Гидроксид стронция какие свойства проявляет

Гидроксид стронция — неорганическое основание (щёлочь), состоящее из одного иона стронция и двух гидроксид-ионов, имеющее химическую формулу Sr(OH)2.

Физические свойства

Бесцветные гигроскопичные кристаллы тетрагональной сингонии. Малорастворим в воде (0,41 грамм/100 мл при 0 °C). Растворимость повышается в присутствии NH4Cl.

Образует кристаллогидраты Sr(OH)2•H2O и Sr(OH)2•8H2O.

Получение

• В лаборатории: действием при охлаждении на растворимые соли стронция гидроксида натрия:

<math>mathsf{Sr(NO_3)_2 + 2NaOH rightarrow Sr(OH)_2 + 2NaNO_3}</math>

• В промышленности: реакцией SrO c водой:

<math>mathsf{SrO + H_2O rightarrow Sr(OH)_2}</math>

Химические свойства

• Как сильное основание реагирует с кислотами и кислотными оксидами с образованием соответствующих солей.
• При нагревании свыше 700 °C разлагается:

<math>mathsf{Sr(OH)_2 rightarrow SrO + H_2O}</math>

• При действии на кристаллический Sr(OH)2 концентрированной H2O2 образует пероксид стронция SrO2•8H2O.

Применение

Гидроксид стронция используется в основном для очистки свекловичного сахара, а также в качестве стабилизатора для производства пластмасс. Может использоваться как источник ионов стронция, когда нежелательно присутствие ионов хлора. Промежуточный продукт для получения карбоната стронция.

Напишите отзыв о статье «Гидроксид стронция»

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4 (Пол-Три). — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.

Отрывок, характеризующий Гидроксид стронция

– Ах, какой ужас! – сказала, со двора возвративись, иззябшая и испуганная Соня. – Я думаю, вся Москва сгорит, ужасное зарево! Наташа, посмотри теперь, отсюда из окошка видно, – сказала она сестре, видимо, желая чем нибудь развлечь ее. Но Наташа посмотрела на нее, как бы не понимая того, что у ней спрашивали, и опять уставилась глазами в угол печи. Наташа находилась в этом состоянии столбняка с нынешнего утра, с того самого времени, как Соня, к удивлению и досаде графини, непонятно для чего, нашла нужным объявить Наташе о ране князя Андрея и о его присутствии с ними в поезде. Графиня рассердилась на Соню, как она редко сердилась. Соня плакала и просила прощенья и теперь, как бы стараясь загладить свою вину, не переставая ухаживала за сестрой.
– Посмотри, Наташа, как ужасно горит, – сказала Соня.
– Что горит? – спросила Наташа. – Ах, да, Москва.
И как бы для того, чтобы не обидеть Сони отказом и отделаться от нее, она подвинула голову к окну, поглядела так, что, очевидно, не могла ничего видеть, и опять села в свое прежнее положение.
– Да ты не видела?
– Нет, право, я видела, – умоляющим о спокойствии голосом сказала она.
И графине и Соне понятно было, что Москва, пожар Москвы, что бы то ни было, конечно, не могло иметь значения для Наташи.
Граф опять пошел за перегородку и лег. Графиня подошла к Наташе, дотронулась перевернутой рукой до ее головы, как это она делала, когда дочь ее бывала больна, потом дотронулась до ее лба губами, как бы для того, чтобы узнать, есть ли жар, и поцеловала ее.
– Ты озябла. Ты вся дрожишь. Ты бы ложилась, – сказала она.
– Ложиться? Да, хорошо, я лягу. Я сейчас лягу, – сказала Наташа.
С тех пор как Наташе в нынешнее утро сказали о том, что князь Андрей тяжело ранен и едет с ними, она только в первую минуту много спрашивала о том, куда? как? опасно ли он ранен? и можно ли ей видеть его? Но после того как ей сказали, что видеть его ей нельзя, что он ранен тяжело, но что жизнь его не в опасности, она, очевидно, не поверив тому, что ей говорили, но убедившись, что сколько бы она ни говорила, ей будут отвечать одно и то же, перестала спрашивать и говорить. Всю дорогу с большими глазами, которые так знала и которых выражения так боялась графиня, Наташа сидела неподвижно в углу кареты и так же сидела теперь на лавке, на которую села. Что то она задумывала, что то она решала или уже решила в своем уме теперь, – это знала графиня, но что это такое было, она не знала, и это то страшило и мучило ее.
– Наташа, разденься, голубушка, ложись на мою постель. (Только графине одной была постелена постель на кровати; m me Schoss и обе барышни должны были спать на полу на сене.)

3. Гидроксиды

Среди
многоэлементных
соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них
проявляют
свойства оснований (основные гидроксиды)  – NaOH, Ba(OH)2
и т.п.; другие
проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) – HNO3, H3PO4 и другие.
Существуют и амфотерные гидроксиды,
способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований,
так и
свойства  кислот – Zn(OH)2,
Al(OH) 3
и т.п.

3.1.
Классификация,
получение и свойства оснований

Основаниями
(основными
гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются
вещества,
диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН—.

По современной
номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием,
если
необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН
– гидроксид
калия, гидроксид натрия NaOH,
гидроксид кальция Ca(OH)2,
гидроксид хрома (II) – Cr(OH)2,
гидроксид хрома (III) – Cr(OH)3.

Гидроксиды
металлов принято делить
на две группы: растворимые
в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами
— Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba и поэтому
называемые щелочами) и нерастворимые в воде.
Основное различие между
ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах
щелочей достаточно
высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью
вещества
и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации
иона ОН- даже в
растворах нерастворимых
оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу
гидроксильных
групп (кислотность),
способных замещаться на кислотный остаток, различают:

— однокислотные
основания
– KOH, NaOH;

— двухкислотные
основания
– Fe(OH)2,
Ba(OH)2;

— трехкислотные
основания
– Al(OH)3,
Fe(OH)3.

Получение
оснований

1. Общим методом
получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут
быть
получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO4
+ 2KOH = Cu(OH)2↓
+ K2SO4,

K2SO4
+ Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓.

При получении
этим
методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении
нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами,
следует
избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение
амфотерного
основания, например,

AlCl3
+ 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,

Al(OH)3
+ KOH = K[Al(OH)4].

В подобных
случаях для
получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором
амфотерные оксиды
не растворяются:

AlCl3
+ 3NH4OH
= Al(OH)3↓
+ 3NH4Cl.

Гидроксиды
серебра, ртути
настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной
реакцией
вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO3
+ 2KOH = Ag2O↓
+ H2O + 2KNO3.

2. Щелочи в
технике
обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl
+ 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

(суммарная
реакция электролиза)

Щелочи могут
быть также
получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их
оксидов с
водой:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2↑,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Химические
свойства оснований

1. Все
нерастворимые в
воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3
= Fe2O3 + 3H2O,

Ca(OH)2
= CaO + H2O.

2. Наиболее
характерной
реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами –
реакция
нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,

Cu(OH)2
+ H2SO4 = CuSO4
+ 2H2O.

3. Щелочи
взаимодействуют
с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH
+ CO2 = K2CO3
+ H2O,

2NaOH
+ Al2O3 = 2NaAlO2
+ H2O.

4. Основания
могут
вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO3
+ 2KOH = Na2SO3 + K2SO3
+2H2O,

Ca(HCO3)2
+ Ba(OH)2 = BaCO3↓
+ CaCO3 + 2H2O.

Cu(OH)2
+ 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4
+2H2O.

5. Необходимо
особенно
подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми
неметаллами
(галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NaOH + Cl2 = NaCl +NaOCl + H2O (на
холоду),

6KOH + 3Cl2 = 5KCl
+
KClO3 + 3H2O (при
нагревании),

6KOH
+ 3S = K2SO3 + 2K2S
+ 3H2O,

3KOH
+ 4P + 3H2O = PH3↑
+ 3KH2PO2,

2NaOH
+ Si + H2O = Na2SiO3
+ 2H2↑.

6. Кроме того,
концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять
также и
некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными
свойствами):

2Al
+ 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4]
+ 3H2↑,

Zn
+ 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4]
+ H2↑.

Растворы щелочей
имеют рН
> 7 (щелочная среда), изменяют
окраску индикаторов
(лакмус – синяя, фенолфталеин – фиолетовая).

© М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

К следующему разделу
К оглавлению

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются
легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств,
реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2:

• Be — 2s2
• Mg — 3s2
• Ca — 4s2
• Sr — 5s2
• Ba — 6s2
• Ra — 7s2

Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• Be — BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл
• Mg — MgCO3 — магнезит, MgO*Al2O3 — шпинель, 2MgO*SiO2 — оливин
• Ca — CaCO3 — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO4*2H2O — гипс, CaF2 — флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов,
алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl2 → (t) Mg + Cl2 (электролиз расплава)

CaO + Al → Al2O3 + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

MgBr2 + Ca → CaBr2 + Mg

Химические свойства

• Реакции с водой

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов.
Магний реагирует с водой только при нагревании.

Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2↑



• Реакции с кислотами

Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород
из кислот:

Ba + HCl → BaCl2 + H2

• Реакции с неметаллами

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I), серой. Степень окисления у щелочноземельных
металлов постоянная +2.

Mg + O2 → MgO (оксид магния)

Ca + I2 → CaI2 (йодид кальция)

Mg + S → MgS (сульфид магния)

При нагревании реагируют с азотом, водородом и углеродом.

Ca + N2 → (t) Ca3N2 (нитрид кальция)

Ca + H2 → (t) CaH2 (гидрид кальция)

Ba + C → (t) BaC2 (карбид бария)



• С оксидами других металлов

Ba + TiO2 → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

MgCO3 → (t) MgO + CO2

Ca(NO3)2 → (t) CaO + O2 + NO2

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO — амфотерного оксида.

• Реакции с кислотами и кислотными оксидами

BaO + HCl → BaCl2 + H2O

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

MgO + SO3 → MgSO4

CaO + CO2 → CaCO3

CaO + SiO2 → CaSiO3

• Реакция с водой

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

CaO + H2O → Ca(OH)2

MgO + H2O → Mg(OH)2

• Амфотерный оксид бериллия

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей,
и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + HCl → BeCl2 + H2O

BeO + NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)

BeO + Na2O → Na2BeO2

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)2)

CaO + H2O → Ca(OH)2

Химические свойства

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O

Ca(OH)2 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 + H2O

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O + CO2

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

Реакция с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется
слабый электролит (вода).

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + NaOH

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Be(OH)2 + HCl → BeCl2 + H2O

Be(OH)2 + NaOH → Na2[Be(OH)4]

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящая от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов,
сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется
обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO3 — бесспорное доказательство устранения жесткости:

Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ + CO2 + H2O

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na2CO3 в воду:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaHCO3

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную
жесткость воды устраняют добавлением в воду Na2CO3:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + NaCl

MgSO4 + Na2CO3 + H2O → [Mg(OH)]2CO3↓ + CO2↑ + Na2SO4

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках
котлов, труб, чайника.