Какие свойства амфотерных гидроксидов

Оглавление

1. Основания, амфотерные гидроксиды
2. Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов
3. Амфотерные гидроксиды
4. Химические свойства амфотерных соединений
5. Получение гидроксидов
6. Кислоты
7. Номенклатура кислот
8. Получение кислот
9. Химические свойства кислот
10. Шпаргалки
11. Задания для самопроверки

Основания, амфотерные гидроксиды

Основания — это сложные вещества, состоя­щие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me+y(OH)y, где у — число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация осно­ваний.

Классификация оснований

Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса — в синий цвет, фенолфталеина — в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реак­цию обмена:

Многокислотные основания могут давать сред­ние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, об­разуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) сплавление:

б) в растворах:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде соля­ми, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания (Cr(OH)2, Mn(OH)2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлага­ются при нагревании:

Химические свойства оснований

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как доно­рами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они об­наруживают основные свойства:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

2. Взаимодействуя со щелочами — сильными ос­нованиями, они обнаруживают кислотные свой­ства:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4](комплексная соль)

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4](комплексная соль)

Комплексными называют соединения, в кото­рых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Химические свойства амфотерных гидрооксидов

Получение гидроксидов

Общий метод получения оснований бази­руется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть полу­чены как нерастворимые, так и растворимые основания.

CuSО4 + 2КОН = Cu(OH)2↓ + K2SО4

К2СО3 + Ва(ОН)2 = 2 КОН + 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:

АlСl3 + 4КОН = К[Аl(ОН)4] + 3КСl

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

АlСl3 + 3NH3 + ЗН2О = Аl(ОН)3↓ + 3NH4Cl

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

2AgNО3 + 2КОН = Ag2О↓ + Н2О + 2KNO3

В промышленности щелочи обычно получают электролизом вод­ных растворов хлоридов.

2NaCl + 2Н2О → ϟ → 2NaOH + H2↑ + Cl2 ↑

Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

2Li + 2Н2О = 2LiOH + Н2

SrO + Н2О = Sr(OH)2

Получение гидроксидов

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, мо­лекулы которых состоят из атомов водорода, спо­собных замещаться на атомы металла, и кислот­ных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть тверды­ми (фосфорная H3PO4; крем­ниевая H2SiO3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H2SO4).

Классификация кислот

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводо­род HBr, сероводород H2S, в водных растворах об­разуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяет­ся заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.

Согласно протолитической теории кислот и оснований, предло­женной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием — вещество, способное при­нимать протоны.

кислота → основание + Н+

На основе таких представлений понятны основные свойства ам­миака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимо­действии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорно­акцепторной связи.

HNO3 + NH3 ⇆ NH4+ + NO3—

кислота      основание      кислота      основание

Более общее определение кислот и оснований предложил амери­канский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF3 — это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.

AlF3 + :NH3 ⇆ [AlF3]:[NH3]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак — основание).

Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные про­цессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, ис­пользуемые в настоящее время.

Номенклатура кислот

Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура до­вольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO2), двухосновные (H2CO3, H2SO4) и трехосновные (Н3РO4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H2S) и кисло­родсодержащие (НСlO4, HNO3).

Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если сте­пень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения сте­пени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:

Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положени­ем элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.

В водородных соединениях элементов III—IV групп Периодиче­ской системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют кова­лентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличи­вается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН4 — NH3 — Н2O — HF или SiH4 — PH3 — H2S — НСl связи с атомами водорода, оставаясь кова­лентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположи­тельным. Если полярные молекулы оказываются в полярном рас­творителе, может происходить процесс электролитической диссо­циации.

Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных рас­творах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на по­лярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссо­циируют, как правило, легче, чем вода.

H2SO3 + H2O ⇆ HзO+ + HSO3

HNO3 + H2O ⇆ HзO+ + NO3

На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержа­щих кислот, образованных элементами, которые способны прояв­лять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кис­лота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO3сильная. Хлор­ная кислота НСlO4 — одна из самых сильных неорганических кислот.

Структурные формулы кислородсодержащих кислот хлора:

Структурные формулы кислородсодержащих кислот хлора

Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO — НСlO2 — НСlO3 — НСClO4? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с цен­тральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинар­ной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.

Такая закономерность — усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома — характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кис­лота HNO3, в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота +3); серная кислота H2SO4 (S+6) более сильная, чем сернистая кислота H2SO3 (S+4).

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть полу­чены при непосредственном соединении неметаллов с водородом.

Н2 + Сl2 → 2НСl,

H2 + S ⇆ H2S

2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получе­ны взаимодействием кислотных оксидов с водой.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты мож­но получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.

BaBr2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2НВr

CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS↓

FeS + H2SO4(paзб) = H2S↑+FeSO4

NaCl(T) + H2SO4(конц) = HCl↑ + NaHSO4

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2↑ + H2O

4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.

Н2O2 + SO2 = H2SO4

3Р + 5HNO3 + 2Н2O = ЗН3РO4 + 5NO2

Химические свойства кислот

Кислый вкус, действие на индикаторы, элек­трическая проводимость, взаимодействие с метал­лами, основными и амфотерными оксидами, осно­ваниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами — эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

Химические свойства кислот можно разделить на два типа ре­акций:

1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных рас­творах иона гидроксония Н3O+;

2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.

Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными ча­стицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кис­лотно-основные реакции.

К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металла­ми, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + 2Н+ = Zn2+ + Н2

К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а ино­гда и кислыми солями.

[Cu(OH)]2CO3 + 4HBr = 2CuBr2 + CO2↑ + 3Н2O

Mg(HCO3)2 + 2НСl = MgCl2 + 2СO2↑ + 2Н2O

2KHSO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2↑ + 2H2O

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труд­нее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.

Са3(РO4)2 + 4Н3РO4 = 3Са(Н2РO4)2

Na2S + Н3РО4 = Na2HPO4 + H2S↑

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + Н2O

КОН + H2S = KHS + Н2O

На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводород­ных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут при­сутствовать разные частицы (HF)X, а именно H2F2, H3F3 и т. д.

Частный случай кислотно-основного равновесия — реакции кис­лот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы использу­ются в качественном анализе для обнаружения кислот и основа­ний в растворах.

Самые часто применяемые индикаторы — лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой — красный, в щелочной — си­ний), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной — оран­жевый, в щелочной — желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой — бесцветный).

Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н+, общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:

Ag+ + Cl— = AgCl(белый осадок)

Ва2+ + SO42- = BaSO4(белый осадок)

3Ag+ + PO43— = Ag3PO4(желтый осадок)

Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окис­лительно-восстановительными свойствами.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.

2КМnO4 + 16НСl = 5Сl2 + 2КСl + 2МnСl2 + 8Н2O

H2S + Вг2 = S + 2НВг

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или про­межуточной степени окисления, как, например, в сернистой кисло­те:

H2SO3 + Сl2 + Н2O = H2SO4 + 2НСl

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S+6, N+5, Сг+6), прояв­ляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H2SO4 — сильный окислитель.

Сu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2+ 2Н2O

Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O

C + 2H2SO4(конц) = CO2 + 2SO2+ 2H2O

Следует запомнить, что:

• Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряже­ний левее водорода, при соблюдении ряда усло­вий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимо­действие HNO3 и Н2SO4(конц.) с металлами проте­кает иначе.

Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.

• В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

• Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется раствори­мая соль:

• И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут об­разовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

• Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие H3PO4 с известняком прекра­тится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca3(PO4)2.

Особенности свойств азотной HNO3 и концен­трированной серной H2SO4(конц.) кислот обуслов­лены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислите­лями будут выступать не катионы H+, а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в резуль­тате таких реакций образуется не водород H2, а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановле­ния нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, сте­пени измельченности металла и т. д.).

Эти особенности химического поведения HNO3 и H2SO4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис те­ории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Химические свойства кислот

Часто путают понятия летучесть и устойчи­вость (стабильность). Летучими называют кисло­ты, молекулы которых легко переходят в газо­образное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. На­пример, нелетучая, нераство­римая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO2. Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не име­ют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H2CrO4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO4 — малиновую.

Шпаргалки

Справочный материал для прохождения тестирования: