Что такое гидроксиды? Свойства гидроксидов. Кислотно-основные свойства гидроксидов d-элементов Химические свойства гидроксидов металлов

Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.

Получение гидроксидов.

1. Реакция обмена:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Электролиз водных растворов солей:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,

3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:

К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Химические свойства гидроксидов.

1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.

2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).

3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:

Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .

4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).

6. Взаимодействуют с кислотами:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.

Большинство оснований - твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.

Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.

Получение гидроксидов

Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .

Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.

Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:

FeCl 3 + 3NaOH aq = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl.

Химические свойства гидроксидов

Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.

Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).

Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.

Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета - это оксид меди (II):

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:

Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 ;

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

Применение гидроксидов

Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси -средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.

Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова - 63,6%; кислорода - 34,2%; водорода - 2,2%. Определите формулу этого гидроксида.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1: 4: 4. Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 .
Ответ	Формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4

ПРИМЕР 2

Задание	Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г.
Решение	Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = m(X) / m solution × 100%. Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя: m solution = m(H 2 O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г. Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария: BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 . Рассчитаем количества моль исходных веществ: n(H 2 O) = m(H 2 O) / M(H 2 O); M(H 2 O) = 18 г/моль; n(H 2 O) = 50 / 18 = 2,8 моль. n(BaO) = m(BaO) / M(BaO); M(BaO) = 153 г/моль; n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль. Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению n(BaO) :n(Ba(OH) 2) = 1:1, т.е. n(Ba(OH) 2) = n(BaO) = 1,04 моль. Тогда масса образовавшегося гидроксида бария будет равна: m(Ba(OH) 2) = n(Ba(OH) 2) × M(Ba(OH) 2); M(Ba(OH) 2) = 171 г/моль; m(Ba(OH) 2) = 0,008 ×171 = 1,368 г. Найдем массовую долю гидроксида бария в растворе: ω (Ba(OH) 2) = 1,368 / 51,2 × 100% = 2,67%.
Ответ	Массовая доля гидроксида бария равна 2,67%

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, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:

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

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

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 образуется соль Na 3 :

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 1000 o C:

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

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 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 (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .

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.

Бронза: Cu (70-96%), Sn (все остальное).

Константан: Cu (55%), Ni (44%).

Латунь: Cu (54-90%), Zn (все остальное).

Нойзильбер: Cu (50-65%), Ni (8-26%), Zn (все остальное).

Применение:

Бронза – изготовление деталей машин. Константан – материал электросопротивления.

Латунь – изготовление проводов, листов, профилей, арматуры. Нойзильбер – материал для приборов точной механики и ме-

Вопрос № 21

От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов металлов? Поясните на конкретных примерах.

Свойства оксидов и гидроксидов металлов зависят от степени окисления металла. Чем выше степень окисления металла, тем сильнее выражены его кислотные свойства. Это хорошо видно на примере оксидов хрома.

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства. При реакциях с кислотами они образуют соли.

СrO + 2НСl = СrСl2 + Н2 О

Сr(ОН)2 + 2НСl = CrCl2 + 2Н2 O

Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Сr2 О3 + 6HCl = 2СrСl3 + 3Н2 О Сr2 О3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na

Сr(ОН)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2 О Сr(ОН)3 + NaOH = Na

Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом, при реакции с водой образует хромовую кислоту Н2 CrO4 :

СrO3 + Н2 О = Н2 CrO4

При реакции хромовой кислоты или оксида хрома (VI) с основаниями образуются соли – хроматы:

СrО2 + 2NaOH = Na2 CrO4 + Н2 О

Н2 СrО4 , + 2NaOH = Na2 CrO4 + 2Н2 O

Задача № 1

Какую массу чистого железа можно получить из 250 т руды с массовой долей пирита FeS2 0,7, если выход составляет 82%?

Из пирита сначала получают оксид железа (III):

FeS2 + О2 Fе2 О3 + SO2

Для расстановки коэффициентов воспользуемся методом электронного баланса:

2 − 1			3 − 2	4 − 2
FeS2		→ Fe2 O3
−1	− 10e− →
		− →
Fe − e
	4e − →		−2

4FeS2 + 11O2 = 2Fе2 О3 + 8SO2

Из оксида железа (III) железо можно получить при помощи любогоподходящеговосстановителя, например оксидауглерода(II):

Fе2 О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2 (2)

Вычислим массу чистого пирита в руде:

M(FeS2 ) = w(FеS2 ) · m(руды) = 0,7 · 250 т = 175 т.

Вычислим молярную массу пирита:

M(FeS2 ) = 56 + 32 · 2 = 120 г/моль

Вычислим количество вещества пирита:

По уравнению (1) из 4 моль пирита получится 2 моль оксида железа. По уравнению (2) из 1 моль оксида железа получается 2 моль железа. Всего, значит, из 4 моль пирита получается 4 моль железа. Следовательно, из 1,46·106 моль пирита при теоретическом 100% выходе можно получить 1,46·106 моль железа. Поскольку выход железа составляет 82%, или 0,82, практически можно получить 0,82 · 1,46·106 ≈ 1,2·106 моль. Молярная масса железа равна 56 г/моль, вычислим массу железа:

m(Fe) = ν (Fe) · M(Fe) = 1,2·106 моль · 56 г/моль = 67,2 · 106 = 67,2 т.

Ответ : можно получить 67,2 т железа.

Задача № 2

При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько по массе и количеству вещества образовалось гидроксида натрия в растворе.

Запишем уравнения процессов, происходящих на электродах:

2H2 O + 2e− → 2OH− + H2
2Cl− − 2e− → Cl2

2NaCl + 2H2 O = 2NaOH + Сl2 + Н2

Таким образом, в растворе образуется гидроксид натрия, на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.

По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на катоде водорода приходится 2 моль образовавшегося в растворе гидроксида натрия. Пусть при выделении 0,32 моль водорода в растворе образуется х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:

1 2 = 0, x 32 , x = 0,32 1 2 = 0,64 моль

Определим молярную массу гидроксида натрия:

m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,64 моль · 40 г/моль = 25,6 г.

Ответ : в растворе образовалось 0,64 моль (25,6 г) гидроксида натрия.

Задача № 3

Через 1 л 18%-го раствора сульфата меди (II) (ρ = 1,12 г/см3 ) пропустили 23,2 л сероводорода. Какое вещество и сколько по массе выпало в осадок?

В осадок выпадает сульфид меди (II):

CuSO4 + H2 S = CuS↓ + H2 SO4

Вычислим количество вещества сероводорода:

Вычислим массу раствора сульфата меди: m(раствора) = ρ · V = 1,12 г/мл · 1000 мл = 1120 г.

Вычислим массу сульфата меди в растворе:

m(CuSO4 ) = c(CuSO4 ) · m(раствора) = 0,18 · 1120 г = 201,6 г

Определим молярную массу сульфата меди:

M(CuSO4 ) = 64 + 32 + 16 · 4 = 160 г/моль

Вычислим количество вещества сульфата меди:

По уравнению реакции 1 моль сероводорода реагирует с 1 моль сульфата меди, значит в реакцию с 1,036 моль сероводорода вступит 1,036 моль сульфата меди, то есть сульфат меди взят в избытке и расчет ведем по сероводороду. По уравнению реакции из 1 моль сероводорода образуется 1 моль сульфида меди (II), значит из 1,036 моль сероводорода образуется 1,036 моль сульфида меди (II). Вычислим молярную массу сульфида меди (II):

M(CuS) = 64 + 32 = 96 г/моль.

Вычислим массу сульфида меди (II):

m(CuS) = ν (CuS) · M(CuS) = 1,036 моль · 96 г/моль ≈ 120,96 г.

В осадок выпадает 121 г сульфида меди (II).

Задача № 4

При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40%-ным раствором гидроксида натрия (ρ = 1,4 г/см3 ) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите процентный состав исходной смеси и объем раствора NaOH, вступившего в реакцию.

Уравнения реакций:

2Аl + 2NaOH + 6Н2 О = 2Na + 3Н2 (1)

Аl2 O3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na (2)

Вычислим количество вещества выделившегося водорода:

По уравнению реакции при взаимодействии 2 моль алюминия с раствором щелочи выделяется 3 моль водорода. Пусть 0,15 моль водорода выделится при реакции x моль алюминия с раствором щелочи. Составим пропорцию:

2 3 = 0, x 15 , x = 0,15 3 2 = 0,1 моль

Молярная масса алюминия равна 27 г/моль, вычислим массу алюминия:

m(Al) = ν (Al) · M(Al) = 0,1 моль · 27 г/моль = 2,7 г

Вычислим массовую долю алюминия в смеси:

	w(Al) =	m(Al)		100% =		100% = 30%
		m(смеси)

Вычислим массовую долю оксида алюминия в смеси: w(Аl2 О3 ) = 100% – w(Al) = 70%.

По уравнению (1) 2 моль алюминия реагирует с 2 моль гидроксида натрия, значит 0,1 моль алюминия реагирует с 0,1 моль гид-

роксида натрия. В смеси содержится 9 – 2,7 = 6,3 г оксида алюминия. Вычислим молярную массу оксида алюминия:

М(Аl2 O3 ) = 27 · 2 + 16 · 3 = 102 г/моль.

Вычислим количество вещества оксида алюминия:

По уравнению реакции (2) 1 моль оксида алюминия реагирует с 2 моль гидроксида алюминия. Пусть 0,062 моль оксида алюминия реагирует с х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:

1 2 = 0,062 х , x = 0,062 1 2 = 0,124 моль

Таким образом, всего необходимо 0,1 + 0,124 = 0,224 моль гидроксиданатрия. Определиммолярнуюмассугидроксиданатрия:

M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль

Вычислим массу гидроксида натрия:

m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,224 моль · 40 г/моль = 8,96 г.

Вычислим массу раствора гидроксида натрия с концентрацией

40%, или 0,4.

	m(раствора) =	m(NaOH)			≈ 22,4 г
		c(NaOH)

Вычислим объем раствора: гидроксида натрия:

V = m ρ = 1,22 4 г,4 / млг = 16 мл

Ответ : в смеси содержится 30% алюминия и 70% оксида алюминия; потребуется 16 мл раствора гидроксида натрия.

Задача № 5

Вещество, полученное при прокаливании 1,28 г меди в струе кислорода, превратили в хлорид меди (II). Вычислите, какой объем (в мл) 4%-ной соляной кислоты (ρ = 1,02 г/см3 ) израсходовали и какова масса выделившегося хлорида меди (II).

Припрокаливаниимедивкислородеобразуетсяоксидмеди(II):

2Cu + О2 = 2CuO (1)

При реакции оксида меди (II) с соляной кислотой образуется хлорид меди (II):

СuО + 2НСl = СuСl2 + H2 O

Молярная масса меди равна 64 г/моль. Вычислим количество вещества меди:

По уравнению реакции (1) из 2 моль меди образуется 2 моль оксида меди (II), значит из 0,02 моль меди образуется 0,02 моль оксида меди (II). По уравнению (2) 1 моль оксида меди (II) реагирует с 2 моль хлороводорода. Пусть 0,02 моль оксида меди (II) реагирует с х моль хлороводорода. Составим пропорцию:

1 2 = 0, х 02 , x = 0,02 1 2 = 0,04 моль

Определим молярную массу хлороводорода:

М(НСl) = 1 +35,5 = 36,5 г/моль.

Вычислим массу хлороводорода:

m(HCl) = ν (HCl) · M(HCl) = 0,04 моль· 36,5 г/моль = 1,46 г.

Вычислим массу 4%-ной соляной кислоты:

Вычислим объем соляной кислоты:

По уравнению реакции (2) из 1 моль оксида меди (II) образуется 1 моль хлорида меди (II), значит из 0,02 моль оксида меди (II) образуется 0,02 моль хлорида меди (II). Определим молярную массу хлорида меди (II):

М(СuСl2 ) = 64 + 35,5 · 2 = 135 г/моль.

Вычислим массу хлорида меди (II):

m(CuCl2 ) = ν (CuCl2 ) · M(CuCl2 ) = 0,02 моль · 135 г/моль = 2,7 г.

Ответ : израсходовали 35,8 мл соляной кислоты; образовалось 2,7 г хлорида меди (II).

Глава VI. Неметаллы

Задачи к §§1-3 (стр.140)

Вопрос № 1

Чем отличается строение атомов и простых веществ неметаллов от металлов?

а) Атомы большинства неметаллов имеют 4 и более электрона на внешней электронной оболочке, у атомов металлов же на внешней оболочке находится от одного до трех электронов.

б) Простые вещества – металлы всегда образуют так называемую металлическую кристаллическую решетку. Простые вещества

– неметаллы либо образуют атомную решетку (например, углерод, кремний, сера, фосфор), либо имеют молекулярное строение (например, водород, кислород, азот).

Вопрос № 2

На основе периодической системы выявите закономерности, наблюдаемые при изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов.

В группах периодической системы при движении сверху вниз окислительные свойства неметаллов ослабевают, и соответственно восстановительные свойства усиливаются.

В периодах окислительные свойства неметаллов усиливаются слева направо.

Вопросы №№ 4-5

Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов в периодах и группах? Даны формулы кислотных

оксидов: a) N2 O5 , CO2 , Cl2 O7 и SO3 ; б) P2 O5 , As2 O5 , N2 O5 и Sb2 O5 . Рас-

положитеихвпорядкевозрастаниякислотныхсвойствоксидов.

Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому порядок будет следующим:

а) СО2 , N2 O5 , SO3 , Cl2 O7

б) Sb2 O5 , AS2 O5 , P2 O5 , N2 O5

Вопрос № 6

Пользуясь таблицей учебника (стр. 134), дополнительно напишите по два-три уравнения химических реакций кислотных оксидов, не представленных в таблице, с основаниями, основными оксидами, водой.

1) Реакции с основаниями:

SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2 О

Р2 O5 + 6КОН = 2К3 РO4 + 3Н2 O

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + Н2 O

2) Реакции с основными оксидами:

SO2 + СаО = СаSО3

P2 O5 + 3СаО = Са3 (РO4 )2

CO2 + Na2 O = Na2 CO3

3) Реакции с водой:

Сl2 О7 + Н2 O = 2НСlO4 N2 O5 + Н2 O = 2HNO3

Вопрос № 7

Укажите сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот.

Общие свойства . Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6:

Cu + 4НNО3 = Cu(NО3 )2 + 2NO2 + 2Н2 O

Cu + 2H2 SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2 O

Отличительные свойства . Разбавленная серная кислота реагирует с металлами с выделением водорода, то есть окислителем служит водород в степени окисления +1.

Mg + H2 SO4 = MgSO4 + H2

Mg − 2e		− → Mg
		− → H 2

В разбавленной азотной кислоте же окислителем все равно является азот в степени окисления +5. Состав продуктов реакции зависит от концентрации кислоты и химической активности металла:

3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O 4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3 )2 + N2 О + 5H2 O

Вопрос № 8

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от +6 до +4. Составьте уравнение.

2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6Н2 O

	2e − →
	−3e − →

Вопрос № 9

Почему нелетучие водородные соединения так резко отличаются от летучих водородных соединений?

1. Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами. В ходе взаимодействия происходит образование солей и воды
2. Щелочи, гидроксид аммония всегда реагируют с растворами солей, только в случае образования нерастворимых оснований:
3. Реакция кислоты с основанием именуется нейтрализацией. В ходе данной реакции, катионы кислот Н + и анионы оснований ОН - образуют молекулы воды. После чего, среда раствора становится нейтральной. В результате начинается выделение тепла. В растворах, это ведет к постепенному нагреву жидкости. В случае крепких растворов, тепла более чем достаточно, чтобы жидкость начала кипеть. Необходимо помнить, что реакция нейтрализации происходит достаточно быстро.

Сильные основания

• NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
• KOH гидроксид калия (едкое кали)
• LiOH гидроксид лития
• Ba(OH) 2 гидроксид бария
• Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

• Mg(OH) 2 гидроксид магния
• Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
• Zn(OH) 2 гидроксид цинка
• NH 4 OH гидроксид аммония
• Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Амфотерные основания реагируют и с кислотами и со щелочами. В ходе взаимодействия происходит образование соли и воды. При прохождении какой - либо реакции с кислотами, амфотерные основания всегда проявляют свойства типичных оснований.
2. В ходе реакции со щелочами, амфотерные основания способны проявлять свойства кислот. В процессе сплавления со щелочами, образуется соль и вода.
3. При взаимодействии с растворами щелочей, всегда будут образовываться комплексные соли.
4. Щелочи растворяют амфотерные металлы. В ходе данной реакции выделяется водород. В результате данной химической реакции, при опускании в раствор щелочи алюминия, выделяется газ. Так же это можно увидеть при его поджигании.

Гидроксиды и их классификация

Основания образуются атомами металлов и гидроксогруппой (ОН -), поэтому их называют гидроксидами.

1. По отношению к воде основания подразделяются на:

• растворимые - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому их называют щелочами, гидроксид аммония, но он слабый электролит. Основания, образованные остальными металлами в воде не растворяются. Щелочи в водном растворе диссоциируются полностью до катионов металла и анионов гидроксид - ионов ОН - .
• нерастворимые

2. По взаимодействию с иными химическими веществами гидроксиды делятся на:

• основные гидроксиды - заряд катиона равен +1 или +2
• кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты),
• амфотерные гидроксиды - заряд катиона равен +3 или +4

Ряд исключений:

• La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – основания;
• Be (OH) 2 , Sn (OH)2, Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерными основания.

Смотри химические свойства