Какие свойства кислотные или основные проявляет ni oh 2

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:

<.p>

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Так как оксиды d-металлов нерастворимы в воде, их гидроксиды получают косвенным путем с помощью обменных реакций между их солями и растворами щелочей:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl;

MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl (в отсутствии кислорода);

FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2 + K2SO4 (в отсутствии кислорода).

Гидроксиды d-элементов в низших степенях окисления являются слабыми основаниями; они нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в кислотах:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + H2O

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Гидроксиды d-элементов в промежуточных степенях окисления и гидроксид цинка растворяются не только в кислотах, но и в избытке растворов щелочей с образованием гидроксокомплексов (т.е. проявляют амфотерные свойства), например:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;

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

Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O;

Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6].

В более высоких степенях окисления переходные металлы образуют гидроксиды, которые проявляют кислотные свойства или амфотерные свойства с преобладанием кислотных:

С увеличением степени окисления элемента основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные — возрастают.

Поэтому, по периоду слева направо наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов d-металлов в высших степенях окисления до подгруппы Mn, затем кислотные свойства ослабевают:

Sc(OH)3 — TiO2xH2O — V2O5xH2O — H2CrO4 — HMnO4

Усиление кислотных свойств

Fe(OH)3 — Co(OH)2 — Cu(OH)2 — Zn(OH)2

Медленное ослабление кислотных свойств

Рассмотрим изменение свойств гидроксидов d-металлов в подгруппах. Сверху вниз по подгруппе основные свойства гидроксидов d-элементов в высших степенях окисления возрастают, кислотные свойства уменьшаются. Например, для шестой группы d-металлов:

H2CrO4 — резко — MoO3H2O — слабо — WO3H2O

Кислотные свойства уменьшаются

Соединения d — элементов в низших степенях окисления проявляют, в основном, восстановительные свойства, особенно в щелочной среде. Поэтому, например, гидроксиды Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) являются очень неустойчивыми и быстро окисляются кислородом воздуха:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3

Чтобы гидроксид кобальта (II) или никеля (II) перевести в Co(OH)3 или Ni(OH)3, необходимо использовать более сильный окислитель — например, перекись водорода H2O2 в щелочной среде или бром Br2:

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3;

2 Ni(OH)2 + Br2 +2NaOH = 2 Ni(OH)3 + 2NaBr

Производные Ti(III), V(III), V(II), Cr (II) легко окисляются на воздухе, некоторые соли могут окисляться даже водой:

2Ti2(SO4)3 + O2 + 2H2O = 4TiOSO4 + 2H2SO4;

2CrCl2 + 2H2O = 2Cr(OH) Cl2 + H2

Соединения d-элементов в высших степенях окисления (от +4 до +7) обычно проявляют окислительные свойства. Однако, соединения Ti (IV) и V (V) всегда устойчивы и поэтому обладают относительно слабыми окислительными свойствами:

TiOSO4 + Zn + H2SO4 = Ti2(SO4)3 + ZnSO4 + H2O;

Na3VO4 + Zn + H2SO4 = VOSO4 + ZnSO4 + H2O

Восстановление идет в жестких условиях — атомарным водородом в момент его выделения (Zn + 2H+ = 2H·+ Zn2+).

А соединения хрома в высших степенях окисления являются сильными окислителями, особенно в кислой среде:

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

2CrO3 + C2H5OH = Cr2O3 + CH3COH + H2O

Еще более сильные окислительные свойства проявляют соединения Mn(VI), Mn(VII) и Fe(VI):

2KMnO4 + 6KI + 4H2O = 2MnO2 + 3I2 + 8KOH;

4K2FeO4 + 10H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + 3O2 +10H2O+ 4K2SO4

Таким образом, окислительные свойства соединений d-элементов в высших степенях окисления по периоду слева направо возрастают.

Окислительная способность соединений d-элементов в высших степенях окисления по подгруппе сверху вниз ослабевает. Например, в подгруппе хрома: бихромат калия K2Cr2O7 взаимодействует даже с таким слабым восстановителем, как SO2. Чтобы восстановить молибдат- или вольфрамат-ионы необходим очень сильный восстановитель, например, солянокислый раствор хлорида олова (II):

K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

3 (NH4)2MoO4 + НSnCl3 + 9HCl = MoO3MoO5 + H2SnCl6+4H2O + 6NH4Cl

Последняя реакция идет при нагревании, а степень окисления d-элемента уменьшается совсем незначительно.

Соединения d-металлов в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Например, соединения железа (III) в зависимости от характера вещества-партнера могут проявлять как свойства восстановителя:

2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl +8H2O,

так и окислительные свойства:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 +2KCl.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO2)
   SO3 + H2O = H2SO4
   Cl2O7 + H2O = 2HClO4
2. Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
   SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
   P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O
3. Кислотный оксид + основный оксид = соль
   CO2 + BaO = BaCO3
   SiO2 + K2O = K2SiO3

Основные оксиды

1. Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
   CaO + H2O = Ca(OH)2
   Na2O + H2O = 2NaOH
2. Основный оксид + кислота = соль + вода
   CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
   3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O
3. Основный оксид + кислотный оксид = соль
   MgO + CO2 = MgCO3
   Na2O + N2O5 = 2NaNO3