Гидроксиды — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Гидрокси́ды (гидроо́киси, водокиси) — неорганические соединения, содержащие в составе гидроксильную группу −OH{\displaystyle {\ce {-OH}}}. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также аммония являются растворимыми и называются щелочами.

В зависимости от того, является ли соответствующий оксид основным, кислотным или амфотерным, соответственно различают:

• основные гидроксиды (основания) — только гидроксиды металлов со степенью окисления +1, +2, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(OH)2{\displaystyle {\ce {Ca(OH)2}}}, гидроксид калия KOH{\displaystyle {{\ce {KOH}}}}, гидроксид натрия NaOH{\displaystyle {\ce {NaOH}}} и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется группа −OH{\displaystyle {\ce {-OH}}}.
• кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) — гидроксиды неметаллов и металлов со степенью окисления +5, +6, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO3{\displaystyle {\ce {HNO3}}}, серная кислота h3SO4{\displaystyle {\ce {h3SO4}}}, сернистая кислота h3SO3{\displaystyle {\ce {h3SO3}}} и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется протон.
• амфотерные гидроксиды, гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и нескольких металлов со степенью окисления +2, которые проявляют амфотерные свойства. Амфотерные гидроксиды проявляют в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(OH)3{\displaystyle {\ce {Al(OH)3}}}, гидроксид цинка Zn(OH)2{\displaystyle {\ce {Zn(OH)2}}}).

Термин «гидроксиды» часто применяют только по отношению к основным и амфотерным гидроксидам. Также иногда называют гидроксидом воду.

Основные гидроксиды[править | править код]

Оксиды щелочных и некоторых щëлочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя щëлочи:

Na2O+h3O⟶2NaOH{\displaystyle {\ce {Na2O + h3O -> 2NaOH}}},

CaO+h3O⟶Ca(OH)2{\displaystyle {\ce {CaO + h3O -> Ca(OH)2}}}.

Нерастворимые основания при нагревании, как правило, разлагаются на оксид и воду, например:

2Fe(OH)3⟶Fe2O3+3h3O{\displaystyle {\ce {2Fe(OH)3 -> Fe2O3 + 3h3O}}},

Cu(OH)2⟶CuO+h3O{\displaystyle {\ce {Cu(OH)2 -> CuO + h3O}}}.

ru.wikipedia.org

Кислотно-основные свойства гидроксидов

с кислотами

KOH+HCl=KCl+H₂O

с кислотными оксидами

2KOH+CO₂=K₂CO₃+ H₂O не характерны

с амфотерными оксидами

2KOH+ZnO=K₂

ZnO₂+H₂O не реагируют

с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

NaOH+CuCl₂=Cu(OH)₂=2NaCl не реагируют

Амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Fe(OH)₃

Взаимодействуют с кислотами и щелочами:

Zn(OH)₂+2HCl=ZnCl₂+2 H₂O

Al(OH)₃+NaOH=Na[Al(OH)₄

Амфотерность — способность некоторых соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства.

Al₂O₃+CaO=CA(AlO₂)₂ и Al₂O₃+3P₂O₃=2Al(PO₂)₃

7. Два принципа квантовой механики (корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности). Уравнение Шредингера.

Основная идея квантовой механики в том, что можно говорить только о вероятности нахождения e в той или иной точке пространства

1принцип: корпускулярно-волновой дуализм. Поведение объекта микромира может быть описано с одной стороны как поведение частицы, а с другой (частица — корпускула) стороны как волновой процесс. λ=h/mv.

2принцип (неопределенности): 1927 Гейзенберг для микрочастицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью его положения и импульс движения. По этому квант.механика не использует понятия координат и траекторий движения а говорят только о вероятности. Область пространства, в которой может находиться e, называется электронным облаком. e облако характеризует состояние движения e в различных областях пространства. Область пространства, в которой e ̄̄ находится с вероятностью max 95% — называется орбиталь. Орбитали, как и облака имеют различную форму. Вероятность нахождения e ̄̄ в определенной области описывается – ψ(пси) которая характеризует амплитуду, как функцию координат e.

Уравнение Шредингера (1926). f(ψ,ε(энергия))=0.

.

ψ- не имеет физических значений. Борн показал, что |ψ|^2 определяет относ.вероятность нахождения e ̄̄ в той или иной точке пространства, но при этом значения энергии ограничены или квантованы конечными условиями налагаемыми на ψ функцию. Если эти значения будут иметь строго определенные и зависящие друг от друга величины, то энергии .Совокупность е с одинаковым набором главного и орбитального квантовых чисел называется подуровнем энергии.

8. Квантово-механическая модель строения атома водорода. Собственная функция уравнения Шредингера (орбиталь) и связанные с ней квантовые числа.

В простейшем из атомов — атоме водорода – потенциальная энергия электрона опр. его кулоновским притяжением к ядру. Поскольку в атомных единицах заряды электрона и ядра равны -1 и +1 соответственно, то Е_п = -1/r.(r- расстояние от ядра до электрона) Если подставить данное выражение для пот энергии в уравнение Шредингера, то можно найти, что распределение по энергиям определяется волновой функцией. зависящей от параметров (r,,θ) и (n,l,m), последние значения называются квантовыми числами, также электрон характеризуется спиновым квантовым числом.

Квантовые числа:

1)n-главное кв. число(1,2,3…) Определяет энергию e в атомах. Определяет размер e облака.(уровень энергии)

2)l- побочное, орбитальное кв. число (не превышает n-1) : (0,1,2…(n-1)). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями, l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m), l = 2 – d-орбиталями (5 типов), l = 3 – f-орбиталями (7 типов).Количество значений l, при заданном значении n, показывает число подуровней на данном уровне. e ̄̄ с квантовым числом l называются p электроны. 3)m магнитное кв. число. m:-l…0…+l (шаг 1). Магнитное кв. число характеризует положение соответствующих орбиталей в пространстве.

4) S— спиновое квантовое число.S:+1/2;-1/2. spin-вращение. spin- собственный механический момент движения. + и – значения связаны с направлением, обозначается .

Из взаимодействий кв. чисел можно установить, последовательность разрешенных энергетических состояний электрона в атоме водорода, т.е. значения уровней и подуровней.

studfile.net

Амфотерные гидроксиды — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 17 февраля 2017; проверки требуют 10 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 17 февраля 2017; проверки требуют 10 правок.

Амфоте́рные гидрокси́ды — неорганические соединения, гидроксиды амфотерных элементов, в зависимости от условий проявляющие свойства кислотных или осно́вных гидроксидов.

Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами.

При нагревании разлагаются с образованием соответствующего амфотерного оксида, например:

2Fe(OH)3 →150−200 ∘C Fe2O3 + 3h3O{\displaystyle {\mathsf {2Fe(OH)_{3}\ {\xrightarrow {150-200\ ^{\circ }C}}\ Fe2O3\ +\ 3H_{2}O}}}

В ряде случаев промежуточным продуктом при разложении является метагидроксид, например:

Al(OH)3 →200 ∘C AlO(OH) + h3O{\displaystyle {\mathsf {Al(OH)_{3}\ {\xrightarrow {200\ ^{\circ }C}}\ AlO(OH)\ +\ H_{2}O}}}

2AlO(OH) →>575 ∘C Al2O3 + h3O{\displaystyle {\mathsf {2AlO(OH)\ {\xrightarrow {>575\ ^{\circ }C}}\ Al_{2}O_{3}\ +\ H_{2}O}}}

При взаимодействии с кислотами образуют соли с амфотерным элементом в катионе, например:

Zn(OH)2 + 2HCl ⟶ ZnCl2 + 2h3O{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}\ +\ 2HCl\ \longrightarrow \ ZnCl_{2}\ +\ 2H_{2}O}}}

При взаимодействии со щёлочью образуют соли с амфотерным элементом в анионе, например:

Zn(OH)2 + 2NaOH ⇄ Na2[Zn(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}\ +\ 2NaOH\ \rightleftarrows \ Na_{2}[Zn(OH)_{4}]}}}

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

ZnSO4 + 2NaOH ⟶ Zn(OH)2↓ + Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {ZnSO_{4}\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow \ Zn(OH)_{2}\downarrow \ +\ Na_{2}SO_{4}}}}

В избытке щёлочи начнётся растворение осадка гидроксида:

Zn(OH)2+2NaOH→Na2[Zn(OH)4]{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}[Zn(OH)_{4}]}}}

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

К амфотерным относятся следующие гидроксиды:

гидроксид хрома(III)Cr(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Cr(OH)_{3}}}},
полигидрат оксида железа (III) Fe(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Fe(OH)_{3}}}},
гидроксид меди(II) Cu(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Cu(OH)_{2}}}},
гидроксид цинка Zn(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}}}},
гидроксид кадмия Cd(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Cd(OH)_{2}}}},
и др.;

гидроксид алюминия, Al(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Al(OH)_{3}}}},
гидроксид галлия, Ga(OH)3{\displaystyle {\mathsf {Ga(OH)_{3}}}},
гидрат оксида олова(II), Sn(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Sn(OH)_{2}}}},
гидроксид свинца(II) Pb(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Pb(OH)_{2}}}},
и др.;

гидроксид бериллия Be(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}}}};

• формально к амфотерным гидроксидам может быть отнесена вода.

• Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.

ru.wikipedia.org

Основные классы неорганических соединений. Типы оксидов и гидроксидов, их свойства (основные, кислотные, амфотерные) на примере реакций.

Теоретические вопросы на конференц–неделю.

Весна 2017г

Оксиды — соединения, содержащие только элемент и кислород в степени окисления -2. Оксидами не являются перекиси Na₂O₂, H₂O₂, BaO₂ и фторид кислорода O⁺²F₂.

Оксиды делятся на:

— Основные оксиды. Оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды. Это оксиды металлов в степени окисления+1 и +2, кроме ZnO и BeO. Примерами основных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция взаимодействует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)₂:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

Оксид магния малорастворим в воде; однако ему соответствует основание — гидроксид магния Mg(OH)₂, который можно получить из оксида магния косвенным путем.

— Амфотерные оксиды. Оксиды, которым соответствует амфотерные гидроксиды. Это оксиды металлов в степенях окисления +3 и +4, а также ZnO и BeO. Например, амфотерными оксидами являются Fe₂O₃, Al₂O₃, TiO₂, BeO, Cr₂O₃.

Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например:

ZnO + H₂SO₄→ ZnSO₄+ H₂O

Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

— Несолеобразующие оксиды. Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами и щелочами, иногда их называют безразличными оксидами. К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N₂О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду.

— Кислотные оксиды. Оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды. Кислотными считаются все оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих, и оксиды металлов со степенями окисления +5, +6, +7. Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO₃ и диоксид кремния SiO₂. Первый из них взаимодействует с водой, образуя серную кислоту H₂SO₄:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄.

Диоксид кремния с водой не взаимодействует, но ему соответствует кремниевая кислота H₂SiО₃, которую можно получить из SiO₂ косвенным путем.

Гидроксиды. В состав гидроксидов входят атомы водорода, кислорода и еще некоего элемента. В зависимости от характера гидроксидов, их изображают либо как R(OH)

n или как H_xRO_y.

Гидроксиды делятся на:

— Основные гидроксиды или основания. Это соединения вида Me(OH)_n, проявляющие определенный набор свойств (основных свойств). Основаниями являются гидроксиды металлов в степенях окисления +1 и +2, кроме Zn(OH)₂ и Be(OH)₂. Например, основаниями являютсяMg(OH)₂, KOH, Ba(OH)₂, Cu(OH)₂, LiOH. Оснóвные гидроксиды содержат гидроксогруппы ОН^—, способные замещаться на кислотные остатки:

NaOH+Al₂(SO₄)₃=Na₂SO₄+Al(OH)₃

— Амфотерные гидроксиды. Гидроксиды, проявляющие свойства оснований и кислот. Амфотерными являются гидроксиды вида Me(OH)_n, где степень окисления металла+3 или +2(в случае Be и Zn). Например, амфотерными гидроксидами являютсяAl(OH)

3, Fe(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Cr(OH)₃.

— Кислотные гидроксиды или кислородосодержащие кислоты. Имеют общий вид H_xRO_y, где R – неметалл или металл в степени окисления +5, +6, +7. Примерами кислородосодержащих кислот могут бытьHNO₃, H₂SO₄, HMnO₄, H₂CrO₄, H₂SiO₃.

При записи формулы кислотного гидроксида атомы водорода ставят на первое место, учитывая его электролитическую диссоциацию в воде:

SO₂(OH)₂ → H₂SO₄

PO(OH)₃ → H₃PO₄

NO₂(OH) → HNO₃

CO(OH)₂ → H₂CO₃

Стоит заметить, что кислоты бывают и бескислородными, но они не являются гидроксидами. Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI, H

2S, HF.

studfile.net

Кислотно-основные свойства гидроксидов (11 класс)

Урок по теме «Кислотно-основные свойства гидроксидов»

Цель урока.

Образовательная: используя проблемно-интегративный подход к обучению направить поисковую деятельность учащихся на установление закономерности в изменении свойств гидроксидов.

Развивающая: развивать познавательную активность, интеллектуальные способности и логическое мышление учащихся.

Воспитательная: формировать научное мировоззрение, творческое мышление, радость познания.

Оборудование: таблицы «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева», « Растворимость кислот, оснований, солей в воде», «Относительная электроотрицательность элементов», компьютер, мультимедийный проектор.

Ход урока

I. Актуализация опорных знаний

— Какой процесс называют электролитической диссоциацией?

— На какие группы можно разделить вещества по способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве?

— Какие вещества называются электролитами?

— Неэлектролитами?

— Какие связи имеются в электролитах?

— В неэлектролитах?

— Какие бывают электролиты по способности распадаться на ионы?

— Как идет диссоциация сильных электролитов?

— Слабых электролитов?

_ какая величина характеризует степень распада слабых электролитов на ионы?

— как ее выражают?

— От каких условий зависит степень диссоциации?

— Какая величина характеризует способность электролита диссоциировать на ионы?

— О чем мы можем судить по константе диссоциации?

— способны ли к диссоциации молекулы воды?

— какая величина характеризует ее диссоциацию?

— Что она показывает?

— как оно изменяется с повышением температуры?

— Что позволяет определить ионное произведение воды?

— что называют водородным показателем?

А теперь выполним задание

Задание 1 Соотнесите:

[H⁺] [ОHˉ] pH Среда

I) 10ˉ¹² А)10ˉ¹¹ 1) 3 а) кислотная

II) 10ˉ³ Б)10ˉ⁹ 2) 7 б) нейтральная

III) 10ˉ⁵ В)10ˉ⁷ 3) 12 в) щелочная

IV) 10ˉ⁷ Г) 10ˉ² 4) 5

Решение

I

II

III

IV

Г

А

Б

В

3

1

4

2

в

а

а

б

Выполним второе задание.

Задание 2 Составьте уравнения диссоциации гидроксидов, формулы которых: NaOH, H₂SO₄.

Решение.

NaOH = Na⁺ + OHˉ

I) H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄ ˉ

II) HSO₄ ˉ = H⁺ + SO₄ ²ˉ

— На какие ионы распадаются основания?

— На какие ионы распадаются кислоты?

— Следовательно, по каким направлениям протекает диссоциация гидроксидов?

Э – О – Н

(разрыв связи Э – О)

Э – О – Н

(разрыв связи О – Н)

Постановка проблемы

— Когда диссоциация идет по кислотному типу, когда – по основному?

-Что определяет характер ЭД?

(Цель и тему выводят дети)

Постановка цели: определить зависимость кислотно-основных свойств гидроксидов от положения элементов, образующих данные вещества, в Периодической системе химических элементов и типа химической связи.

II

Тема урока: Кислотно-основные свойства гидроксидов

— Вспомним основные закономерности изменения свойств атомов в периоде.

— Как происходить изменение заряда ядра?

— Как его увеличение влияет на радиусы атомов?

— Как изменяется относительная электроотрицательность?

— как изменяются высшие степени окисления центральных атомов в гидроксидах?

— Определим теперь, как изменяется полярность связи Э – О в гидроксидах в периоде слева направо.

Рассмотрим изменение полярности связей Э-О и О-Н в гидроксидах. Для этого определим разности электроотрицательностей и место диссоциации в молекуле.

Диссоциация будет происходить по месту более полярной связи.

— Как изменяется полярность связи Э-О в гидроксидах?

Вывод: полярность связи Э_О слева направо уменьшается, относительная полярность связи О-Н по сравнению со связью Э_О возрастает → возрастает способность гидроксидов к диссоциации по кислотному типу.

— Подумайте, почему я не предложила рассмотреть гидроксиды алюминия и кремний?

Задание 3 Приведенные формулы гидроксидов расположите в порядке увеличения кислотных свойств веществ:

H₂CO₃, H₃BO₃, HNO₃, LiOH, Be(OH)₂

Ответ:

LiOH Be(OH)₂ H₃BO₃ H₂CO₃ HNO₃

— Выясним, как полярность связей Э-О и О-Н зависит от взаимного влияния атомов в молекуле.

Посмотрите на структурную формулу серной кислоты. В молекуле 2 атома кислорода, связанные с атомом серы двойными связями, оттягивают на себя электроны связей. Это приводит к более сильному смещению электронов от атомов водорода в гидроксогруппах к атомам кислорода. В результате полярность связей О_Н в молекуле увеличивается.

— Что происходит в молекуле хлорной кислоты? (Три атома кислорода, связанные с атомом хлора двойными связями, оттягивают на себя электроны связей)

— К чему это приводит? (Еще большее смещение электронов от водорода к атому хлора)

В результате полярность связей О-Н в молекуле хлорной кислоты увеличивается в еще большей степени.

— Какая кислота сильнее, серная или хлорная?

Отметим еще одну закономерность изменения свойств гидроксидов.

Вывод: с увеличением степени окисления элемента в ряду его гидроксидов основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются.

Задание 4 Расположите формулы в порядке увеличения силы кислот: HClO₃, HClO₂, HClO₄, HClO.

Ответ: HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄

Теперь рассмотрим закономерности изменения свойств гидроксидов элементов главных подгрупп.

— Как изменяются радиусы атомов сверху вниз?

— электроотрицательность?

— Степень окисления атомов в соединениях ЭОН?

-Как изменяется разность электроотрицательностей атомов кислорода и элемента

(Э-О)? (возрастает.)

В результате возрастает способность гидроксидов к диссоциации по основному типу.

III Закрепление

1. Полярность связи Э — О слева направо уменьшается, относительная полярность связи О-Н по сравнению со связью Э-О возрастает → возрастает способность гидроксидов к диссоциации по кислотному типу.

2. С увеличением степени окисления элемента в ряду его гидроксидов основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются.

Итоги урока

Домашнее задание

infourok.ru