Оба реагируют с кислотами с образованием солей. Например, с разбавленной соляной кислотой вы получите бесцветные растворы хлорида натрия или хлорида магния. NaOH + HCl NaCl + H 2 O Mg (OH) 2 + 2HCl MgCl 2 + 2H 2 O Гидроксид алюминия Гидроксид алюминия амфотерный. Подобно гидроксидам натрия или магния, реагирует с кислотами. Это показывает основную сторону его природы. С разбавленной соляной кислотой образуется бесцветный раствор хлорида алюминия. Al (OH) 3 + 3HCl AlCl 3 + 3H 2 O Но гидроксид алюминия также имеет кислую природу. Он будет реагировать с раствором гидроксида натрия с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия. Al (OH) 3 + NaOH NaAl (OH) 4
	Примечание: Вы можете найти всевозможные другие формулы для продукта этой реакции.Они варьируются от NaAlO 2 (который представляет собой дегидратированную форму той, что указан в уравнении) до Na 3 Al (OH) 6 (который представляет собой совершенно другой продукт). То, что вы действительно получите, будет зависеть от таких вещей, как температура и концентрация раствора гидроксида натрия. В любом случае, правда почти наверняка намного сложнее, чем что-либо из вышеперечисленного. (Это в равной мере относится и к предыдущему уравнению, касающемуся кислоты.) Это тот случай, когда было бы неплохо узнать, что ваши экзаменаторы цитируют в своих вспомогательных материалах или схемах оценок, и придерживаться этого. При необходимости получите такую ​​информацию на экзаменационной комиссии, перейдя по ссылкам на странице учебных программ.
Прочие «гидроксиды» Быстрое напоминание о том, о чем мы здесь говорим: Ни один из них не содержит гидроксид-ионы. В каждом случае группа -ОН ковалентно связана с элементом периода 3, и в каждом случае атомы водорода на этих группах -ОН могут быть удалены основанием.Другими словами, все эти соединения кислые. Но они значительно различаются по силе: Ортокремниевая кислота действительно очень слабая. Фосфорная (V) кислота — слабая кислота, хотя и несколько более сильная, чем простые органические кислоты, такие как этановая кислота. Серная кислота и хлорноватая (VII) кислоты являются очень сильными кислотами. Основным фактором при определении силы кислоты является то, насколько стабилен анион (отрицательный ион) после удаления водорода. Это, в свою очередь, зависит от того, насколько отрицательный заряд может распространяться по остальной части иона. Если отрицательный заряд полностью останется на атоме кислорода, оставшемся от группы -ОН, он будет очень привлекательным для ионов водорода. Потерянный ион водорода будет легко улавливаться, а кислота будет слабой. С другой стороны, если заряд может быть распределен (делокализован) по всему иону, он будет настолько «разбавлен», что не будет легко притягивать водород обратно.Тогда кислота будет сильной. Везде, где это возможно, отрицательный заряд делокализован за счет взаимодействия с атомами кислорода с двойной связью. Например, в хлорноватой (VII) кислоте образующийся ион представляет собой хлорат-ион (VII) (также известный как перхлорат-ион), ClO 4 — . Структура иона не такая, как у : Вместо этого отрицательный заряд делокализован по всему иону, и все четыре связи хлор-кислород идентичны.
	Примечание: Это похоже на делокализацию, которая происходит в этаноат-ионе, образующемся, когда этановая кислота ведет себя как слабая кислота (за исключением более крупных масштабов). Вы найдете это более подробно на странице, посвященной органическим кислотам. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, если вы решите перейти по этой ссылке.
Когда серная кислота теряет ион водорода с образованием иона гидросульфата HSO 4 — , заряд может распространяться на три атома кислорода (исходный с отрицательным зарядом и две двойные связи сера-кислород.Это все еще эффективная делокализация, а серная кислота почти так же сильна, как хлорная (VII) кислота.
	Примечание: Серная кислота, конечно, может потерять второй ион водорода из другой группы -ОН и образовать ионы сульфата. Однако это немного сложнее. Если вы потеряете второй водород, вы можете использовать все четыре атома кислорода для делокализации заряда, но теперь вам нужно сделать два отрицательных заряда , а не один.Ион гидросульфата не является сильной кислотой. По силе он аналогичен фосфорной (V) кислоте.
Фосфорная (V) кислота намного слабее серной кислоты, потому что у нее есть только одна двойная связь фосфор-кислород, которую она может использовать для делокализации заряда на ионе, образованном за счет потери одного иона водорода, так что заряд на этом ионе делокализован меньше. эффективно. В ортокремниевой кислоте нет двойных связей кремний-кислород, делокализовавших заряд.Это означает, что ион, образованный потерей иона водорода, совсем не стабилен и легко восстанавливает свой водород.
	Примечание: Если вам нужны реакции этих кислот с основаниями, вы найдете их на странице о реакциях оксидов Периода 3. Вы также найдете там информацию о некоторых других фосфорных, серных и хлорсодержащих кислотах, которые образуются при реакции соответствующих оксидов с водой.
Куда бы вы сейчас хотели отправиться? В меню «Период 3».. . В меню «Неорганическая химия». . . В главное меню. . . © Джим Кларк 2005 (последнее изменение — ноябрь 2021 г.)

Открытые учебники | Сиявула

Математика

Наука

• • Читать онлайн

  • Учебники

    • Английский

      • класс 7А

      • марка 7Б

      • 7 класс (A и B вместе)

    • Африкаанс

      • Граад 7А

      • Граад 7Б

      • Граад 7 (A en B saam)

  • Пособия для учителя

• • Читать онлайн

  • Учебники

    • Английский

      • марка 8А

      • марка 8Б

      • 8 класс (A и B вместе)

    • Африкаанс

      • Граад 8А

      • Граад 8Б

      • Граад 8 (A en B saam)

  • Пособия для учителя

• • Читать онлайн

  • Учебники

    • Английский

      • марка 9А

      • Марка 9Б

      • 9 класс (A и B вместе)

    • Африкаанс

      • Граад 9А

      • Граад 9Б

      • Граад 9 (A en B saam)

  • Пособия для учителя

• • Читать онлайн

  • Учебники

    • Английский

      • класс 4А

      • марка 4Б

      • Класс 4 (вместе A и B)

    • Африкаанс

      • Граад 4А

      • Граад 4Б

      • Граад 4 (A en B saam)

  • Пособия для учителя

• • Читать онлайн

  • Учебники

    • Английский

      • Марка 5А

      • Марка 5Б

      • Оценка 5 (комбинированные A и B)

    • Африкаанс

      • Граад 5А

      • Граад 5Б

      • Граад 5 (A en B saam)

  • Пособия для учителя

• • Читать онлайн

  • Учебники

    • Английский

      • класс 6А

      • Марка 6Б

      • 6 класс (A и B вместе)

    • Африкаанс

      • Граад 6А

      • Граад 6Б

      • Граад 6 (A en B saam)

  • Пособия для учителя

Наша книга лицензионная

Эти книги не просто бесплатные, они также имеют открытую лицензию! Один и тот же контент, но разные версии (брендированные или нет) имеют разные лицензии, как объяснено:

CC-BY-ND (фирменные версии)

Вам разрешается и поощряется свободное копирование этих версий. Вы можете делать ксерокопии, распечатывать и распространять их сколь угодно часто. Вы можете скачать их на свой мобильный телефон, iPad, ПК или флешку. Вы можете записать их на компакт-диск, отправить по электронной почте или загрузить на свой веб-сайт. Единственное ограничение заключается в том, что вы не можете адаптировать или изменять эти версии учебников, их содержание или обложки, поскольку они содержат соответствующие бренды Siyavula, спонсорские логотипы и одобрены Департаментом базового образования. Для получения дополнительной информации посетите Creative Commons Attribution-NoDerivs 3.0 Непортированный.

Узнайте больше о спонсорстве и партнерстве с другими, которые сделали возможным выпуск каждого из открытых учебников.

CC-BY (версии без марочного знака)

Эти небрендированные версии одного и того же контента доступны для вас, чтобы вы могли делиться ими, адаптировать, трансформировать, модифицировать или дополнять их любым способом, с единственным требованием — дать соответствующую оценку Siyavula. Для получения дополнительной информации посетите Creative Commons Attribution 3.0 Unported.

Растворимость гидроксидов металлов — Chemistry LibreTexts

Цели обучения

• Оцените pH раствора из-за осадка гидроксида металла.
• Рассчитайте максимальную концентрацию ионов металлов, если известен pH.
• Объясните поведение амфотерных гидроксидов металлов.

Гидроксиды большинства металлов нерастворимы; некоторые, например \ (\ ce {Ca (OH) 2} \), \ (\ ce {Mg (OH) 2} \), \ (\ ce {Fe (OH) 2} \), \ (\ ce { Al (OH) 3} \) и т. Д. Плохо растворимы. Однако гидроксиды щелочных металлов \ (\ ce {CsOH} \), \ (\ ce {KOH} \) и \ (\ ce {NaOH} \) хорошо растворимы, что делает их сильными основаниями. При растворении эти гидроксиды полностью ионизируются.Поскольку концентрация гидроксида, \ (\ ce {[OH-]} \), является интегрированным свойством раствора, растворимость гидроксида металла зависит от pH, pOH или \ (\ ce {[OH-]} \).

Гидроксиды щелочных металлов \ (\ ce {LiOH} \), \ (\ ce {NaOH} \), \ (\ ce {KOH} \), \ (\ ce {CsOH} \) растворимы, и их растворы базовый. Гидроксиды щелочноземельных металлов гораздо менее растворимы. Например, негашеная известь (\ (\ ce {CaO} \)) реагирует с водой с образованием гашеной извести, которая является малорастворимой.

\ [\ begin {array} {ccccl}
\ ce {CaO & + & h3O & \ rightleftharpoons & \: Ca (OH) 2} \\
\ textrm {quicklime} &&&& \ textrm {гашеная известь (слаборастворимая)}
\ end {array} \]

Молоко магнезии представляет собой суспензию \ (\ ce {Mg (OH) 2} \) ( K _sp = 7e-12).2 = \ textrm {7e-12} \]

Решение относительно x; х = 1,2e-4

\ [\ begin {align}
\ ce {[OH]} & = \ textrm {2.4e-4} \\
\ ce {pOH} & = 3,62
\ end {align} \]

\ [\ mathrm {pH = 14 — 3,62 = 10,38} \]

ОБСУЖДЕНИЕ

pH насыщенного раствора извести (\ (\ ce {Ca (OH) 2} \)) составляет около 10,0.

Амфотерные гидроксиды

Не все гидроксиды металлов ведут себя одинаково — то есть выпадают в осадок в виде твердых гидроксидов. Гидроксиды металлов, такие как \ (\ ce {Fe (OH) 3} \) и \ (\ ce {Al (OH) 3} \), реагируют с кислотами и основаниями, и их называют амфотерным гидроксидом .2} = \:? \: \ Ce M \)
Какое значение в г / л? Молярная масса \ (\ ce {Fe} \) составляет 55,8 г / моль.

Ответ Гидроксиды металлов, такие как \ (\ ce {Fe (OH) 3} \) и \ (\ ce {Al (OH) 3} \), которые вступают в реакцию с кислотами и основаниями, называются амфотерным гидроксидом.

Авторы и указание авторства

Реакции кислот: металлы, карбонаты и гидроксиды — Видео и стенограмма урока

Первая группа реакций, которые мы обсудим, — это сочетание металла и кислоты.Общая реакция приводит к соли и газообразному водороду. Не все металлы реагируют таким образом, но многие из них.

Для каждого типа реакции будет показано сбалансированное уравнение, которое означает, что количество атомов на стороне реагента (левая сторона стрелки) равно количеству атомов на стороне продукта (правая сторона стрелки). Также будет показано полное ионное уравнение, которое показывает ионы (или заряженные атомы) в водном растворе (когда материал растворен в воде).

Реакция магния с соляной кислотой дает хлорид магния (соль) и газообразный водород.

Уравнение выглядит следующим образом:

Mg (s) + 2HCl (aq) -> MgCl2 (aq) + h3 (g)

Вы увидите буквы в скобках рядом с символами элемента. Это просто показывает состояние, в котором находится элемент:

• (s) означает твердый
• (л) означает жидкость
• (водн.) Означает водный
• (г) означает газ

Когда происходит эта реакция, газообразный водород вызывает образование пузырьков, а в результате реакции выделяется тепло. Эта реакция известна как реакция однократного вытеснения , потому что магний вытесняет (и заменяет) другой элемент (водород).

Теперь давайте проверим ионное уравнение. Иногда используется чистое ионное уравнение, и это означает, что ионы, одинаковые с обеих сторон, будут вычеркнуты. Здесь мы просто представим полное уравнение:

Mg (s) + 2H + (aq) + 2Cl- (aq) -> Mg + 2 (aq) + 2Cl- (aq) + h3 (g)

For В нашем втором примере давайте посмотрим, что происходит, когда железо смешивается с серной кислотой. Здесь железа и серной кислоты дают сульфат железа (соль) и газообразный водород. Взгляните на вычисленное уравнение:

Fe (s) + h3 SO4 (водн.) -> Fe SO4 (водн.) + H3 (g)

Вновь образуются пузырьки из газообразного водорода, и реакция выделяет тепло.Как и первая реакция, это реакция однократного замещения (железо вытесняет водород).

И ионное уравнение:

Fe (т. Е.) + 2H + (водн.) + SO4-2 (водн.) -> Fe + 2 (водн.) + SO4-2 (водн.) + H3 (г)

Кислоты и Карбонаты

Перейдем к кислотам и карбонатам. Карбонат заряжен отрицательно и содержит углерод, связанный с тремя атомами кислорода. Общая реакция приводит к образованию соли, углекислого газа и воды.

Реакции между карбонатами и кислотами называются реакциями нейтрализации , потому что кислота нейтрализуется.Другими словами, кислота и основание (карбонат) нейтрализуются, или их pH приближается к 7.

Если вы когда-либо принимали Тумс для борьбы с кислотой желудка, вы испытали эту реакцию на собственном опыте. Тумс содержит карбонат, который нейтрализует кислоту в желудке. А если вы отрыгиваете, угадайте, почему? Да, в результате реакции образуется газ, и это вызывает у вас отрыжку.

Рассмотрим другой пример. Когда карбонат магния реагирует с соляной кислотой , образуется хлорид (соль) магния, вода и диоксид углерода.Сбалансированное уравнение:

MgCO3 (s) + 2HCl (aq) -> MgCl2 (aq) + h3 O (l) + CO2 (g)

Как и в других реакциях, пузырьки образуются (на этот раз из-за углерода диоксид) и выделяется тепло.

Ионное уравнение:

MgCO3 (s) + 2H + (aq) + 2Cl- (aq) -> Mg + 2 (aq) + 2Cl- (aq) + h3 O (l) + CO2 (g)

Теперь давайте посмотрим на карбонат цинка и азотная кислота , которые объединяются с образованием нитрата (соли) цинка, воды и диоксида углерода. Сбалансированное уравнение:

ZnCO3 (s) + 2HNO3 (вод.) -> Zn (NO3) 2 (вод. углекислый газ) появляются пузырьки. И, как и другие реакции, выделяется тепло.

Ионное уравнение:

ZnCO3 (т.) + 2H + (водн.) + 2NO3- (водн.) -> Zn + 2 (водн.

Кислоты и гидроксиды

Последняя группа, на которой мы остановимся, — это реакция с кислотой и гидроксидом.Гидроксид заряжен отрицательно и содержит атомы водорода и кислорода. Подобно карбонатным и кислотным реакциям, это реакции нейтрализации. Гидроксиды являются основаниями. Типичная реакция приводит к образованию соли и воды.

Первая реакция, которую мы рассмотрим, — это реакция хлористоводородной кислоты и гидроксида натрия , в результате которой образуются хлорид натрия (соль) и вода.

Вычисленное уравнение:

HCl (водный) + NaOH (водный) -> NaCl (водный) + h3 O (l)

Вы можете заметить, что газы не образуются, следовательно, нет пузырьков.Однако тепло все равно выделяется.

И ионное уравнение:

H + (водн.) + Cl- (водн.) + Na + (водн.) + OH- (водн.) -> Na + (водн.) + Cl- (водн.) + H3 O (l)

В этой конечной реакции гидроксид калия и азотная кислота образуют нитрат калия (соль) и воду. Вычисленное уравнение:

KOH (водн.) + HNO3 (водн.) -> KNO3 (водн.) + H3 O (l)

Подобно другой реакции с гидроксидом, пузырьки не образуются; однако он нагреется.

И ионное уравнение:

K + (водный раствор) + OH- (водный раствор) + H + (водный раствор) + NO 3 — (водный раствор) -> K + (водный раствор) + NO 3 — (водный раствор) + h3 O ( l)

Краткое содержание урока

Ого, как много было реакций! Звезды наших реакций — кислот, или веществ с pH менее 7.Мы реагировали кислотами с металлами, карбонатами и гидроксидами. Карбонаты — это атомы углерода, присоединенные к трем атомам кислорода, а гидроксиды состоят из кислорода и водорода вместе взятых. Карбонаты и гидроксиды — это оснований или веществ с pH выше 7.

Реакция	Пример	Результаты	Тип
Кислота и металл	Соляная кислота и магний	Соль и газообразный водород	Одинарный рабочий объем
Кислота и карбонаты	Соляная кислота и карбонат магния	Соль, диоксид углерода и вода	Нейтрализация
Кислота и гидроксиды	Азотная кислота и гидроксид калия	Соль и вода	Нейтрализация

Chem4Kids.com: Реакции: Кислоты и Основания II

Давайте теперь посмотрим на картину в целом. Как и все остальное, есть шкала для кислот и оснований. Вот несколько определений, которые вам следует знать:

Кислота: Раствор с избытком ионов H ⁺ . Оно происходит от латинского слова acidus, что означает «острый» или «кислый».
Основание: Раствор с избытком ионов OH ^— . Другое название основания — щелочь.
Водный раствор: Раствор, в основном состоящий из воды.Подумайте о слове «аквариум». AQUA означает вода.
Strong Acid: Кислота с очень низким pH (0-4).
Strong Base: Основание с очень высоким pH (10-14).
Слабая кислота: Кислота, которая только частично ионизируется в водном растворе . Это означает, что не каждая молекула распадается. Слабые кислоты обычно имеют pH, близкий к 7 (3-6).
Слабое основание: Основание, которое только частично ионизируется в водном растворе. Это означает, что не каждая молекула распадается.Слабые основания обычно имеют pH, близкий к 7 (8-10).
Нейтральный: Раствор с pH 7. Он не является ни кислотным, ни основным.

Мы рассказали вам об этом парне Аррениусе и его представлениях о концентрации ионов водорода и гидроксида. Вы также узнаете о идеях Brønsted-Lowry . Эти два химика из Дании и Англии рассматривали кислоты как доноры и основания как акцепторы . Что они жертвовали и принимали? Ионы водорода. Это очень похоже на первое определение, которое мы дали, где кислота распадается и высвобождает / отдает ион водорода.Это новое определение немного более детально. Ученые использовали новое определение для описания большего количества оснований, таких как аммиак (NH ₃ ). Поскольку основания являются акцепторами протонов, когда было замечено, что аммиак принимает H + и создает ион аммония (NH ₄ ⁺ ), он может быть обозначен как основание. Вам больше не нужно было беспокоиться об ионах гидроксида. Если он получил H + от молекулы воды, то вода (H ₂ O) была донором протонов. Означает ли это, что вода была кислотой в этой ситуации? да.
Химик по имени Льюис предложил третий способ взглянуть на кислоты и основания. Вместо того, чтобы смотреть на ионы водорода, он смотрел на пары электронов (помните наши рисунки с точечной структурой в «Атомах и элементах»?). По мнению Льюиса, кислоты принимают пар электронов, и основания отдают пары электронов. Мы знаем, что оба этих описания кислот и оснований используют совершенно противоположные термины, но идея одна и та же. Ионы водорода по-прежнему хотят принять два электрона для образования связи.Базы хотят от них отказаться. В целом определение Льюиса позволило отнести еще больше соединений к кислотам или основаниям.
Что на самом деле происходит в этих решениях? Здесь все немного сложно. Давайте еще раз посмотрим на распад молекул в водных растворах. Кислоты — это соединения, которые диссоциируют (распадаются) на ионы водорода (H +) и другое соединение при помещении в водный раствор. Помните тот пример с уксусной кислотой? Основания — это соединения, которые распадаются на ионы гидроксида (OH ^— ) и другое соединение при помещении в водный раствор. О пищевой соде мы поговорим в нескольких абзацах.

Давайте немного изменим формулировку. Если у вас есть ионное / электровалентное соединение, и вы поместите его в воду, оно распадется на два иона. Если один из этих ионов H ⁺ , раствор кислый. Одним из примеров является сильнокислый хлористый водород (HCl). Если один из ионов OH ^— , раствор является основным. Пример сильного основания — гидроксид натрия (NaOH). Есть и другие ионы, которые образуют кислотные и основные растворы, но мы не будем о них здесь говорить.

Та шкала pH , о которой мы говорили, на самом деле является мерой количества ионов H ⁺ в растворе. Если много ионов H ⁺ , pH очень низкий. Если имеется много ионов OH ^— по сравнению с количеством ионов H ⁺ , pH высокий.

Задумайтесь на секунду об этой идее: почему жидкость с высоким содержанием NaOH может быть очень простой, но в то же время опасной? Связь Na-OH разрывается в растворе, и у вас появляются ионы натрия (положительные) и ионы гидроксида (отрицательные). Ионы натрия на самом деле не представляют опасности в растворе, но в растворе содержится огромное количество гидроксид-ионов по сравнению с ионами водорода, которые могут плавать вокруг в виде H ₃ O ⁺ (ион гидроксония). Из этих избыточных ионов OH ^— pH становится сверхвысоким, и раствор легко вступает в реакцию со многими соединениями. То же самое происходит в менее опасном масштабе, когда вы добавляете в воду пищевую соду. Во время диссоциации в раствор выделяются ионы OH ^— и угольная кислота.Количество ионов OH ^— больше, чем количество ионов H ₃ O ⁺ (H ⁺ и H ₂ O), и pH увеличивается. Просто это не такая сильная разница, как в гидроксиде натрия.

Вот и все. (Ха-ха! Понял?)

Подробная информация в первой части.

Разжигание огня в воде (видео Science @ NASA)

---

Полезные справочные ссылки

Британская энциклопедия: Кислоты
Британская энциклопедия: Базы
Википедия: Кислоты
Википедия: Базы
Энциклопедия. com: Кислоты
Encyclopedia.com: Основания

Кислоты и основания — сильные и слабые кислоты и основания — гидроксидные, уксусные, растворные и ионизированные

Важным фактором при работе с кислотами и основаниями является их сила ; то есть, насколько химически они активны как кислоты и основания. Сила кислоты или основания определяется степенью ионизации кислоты или основания в растворе, то есть процентным содержанием растворенных молекул кислоты или основания, которые выделяют ионы водорода или гидроксида.Если вся растворенная кислота или основание разделяется на ионы, это называется сильной кислотой или сильным основанием . В противном случае это слабая кислота или слабое основание . Есть только несколько сильных кислот: соляная кислота (HCl), бромистоводородная кислота (HBr), йодоводородная кислота (HI), хлорная кислота (HClO ₄ ), азотная кислота (HNO ₃ ) и серная кислота (H ₂ SO ₄ ). Точно так же существует всего несколько сильных оснований: гидроксид лития, гидроксид (LiOH), натрия, гидроксид (NaOH), гидроксид калия (KOH), кальция, гидроксид (Ca [OH] ₂ ), гидроксид стронция. (Sr [OH] ₂ ) и гидроксид бария (Ba [OH] ₂ ).

Эти сильные кислоты и основания на 100% ионизированы в водном растворе. Все остальные кислоты и основания Аррениуса являются слабыми кислотами и основаниями. Например, уксусная кислота (HC ₂ H ₃ O ₂ ) и щавелевая кислота (H ₂ C ₂ O ₄ ) являются слабыми кислотами, в то время как гидроксид железа , Fe (OH) ₃ и гидроксид аммония, NH ₄ OH (который на самом деле представляет собой всего лишь аммиак , NH ₃ , растворенный в воде ), являются примерами слабых оснований.