Гидроксиды, гидроокиси — Знаешь как

Как уже говорилось, гидроокислами, или основаниями, называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием в качестве катионов ионов металла, а в качестве анионов — только ионов гидроксила.
Например:
NaOH = Na⁺ + ОН^—

Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2ОН^—
В табл. 4 и 5 приводится классификация оснований по числу гидроксильных групп и по растворимости в воде.

Классификация оснований по числу гидрооксильных групп. Таблица 4
Однокислотные	Двухкислотные	Многокислотные
NaOH КОН AgOH	Ca(OH)2 Cu(OH)2 Ва(ОН)2	Al(OH)3 Fe(OH)3

Классификация оснований по растворимости в воде. Таблица 5
Растворимые	Нерастворимые
NaOH, Са(ОН)2, КОН, Ва(ОН)2 и другие основания, образованные металлами главных подгрупп I и II групп, кроме Ве(ОН)2	Cu(OH)2, Fe(OH)3, Fe(OH)2 и др.

Растворимые основания являются сильными электролитами и носят название сильных оснований. Гидроокиси металлов главной подгруппы I группы являются наиболее сильными и в некоторых случаях носят название едких щелочей, например едкий натр NaOH, едкое кали КОН. Изредка встречается название едкий барит Ва(ОН)₂, несмотря на то что барий — металл II группы. Обычно основания носят общие названия гидроокисей, или гидрок-сидов, например гидроокись кальция (гидроксид кальция), гидроокись лития (гидроксид лития). Если металл может иметь в соединениях разную валентность, то она проставляется рядом в скобках римской цифрой, например гидроокись меди (II), гидроокись железа (III) и т. д.

■ 90. Пользуясь периодической системой, напишите формулы следующих оснований и укажите, к какой группе по числу гидроксил-ионов и по растворимости они относятся: а) гидроокись лития; б) гидроокись стронция; в) гидроокись галлия; г) гидроокись алюминия; д) гидроокись калия; е) гидроокись меди (II), ж) гидроокись железа (III). (См. Ответ)

Основания являются твердыми веществами. Щелочи — это кристаллические вещества белого цвета, химически весьма стойкие, поэтому в хорошо закупоренном виде они могут длительное время храниться в лаборатории.
Едкие щелочи при попадании на кожу могут причинить сильные ожоги, поэтому кристаллические щелочи следует брать не руками, а только щипцами или пинцетом. При попадании на кожу раствора щелочи необходимо прежде всего смыть раствор до исчезновения ощущения мылкости большим количеством воды, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.

• Запишите меры первой помощи при ожогах щелочами в тетрадь и хорошо запомните.

Нерастворимые основания являются твердыми веществами, различно окрашенными. При хранении нерастворимые основания довольно быстро разлагаются, поэтому в лаборатории их не хранят, а, как правило, используют свежеприготовленные. Химические свойства щелочей более разнообразны, чем нерастворимых оснований. Для сравнения проведем между ними параллель.

 

 

Растворимые основания   1. Растворимые основания действуют на индикаторы. «Индикатор» в переводе значит «указатель» «определитель». С помощью вещества-индикатора определяют, какое вещество имеется в избытке в данном растворе, — кислота или щелочь. Изменение цвета индикатора дает ответ на этот вопрос. Мы здесь будем говорить о трех индикаторах — лакмусе, который в нейтральной среде (вода) имеет фиолетовую окраску, о фенолфталеине (в нейтральной среде бесцветен), о метиловом оранжевом (в нейтральной среде желтый). В щелочах лакмус синеет, фенолфталеин становится малиновым, а метиловый оранжевый остается желтым (см. приложение III, п. 8 «Изменение окраски индикаторов»). Однозначное действие на индикаторы всех растворимых оснований объясняется наличием в их растворах большой концентрации гидроксил-иона ОН-. Такие растворы обычно называют щелочными. 2. Растворимые основания (условимся в дальнейшем именовать их щелочами) могут вступать во взаимодействие с кислотными окислами. Примером является реакция известковой воды при пропускании через нее двуокиси углерода: Са(ОН)2 + СО2 = CaCО3 + Н2О   Са2+ + 2ОН— + СО2 = СаСО3 + Н2О   Это свойство рассматривалось нами при изучении химических свойств кислотных окислов.	Нерастворимые основания   1. Нерастворимые основания на индикаторы не действуют, так как в растворе практически не диссоциируют и не создают избытка гидроксил-ионов.   2. Нерастворимые основания реагируют с кислотными окислами лишь крайне медленно и с трудом.
3. Все основания могут вступать в реакцию с кислотами. При этом образуются соль и вода. Реакция между основаниями и кислотами, в процессе которой образуются нейтральная соль и вода, называется реакцией нейтрализации:
NaOH + HNO3 = NaNО3 +H2О Na+ + ОН— + H+ + NO3— = Na+ + NO3— + H2O H+ + OH— = H2О Поскольку щелочи и кислоты являются веществами главным образом бесцветными, а в процессе реакции образуются также бесцветные вещества, то реакцию между ними следует проводить в присутствии индикатора, который поможет обнаружить наличие реакции. На этой реакции в количественном анализе основан метод нейтрализации. 4. Щелочи могут реагировать с растворимыми солями. При этом образуются новая соль и нерастворимое основание: FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl Fe3+ + 3Cl— + 3Na+ + ЗОН— = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl—Fe3+ + 3ОН— = Fe(OH)3 Удобнее для реакции со щелочью брать соль, в состав которой входит металл, образующий нерастворимое основание. В противном случае реакция будет обратимой. Можно подобрать и такую реакцию, в которой в осадок выпадает соль,  например: Са(ОН)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaOH Са2+ + 2OН— + 2Na+ + CO23— =  CaCO3 + 2Na+ + 2OH— Ca2+ + CO23— = CaCO3 (см. приложение III. п. 7 «Растворимость кислот, оснований и солей»).	Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O Cu(OH) 2 + 2Н+ + 2Cl—= Сu2+ +2Сl— + 2H2O Сu(OН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2O 4. Нерастворимые основания под действием кислот растворяются. Это является достаточно ярким показателем наличия реакции. 4. Нерастворимые основания с солями не реагируют.
5. Многие основания, особенно нерастворимые, могут разлагаться на основной окисел и воду:
Нерастворимые основания постепенно разлагаются даже при обычных условиях, а растворимые — только при сильном прокаливании. Что касается едких щелочей NaOH, КОН и др., то они практически совсем не подвержены разложению.

■ 91. С какими из перечисленных веществ будет реагировать едкое кали: а) хлорид цинка, б) окись кальция, в) окись серы (VI), г) кремниевая кислота, д) карбонат магния, е) карбонат натрия; ж) нитрат меди (II). Подтвердите свой вывод уравнениями реакций в молекулярной и ионных формах. (См. Ответ)

92. Рассчитайте, сколько гидроокиси кальция вступит в реакцию с 280 г азотной кислоты, если она содержит 10% примесей. (Это новый тип химических задач, в которых исходное вещество содержит примеси.)
93. Какой объем двуокиси углерода израсходуется на реакцию с 10 г едкого натра, содержащего 20% примесей?
94. Сколько соли получится при реакции 570 г гидроокиси бария с серной кислотой, если гидроокись бария содержит 10% примесей? (См. Ответ)

Получение оснований
Растворимых 1. При непосредственном взаимодействии металла (Na, К) с водой 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2Na + 2H2O  = 2Na+ + 2OH—+ H2 2. При взаимодействии основного окисла с водой: СаО + H2О = Са(ОН)2 3. Чаше всего щелочи получают в технике из солей (например, таких, как NaCl, KCI) разложением их растворов электрическим то- ком.	Нерастворимых Нерастворимые ос нования первыми тремя способами получены быть не могут.
4. Как растворимые, так и нерастворимые основания могут быть получены из растворимых солей соответствующих металлов действием едких щелочей:
K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaSO4 2K+ + SO24— + Ba2+ + 2OH— = BaSO4 + 2K+ +2OH— Ba2+ + SO24— = BaSO4	CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na2SO4 Cu2+ + SO24— + 2Na+ + 2OH— = Cu(OH)2 + 2Na+ + SO24— Cu2+ + 2OH— = Cu(OH)2   Это     единственный способ    получения нерастворимых оснований.

■ 95. Предложите все возможные способы получения гидроокиси кальция. (См. Ответ)
96. Каким образом можно получить гидроокись кальция, исходя из карбоната кальция?
97. Имеются медь, кислород, соляная кислота, вода, металлический натрий. Каким образом, пользуясь только этими веществами, можно получить гидроокись меди?
98. В четырех колбах находятся растворы: в одной — азотной кислоты, в другой — гидроокиси натрия, в третьей — гидроокиси бария, в четвертой — вода. Как определить, в какой колбе какой раствор? Какие реактивы для этого требуются?

99. Сколько окиси кальция потребуется для получения 37 г гидроокиси, если окись содержит 20% примесей? (См. Ответ)

Кислоты

Кислотами называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием в качестве катионов только ионов водорода, а в качестве анионов — кислотного остатка.
Например, диссоциация азотной кислоты выражается следующим равенством:
HNО₃ ⇄ Н⁺ + NO₃^—
В табл. 6 и 7 приведена классификация кислот по составу и основности. 1
Названия кислот зависят от названия центрального атома, образующего кислоту, например: H₂SО₄— серная кислота, HNО₃—азотная кислота.

Классификация кислот по составу. Таблица 6
Кислородные кислоты		Бескислородные кислоты
H2SО4 HNO3 H2CO3 H3PО4 H2SO3 H2SiO3	Серная Азотная Угольная Фосфорная Сернистая Кремниевая		Соляная Сероводородная Бромистоводородная Иодистоводородная Плавиковая

Классификация кислот по основности Таблица 7
Одноосновные кислоты	Двухосновные кислоты	Многоосновные кислоты

Если элемент образует две или несколько кислот, то названия отличаются друг от друга окончаниями: H₂SО₄— серная кислота (сера в высшей положительной степени окисления), H₂SО₃ — сернистая кислота (сера в низшей положительной степени окисления).
Среди кислот лишь кислородные кислоты имеют соответствующие им ангидриды. Например, серной кислоте H₂SО₄ соответствует серный ангидрид SО₃, фосфорной кислоте Н₃РО₄ —фосфорный ангидрид Р₂О₅ и т. д.
Если кислота бескислородная, то к названию элемента добавляется окончание «водородный»: H₂S — сероводородная кислота, НВr — бромистоводородная кислота и т. д.
Бескислородные кислоты представляют собой летучие водородные соединения элементов главных подгрупп VI— VII группы, растворенные в воде. Ангидридов они, естественно, не имеют. Они также не могут быть выделены в безводном состоянии.

Диссоциация одкоосновных кислот отличается от диссоциации двухосновных и многоосновных кислот.
Двухосновные и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например диссоциация серной кислоты протекает практически по следующей схеме

■ 100. Напишите, пользуясь периодической системой, формулы следующих кислот: а) мышьяковой, б) фтористоводородной, в) селеновой, г) хромовой, д) марганцевой, е) бромистоводородной, ж) сероводородной, з) ванадиевой. (См. Ответ)

К каким группам кислот по составу и по основности они относятся? Напишите уравнения диссоциации этих кислот. Для кислородных кислот найдите ангидриды.
По степени диссоциации кислоты разделяют на сильные, средние и слабые (табл. 8).

Классификация кислот по степени диссоциации  Таблица 7
Сильные кислоты	Средние кислоты	Слабые кислоты

По физическим свойствам большая часть минеральных кислот представляет собой жидкости. Имеется и твердая кислота — фосфорная. Это кристаллическое вещество. Все кислоты по удельному весу тяжелее воды. Затвердевают они при температурах ниже нуля и смешиваются с водой в любых соотношениях. Некоторые летучие кислоты имеют запах (HCl, HNO₃). Известны кислоты бесцветные и окрашенные (хромовая кислота Н₂СrO₄ — желтого цвета; марганцевая кислота НМnO₄ — малиновая). Кислородные и бескислородные кислоты обладают общими химическими свойствами.
1. Кислоты действуют на индикаторы. Лакмус в кислотах становится розовым, фенолфталеин остается бесцветным, а метиловый оранжевый становится красным (см. приложение III, п. 7 «Изменение окраски индикаторов»).

Одинаковое действие кислот на индикаторы объясняется повышенной концентрацией ионов водорода в растворе в связи с диссоциацией кислот.
2. Кислоты вступают в реакцию с металлами:
Zn + 2НСl= ZnCl₂ + H₂↑

Zn + 2H⁺ + 2Cl^— = Zn²⁺ + 2Cl^—+ H₂

Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂
Реакция с выделением водорода происходит лишь в том случае, если кислота сильная (кроме азотной) и если вступающий в реакцию металл активнее водорода и поэтому может вытеснять его из кислот.
Для того чтобы определить, достаточно ли активен металл, пользуются электрохимическим рядом напряжений металлов. Впервые этот ряд экспериментальным путем был составлен и изучен русским ученым Н. Н. Бекетрвым (см. приложение III, п. 6 «Электрохимический ряд напряжений металлов»).
Металлы в этом ряду расположены в порядке убывания их активности. Это связано с энергией, необходимой для отрыва валентных электронов. Чем активнее металл, тем легче он отдает электроны, тем меньшая энергия для этого требуется. Все металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, активнее его и могут восстанавливать его из кислот. Все металлы, стоящие правее водорода, имеют малую активность и водород из кислот не восстанавливают.
3. Кислоты могут вступать в реакцию с основными окислами, что уже рассматривалось в разделе «Основные окислы»:
Fe₂O₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6Н⁺ + 3SO²₄^— = 2Fe³⁺ + 3SO²₄^— + 3H₂

Fe₂O₃ + 6H⁺ = 2Fe³⁺ 3H₂O
4, Кислоты реагируют с любыми основаниями (реакция нейтрализации):
Са(ОН)₂+ 2НСl = СаСl₂+ 2Н₂О

Са²⁺ + 2OН^— + 2Н⁺ + 2Сl^— = Са²⁺ + 2Сl^— + 2Н₂О
H⁺ + OH^— = H₂O

5. Кислоты вступают в реакцию с солями в том случае, если при этом образуется нерастворимый в кислотах осадок или если реагирующая кислота сильнее, чем кислота, образовавшая соль. Первому условию удовлетворяет реакция
AgNО₃ + НСl = AgCl↓ + HNO₃

Ag⁺ + NO₃^— + H⁺ + Cl^— = AgCl + H⁺ + NO₃^—
Ag+ + Cl^—= AgCl
а второму реакция

CaCO₃ + 2HCl = СаСl₂ + H₂CO₃

CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^— = Ca²⁺ + 2Cl^— + CO₂ + h3O

CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + CO₂ + H₂O

Получение кислот
	Бескислородных
1. Соединением соответствующего ангидрида с водой: SO3 + Н2О = H2SO4.	1. Путем прямого синтеза из элементов: Н2 + Сl2 = 2НСl.
2. Вытеснением менее стойкой кислоты из ее соли более стойкой кислотой:
Na2SiO3 + H2SO4 =Na2SO4 + H2SiO3 2Na++ SiO23—+ 2H++ SO24— = 2Na+ + SO24—+H2SiO3 2H+ + SiO23—=H2SiO3	2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl сухой конец.

■ 101. С какими из перечисленных ниже веществ может вступать в реакцию разбавленная серная кислота: а) железо; б) сульфат кальция; в) карбонат натрия; г) гидроокись цинка; д) медь; е) нитрат магния; ж) окись алюминия; з) окись углерода (IV)? В тех случаях, когда реакция возможна, напишите ее уравнение в молекулярной и ионных формах.
102. Каким способом, имея окись кремния (IV), едкий натр, воду и серную кислоту, можно получить кремниевую кислоту? Все уравнения записывать в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах в тех случаях, если это реакция между электролитами в растворах. (См. Ответ)

103. Осуществите ряд превращений.

Все уравнения реакций между электролитами в растворе записывайте в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной
формах.
104. Сколько едкого натра будет израсходовано на реакцию с 200 г 3% раствора соляной кислоты? (Иногда исходное вещество может быть дано в виде раствора молярной или нормальной концентрации. Ход решения от этого не меняется.)
105. Сколько гидроокиси бария потребуется для полного осаждения сульфат-иона из 200мл 0,1 н. серной кислоты? (См. Ответ)

Статья на тему Гидроксиды, гидроокиси

znaesh-kak.com

Химические свойства нерастворимых оснований — Студопедия.Нет

Гидроксиды – это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксильными группами — ОН. Общая формула: Гидроксиды   Основные (ОСНОВАНИЯ) Амфотерные Кислотные (КИСЛОТЫ) Все гидроксиды одновалентных металлов и большинства двухвалентных металлов. Большинство гидроксидов металлов с валентностью III и IV. Гидроксиды неметаллов и гидроксиды металлов с валентностью V, VI и VII. NaOH, KOH, Ba(OH)2, Fe(OH)2, Mg(OH)2, Cu(OH)2, Ca(OH)2 Be(OH)2, Al2(OH)3, Cr2(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3 h3CO3, h3SO4, HMnO4, K2CrO4   Растворимые (ЩЕЛОЧИ) Нерастворимые NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 Mg(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)2  

ОСНОВАНИЯ

Основания – это сложные вещества, в молекуле которых атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксидными группами –OH (Ме ОН).

Щелочи – это растворимые в воде основания. Некоторые растворимые в воде основания называют едкими щелочами: NaOH – едкий натр, KOH – едкий кали.

 

Все основания – твёрдые вещества (кроме гидроксида аммония NH₄OH), имеющие разные цвета: Cu(OH)₂–голубой, Fe(OH)₂ – бледно-зелёный, Ca(OH)₂–белый, Co(OH)₂ – розовый.

Графические формулы.

Показывают порядок связей и их количество (по валентности). В гидроксидах атомы кислорода связаны только с атомами других элементов и не связаны между собой.

Ca(OH)2	HO–Ca–OH
NaOH	Na–O–H

Упражнение на закрепление материала:

Распределите формулы оснований согласно классификации гидроксидов. Изобразите их графические формулы и назовите их.

NaOH, Ba(OH)₂, Ni(OH)₃, Fe(OH)₂, H₃PO_4, LiOH, Mg(OH)₂, Cu(OH)₂, KOH, Sr(OH)_2, H₂SO₄

Получение оснований

1. Растворимых оснований:

1. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой

Металл + H₂O = ЩЁЛОЧЬ + Н₂↑

!!!Внимание! Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra)

2Na + 2HOH à 2NaOH + H₂↑

Ca + 2HOH à Ca(OH)₂ + H₂↑

Просмотр видео «Взаимодействие активных металлов с водой»

2. Взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой

ОКСИД МЕТАЛЛА + H₂O = ЩЁЛОЧЬ

Na₂O + H₂O à 2NaOH       (Na₂O·H₂O)

BaO + H₂O à Ba(OH)₂            (BaO·H₂O)

1. Нерастворимых оснований:

1. Взаимодействием щелочей с растворимыми солями металлов

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

2NaOH + CuSO₄àCu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

2KOH + ZnCl₂àZn(OH)₂↓ + 2KCl

Просмотр видео «Получение нерастворимых оснований»

Упражнение на закрепление материала:

Приведите по два уравнения реакций получения следующих оснований:
1) Гидроксид калия
2) Гидроксид кальция
3) Гидроксид железа (III)

 

Химические свойства щелочей

Общие свойства оснований объясняются наличием в их растворах анионов OH-, которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул оснований:

Me(OH)_y ↔ Me^y+ + yOH^—

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов

Индикатор	Цвет индикатора в среде
	Щелочной (pH > 7)	Нейтральной (pH = 7)	Кислой (pH < 7)
Универсальная индикаторная бумага	Синий	Желтый	Красный
Лакмус	Синий	Фиолетовый	Красный
Фенолфталеин	Малиновый	Бесцветный	Бесцветный
Метиловый оранжевый	Желтый	Оранжевый	Розовый

Просмотр видео «Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей», «Распознавание кислот, оснований и воды»

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды

Щёлочь + Кислота = Соль + Вода

NaOH + HCl à NaCl + HOH

Cu(OH)₂ + H₂SO₄à CuSO₄ + 2HOH

Просмотр видео «Реакция нейтрализации»

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/15697243-0eed-4dc8-b916-9a7f4abac2e8/84.swf — тренажер «реакции нейтрализации»

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды

Щёлочь + Кислотный оксид = Соль + Вода

2NaOH + SO₂à Na₂SO₃ + H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂à CaCO₃ + H₂O

Просмотр видео «Взаимодействие оксида фосфора и щелочи»

4. Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей при образовании нерастворимого основания или нерастворимой соли

Соль (раствор) + Щёлочь = Нерастворимое основание↓ + Новая соль

2NaOH + CuSO₄à Cu(OH)₂↓ + H₂O

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄à BaSO₄↓ + 2NaOH

Просмотр видео «Взаимодействие раствора соли и щелочи»

5. Растворы щелочей взаимодействуют металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды:

Zn + 2NaOHàNa₂ZnO₂ + H₂↑

                цинкат натрия

2Al + 2KOH + 6H₂O à 2K[Al(OH)₄] + 3H₂↑

тетрагидроксоалюминат калия

Просмотр видео «Взаимодействие алюминия с щелочью»

6. Растворы щелочей взаимодействуют амфотерными оксидами:

ZnO + 2NaOH à Na₂ZnO₂ + H₂O

цинкатнатрия

Al₂O₃ + 2KOH à 2KAlO₂ + H₂O

алюминаткалия

7. Щелочи взаимодействуют амфотерными гидроксидами:

a. в расплаве

Al(OH)₃ + KOH à KAlO₂ + 2H₂O

алюминат калия

б. в растворе

Al(OH)₃ + KOH à K[Al(OH)₄]

8. Щелочи взаимодействуют с неметаллами:

2NaOH + Cl₂⁰à NaCl^-1 + NaCl⁺¹O + H₂O

Просмотр видео «Химические свойства оснований»

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/0ab6ce9a-4185-11db-b0de-0800200c9a66/ch08_19_05.swf — «Почему едкий натр?»

 

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основной оксид и воду

Нерастворимое основание = основный оксид(амфотерный) + вода

t^o

Cu(OH)₂à CuO + H₂O

Просмотр видео «Разложение нерастворимых оснований при нагревани»

2. С кислотами — реакция обмена

Ме(OH)n↓ + Кислота = Соль + вода

Внимание! Валентность металла в оксиде и соответствующем гидроксиде одинаковая.

studopedia.net

2. Свойства нерастворимых оснований.

1) Взаимодействие с сильными кислотами – реакция нейтрализации.	Fe(OH) 2+2HCl =FeCl2 + 2H2O
2) Реакция с кислотными оксидами (только очень сильных кислот – SO3,N2O5, Cl2O7)	Cu(OH)2 + N2O5 → t Cu(NO3)2
3) Разложение при нагревании.	Сu(OH)2 → t CuO + H2O AgOH распадается сразу в момент получения.
4) Окисление низших неустойчивых оснований кислородом.	4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 2Mn(OH)2 + O2 = 2MnO2 + 2H2O

Часть 4. Амфотерные гидроксиды

– это гидроксиды, которые могут в зависимости от условий проявлять как кислотные, так и основные свойства (двойственный характер).

+2: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

+3: Al(OH)₃, Cr(OH)₃, [Fe(OH)₃–слабо амфотерный, не образует гидроксокомплексов, реагирует со щелочами только в сплаве!]

Получение амфотерных гидроксидов.

1) Реакции растворов солей со щелочью в недостатке: ZnCl2 + NaOH (недостаток) = Zn(OH)2↓ + 2NaCl

2) Реакции взаимного гидролиза солей Al+3 ,Cr+3 , Fe+3 и солей летучих кислот: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓+3CO2+ 6NaCl (SO32-,S2-)

3) Выделение из гидроксокомплекса под действием слабых кислот или их оксидов: K3[Cr(OH)6] + 3CO2  Cr(OH)3 + 3KHCO3 (Al3+) (H2S, SO2)

Свойства амфотерных гидроксидов.

Свойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реагируют с кислотами, образуются соли.	Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Al(OH)3+3HNO3=Al(NO3)3+ 3H2O	Только с сильными кислотами
2) Взаимо-действуют с растворами щелочей.	2NaOH+Zn(OH)2=Na2[Zn(OH)4] Тетрагидроксоцинкат натрия. 3KOH+ Cr(OH)3 = K3[Cr(OH)6] Гексагидроксохромат (III) калия	в растворе образуются гидроксокомплексы, кроме железа!
3) Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли.	Al(OH)3 + KOH → t KAlO2+ 2H2O­ (или K3AlO3) Zn(OH)2+2KOH→ t K2ZnO2 + 2H2O
4) При сплавлении реагируют с карбонатами щелочных металлов.	2Al(OH)3+ Na2CO3 = 2NaAlO2 (или Na3AlO3) + CO2+ 3Н2О (при нагревании) Zn(OH)2 + Na2CO3 = Na2ZnO2 + CO2 + Н2О (при нагревании)
5) Разлагаются при нагревании	2Al(OH)3 → t Al2O3 + 3H2O­

studfile.net

Основание (химия) — это… Что такое Основание (химия)?

У этого термина существуют и другие значения, см. Основание.

Основа́ния — класс химических соединений.

В статье смысл термина «основание» раскрывается в первом, наиболее широко используемом значении — осно́вные гидрокси́ды.

Получение

Классификация

Основания классифицируются по ряду признаков.

• По растворимости в воде.
  • Растворимые основания (щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)₂, гидроксид стронция Sr(OH)₂, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
  • Практически нерастворимые основания: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Zn(OH)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Be(OH)₂.
  • Другие основания: NH₃·H₂O

Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов

• По летучести.
  • Летучие: NH₃, CH₃-NH₂
  • Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.

• По стабильности.

• По наличию кислорода.

• По типу соединения:
  • Неорганические основания: содержат одну или несколько групп -OH.
  • Органические основания: органические соединения, являющиеся акцепторами протонов: амины, амидины и другие соединения.

Номенклатура

По номенклатуре IUPAC неорганические соединения, содержащие группы -OH, называются гидроксидами. Примеры систематических названий гидроксидов:

• NaOH — гидроксид натрия
• TlOH — гидроксид таллия(I)
• Fe(OH)₂ — гидроксид железа(II)

Если в соединении есть оксидные и гидроксидные анионы одновременно, то в названиях используются числовые приставки:

• TiO(OH)₂ — дигидроксид-оксид титана
• MoO(OH)₃ — тригидроксид-оксид молибдена

Для соединений, содержащих группу O(OH), используют традиционные названия с приставкой мета-:

• AlO(OH) — метагидроксид алюминия
• CrO(OH) — метагидроксид хрома

Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, например Tl₂O₃•n H₂O, недопустимо писать формулы типа Tl(OH)₃. Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется. Примеры названий:

• Tl₂O₃•n H₂O — полигидрат оксида таллия(III)
• MnO₂•n H₂O — полигидрат оксида марганца(IV)

Особо следует именовать соединение NH₃•H₂O, которое раньше записывали как NH₄OH и которое в водных растворах проявляет свойства основания. Это и подобные соединения следует именовать как гидрат:

Химические свойства

• В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:

это изменение проявляется в цветах некоторых кислотно-основных индикаторов:

• При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:

Примечание: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.

• При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:

• Амфотерные основания могут реагировать с щелочами с образованием гидроксокомплексов:

• Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

• Основания вступают в обменные реакции (реагируют с растворами солей):

• Слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются на оксид и воду:

Некоторые основания (Cu(I), Ag, Au(I)) разлагаются уже при комнатной температуре.

См. также

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-82270-039-8
• Лидин Р.А. и др. Номенклатура неорганических веществ. — М.: КолосС, 2006. — 95 с. — ISBN 5-9532-0446-9

biograf.academic.ru