Методичка по химии. Некоторые теоретические сведения

• Название: Некоторые теоретические сведения
• Анкор: Методичка по химии.doc
• Дата: 28.02.2018
• Размер: 449.5 Kb.
• Имя файла: Методичка по химии.doc
• Тип: Документы; #16039
• страница: 2 из 7

Гидроксиды

Гидроксиды- это сложные вещества общей формулы Э_хO_у∙ nH₂O, то есть продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. Гидроксиды по своему характеру могут быть разделены на 3 группы: основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные основания.

Основания

Общая формула Me(OH)n (n<= 4), где Me- катион металла в степени окисления +n. Исключение – гидроксид аммония NH₄OH, не содержащий атомов металла. Основания - это соединения, при диссоциации которых в растворе существует один вид анионов ( отрицательно заряженные ионы) – гидроксид-ионы ОН^- ( более строгое определение: основания – это соединения, присоединяющие протон (Н⁺) или являющиеся акцепторами протонов Н⁺).
Растворимыми в воде основаниями или щелочами являются гидроксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных): LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Перечисленные основания являются сильными электролитами. Все остальные гидроксиды металлов являются малорастворимыми или практически нерастворимыми и одновременно слабыми электролитами. Следует запомнить, что растворимое в воде основание NH₄OH (раствор газообразного аммиака NH₃ в воде) является слабым. Основания AgOH и Hg(OH)₂ самопроизвольно разлагаются в растворах на оксид и воду.

По количеству гидроксид-ионов или – ОН^- -групп все основания можно разделить на однокислотные (содержат одну ОН^- -группу) и многокислотные (содержат более одного гидроксид-иона). В названии основания по систематической международной номенклатуре на первое место ставят название элемента, образующего основание, за которым следует слово «гидроксид», с соответствующей количественной приставкой, при необходимости, например:

Mg(OH)₂ – магний дигидроксид,

Cr(OH)₃ – хром тригидроксид

NaOH – натрий гидроксид

Полусистематическая международная номенклатура на первое место ставит слово «гидроксид», за которым следует название элемента в соответствующем падеже и указание степени окисления элемента (римскими цифрами в круглых скобках), например, NaOH – гидроксид натрия, Cr(OH)₃ - гидроксид хрома(III). Устаревшая русская номенклатура оперирует словом «гидроокись» с соответствующими количественными приставками, указывающими количество гидроксид-ионов в основании – NaOH – гидроокись натрия (старое техническое название – едкий натр).
ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВАНИЙ

1.Взаимодействие активных металлов с водой:

2 К + H₂O = 2 КOH + H₂

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

Na₂O + H₂O = 2 NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ (при нагревании)

3.Слабые основания ( гидроксиды большинства металлов) можно получить при взаимодействии солей со щелочами:

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂  + Na₂SO₄

BeCl₂ + 2 KOH = Be(OH)₂  + 2 KCl
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ

1.Взаимодействие с кислотами и оксидами, проявляющими кислотные свойства:

Сa(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

+H₂O

H₂CO₃

Be(OH)₂ + 2 HNO₃ = Be(NO₃)₂ + 2 H₂O

2 NaOH + SnO = Na₂SnO₂ + H₂O или Na₂[Sn(OH)₄]

амф.(кислот.cв- ва)

+ H₂O

H₂SnO₂

2.Растворы оснований имеют щелочную среду ( pH> 7 ) и изменяют окраску индикаторов :

фенолфталеин - с бесцветного на малиновый

лакмус - с фиолетового на синий

метиловый оранжевый - с оранжевого на желтый

3.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимый продукт (соль или основание) - одно из условий протекания реакции до конца:

CuCl₂ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ + 2 NaCl

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄  + 2 NaOH

4.Нерастворимые в воде гидроксиды и NH₄OH разлагаются при нагревании:

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O

2 Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3 H₂O

NH₄OH = NH₃ + H₂O
Амфотерные гидроксиды (основания), как оксиды, проявляют основные и кислотные свойства в зависимости от того, с чем реагируют (получение и общие свойства амфотерных оснований рассмотрены выше). В данном разделе обратим внимание на понятие «амфотерность» и особые свойства амфотерных гидроксидов.

Доказательством их амфотерности являются, например, следующие две реакции:

Zn(OH)₂↓ + 2 HCl =ZnCl₂ + 2 H₂O (1)

(осн. св-ва)

Zn(OH)₂↓ +2 NaOH = Na₂ZnO₂ +2 H₂0 (2)

(кислотн. св-ва)

Поскольку целью данного пособия является максимальная обучающая функция, сделаем пояснения для реакции (2): для правильной записи соли в уравнении 2 можно рекомендовать два способа: а)используем формулу оксида для вывода формулы кислоты: ZnO

+ H₂O

H₂ZnO₂ - кислотный остаток этой кислоты ( ZnO₂^2- ) входит в состав соли.

б) определяем формулу кислоты, которая соответствует данному амфотерному основанию, записывая те же атомы в виде кислоты Zn(OH)₂  H₂ZnO₂.

Некоторым амфотерным оксидам соответствуют две кислоты – мета и ортокислота. Например, оксиду Al и оксиду Cr(III) соответствуют следующие кислоты: HAlO₂ - метаалюминиевая

( соответствует варианту а) и ортоалюминиевая (вариант б) - H₃AlO₃  Al(OH)₃. По варианту (б) получим соль Na₃AlO₃ – ортоалюминат натрия, а по варианту (а) - NaAlO₂ – метаалюминат натрия. Чаще всего в безводной щелочной среде образуются соли метакислот (NaAlO₂):

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O

Na₃AlO₃

Аналогично для хрома (III):

+H₂O + H₂O

Cr₂O₃ -------------------- HСrO₂ ------------------ H₃CrO₃

метахромистая к-та ортохромистая к-та

(ст.ок. Cr < max (+6) – см. правила по составлению названий кислот в таблице 1)

CrO₂^- - метахромит-ион CrO₃^3- - ортохромит-ион

+6

( сравним: CrO₃  H₂CrO₄ - хромовая кислота, соли хроматы ).

Чтобы понять сущность амфотерности представим равновесие, которое существует в растворе амфотерного гидроксида, например, Zn(OH)₂,:

Zn²⁺ + 2 OH^-  Zn(OH)₂  2 H⁺ + ZnO₂^2- ( 1 )

кислая среда H₂ZnO₂ щелочная среда

Более строго равновесие в растворе следует записать в виде:

Zn²⁺ + 2 OH^-  Zn(OH)₂  2 H⁺ +  Zn(OH)₄ ^2- ( 2 )

комплексный анион

кислая среда щелочная среда

Следует отметить, что для амфотерных гидроксидов в кислых средах (при добавлении кислоты) равновесие процессов (1 и 2) смещается в сторону диссоциации по типу основания, а в щелочной среде – в сторону образования гидроксокомплексов, т.е. происходит диссоциация по типу кислоты.

Запись в форме (1) более справедлива для реакций в расплавах, в случае щелочных растворов все амфотерные гидроксиды склонны к образованию гидроксокомплексов, в частности, вида  Эⁿ⁺(OH)_2n  ^n-. Записывая эти комплексы, можно, в первом приближении, пользоваться следующим правилом: КЧ (Э) = 2 ст.ок., т.е. КЧ = 2n; КЧ – координационное число металла, образующего комплекс (комплексообразователя); КЧ в таких комплексах, как правило, равно числу ионов или молекул, связанных с комплексообразователем. Приведем примеры:

 Zn²⁺(OH)₄ ^2- - тетрагидроксоцинкат-ион

 Al³⁺(OH)₆ ^3- - гексагидроксоалюминат-ион или [Al(OH)₄(H₂O)₂] ^- ( КЧ для алюминия равно в обоих случаях 6) , обычно молекулы воды не записывают и гидроксокомплекс имеет вид: [Al(OH)₄]^-).

Тогда, учитывая выше сказанное, доказательство амфотерности оксидов и гидроксидов записываем в виде следующих пар уравнений (желательно использовать сильные кислоты и щелочи):

Докажем амфотерность гидроксида свинца (II):

1) Pb(OH)₂ + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O

основные св-ва

2) Pb(OH)₂ + 2 NaOH = NaPbO₂ или в растворе - Na₂[Pb(OH)₄]

кислотные св-ва

В случае оксида реакция (2) имеет вид:

PbO + 2 NaOH + (H₂O) = Na₂PbO₂ (или Na₂[Pb(OH)₄])

Для гидроксида алюминия можно записать следующие реакции:

1) Al(OH)₃ + 3 HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3 H₂O

2) Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ (Na₃AlO₃) или в растворе Na[Al(OH)₄] ,

( Na₃ [Al(OH)₆)])

Как следует из рассмотренного материала в случае алюминия, хрома и некоторых других металлов, можно встретить, например, формулы NaAlO₂, Na₃AlO₃, Na[Al(OH)₄] , Na₃[Al(OH)₆]. Следует иметь в виду, что состав комплексного аниона зависит от степени гидратации этих соединений и количества щелочи, участвующей в их образовании. Разные гидратные формы соединений находятся в растворе в равновесии, причем по мере увеличения концентрации щелочи равновесие смещается в сторону менее гидратированных форм соединений. Например, в разбавленных растворах алюминатов щелочных металлов присутствуют ионы [Al(OH)₄]^- (фактически [Al(OH)₄(H₂O)₂]^-. В более концентрированных растворах щелочи – ионы [Al(OH)₆]^3-, а в безводном состоянии алюминаты содержат ион AlO₂^- или AlO₃^3-, то есть:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄ ](тетрагидроксоалюминат натрия)

В избытке щелочи:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆].

В безводном растворе щелочи:

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + H₂O

Подводя итог, следует отметить, что, строго говоря, понятие «амфотерность» можно связать со способностью вещества в определенных условиях присоединять или отдавать протон Н⁺ (см. определение оснований и кислот) и тогда количество амфотерных соединений существенно возрастает. Однако поскольку металлы являются основным конструкционным материалом, то амфотерность их оксидов и гидроксидов существенно влияет на коррозионную устойчивость металлов в кислой и щелочной среде.

Кислородсодержащие кислоты

Кислородсодержащие кислоты также относятся к гидроксидам. Это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах ионы водорода H⁺, или, более точно, ионы гидроксония ( Н₃О⁺- гидратированный ион водорода). Более общее определение кислоты – это вещества, являющиеся донорами протонов Н⁺. Кислоты классифицируют также, как основания, по основности, в зависимости от количества катионов водорода, образующихся при диссоциации кислоты. Существуют одно-, двух-, трех- и четырехосновные кислоты. Например, азотная кислота HNO₃, азотистая кислота HNO₂ –одноосновные кислоты, угольная кислота H₂CO₃ и серная кислота H₂SO₄ – двухосновные кислоты, ортофосфорная кислота H₃PO₄ является трехосновной кислотой, а ортокремниевая кислота H₄SiO₄ –четырехосновной кислотой.

Номенклатура кислородных кислот: по международной систематической номенклатуре названия кислородсодержащих кислот формируются, как указывалось ранее, с учетом аниона, входящего в состав кислоты. Так, например:

H₃PO₄ -триводород тетраоксофосфат(V) или триводород ортофосфат

H₂CO₃- диводород триоксокарбонат (IV)

HNO₃- водород триоксонитрат (V)

Н₂SiO₃- диводород триоксосиликат (IV) или диводород метасиликат

H₂SO₄- диводород тетраоксосульфат(VI) (количество атомов водорода в кислотах можно не указывать)

По систематической номенклатуре названия кислот используют редко, чаще всего применяют традиционно сложившиеся названия, которые формируются от русского названия элемента по определенным правилам (см. таблицу). В таблице приведен перечень кислородных кислот, соли которых наиболее распространены в природе. Следует обратить внимание на тот факт, что название кислотного остатка определяет название соли и строят его чаще всего по полусистематической международной номенклатуре от латинского названия элемента. В связи с этим необходимо вспомнить латинские названия элементов наиболее часто встречающихся в кислотах, например, N – азот, в русской транскрипции латинского названия звучит как [нитрогениум], С – углерод – [карбониум], S – сера – [сульфур], Si- кремний – [силициум], олово – [станнум], свинец – [плюмбум], мышьяк – [арсеникум] и т.д. В таблице приведены общие правила, в соответствии с которыми можно назвать большинство неорганических кислородных кислот других элементов , их кислотные остатки и соли.
Таблица наиболее распространенных кислородных кислот
Формула Название Кислотный Название кислотного

кислоты кислоты остаток остатка и соли

+6 (max.ст.ок.)

H₂SO₄ серная SO₄^2- сульфат-ион; сульфаты

HSO₄^- гидросульфат-ион, гидросульфаты

+4

H₂SO₃ cернистая SO₃² cульфит-ион; сульфиты

HSO₃^- гидросульфит-ион, гидросульфиты

+5 (max.ст.ок.)

HNO₃ азотная NO₃^- нитрат-ион; нитраты

+3

HNO₂ азотистая NO₂^- нитрит-ион; нитриты

+5 (max.ст.ок.)

HPO₃ метафосфорная PO₃^- метафосфат-ион; метафосфаты

+5

H₃PO₄ ортофосфорная PO₄^3- ортофосфат-ион; ортофосфаты

H₂PO₄^- дигидрофосфат-ион, дигидрофосфаты

HPO₄^2- гидрофосфат-ион, гидрофосфаты

+5

H₄P₂O₇ двуфосфорная P₂O₇^4- пирофосфат-ион, пирофосфаты

+3 (пирофосфорная)

HPO₂ фосфористая PO₂^- фосфит-ион; фосфиты

H₂CO₃ угольная CO₃^2- карбонат-ион; карбонаты

HCO₃^- гидрокарбонат-ион, гидрокарбонаты

H₂SiO₃ метакремниевая SiO₃^2- метасиликат-ион; метасиликаты

HSiO₃^- гидрометасиликат-ион, гидрометасикаты

H₄SiO₄ ортокремниевая SiO₄^4- ортосиликат-ион; ортосиликаты

H₃SiO₄^- тригидросиликат-ион, тригидросиликаты

H₂SiO₄^2- дигидросиликат-ион, дигидросиликаты

HSiO₄^3- гидроортосиликат-ион, гидроортосиликаты

*H₂CrO₄ хромовая CrO₄^2- хромат-ион, хроматы

*H₂Cr₂O₇ двухромова Cr₂O₇^2- бихромат-ион, бихроматы

*HClО хлорноватистая ClO^- гипохлорит-ион, гипохлориты

*HClO₂ хлористая ClO₂^- хлорит-ион, хлориты

*HClO₃ хлорноватая ClO₃^- хлорат-ион, хлораты

*HClO₄ хлорная ClO₄^- перхлорат-ион, перхлораты
Гидросоли и названия их кислотных остатков будут рассмотрены в разделе «соли».

Правила названия кислородных кислот и кислотных остатков (за исключением тех, которые имеют тривиальные названия * или их следует называть по систематической номенклатуре) следующие:

высшая ст. ок. элемента – русское название элемента +

Название / ( № гр. ) окончание «ая» или «овая»

кислородных

кислоты

ст.ок. элемента < max – русское название элемента +

окончание «истая» или «овистая»


высшая ст.ок. элемента – корень латинского названия элемента +

Название / суффикс «ат»

кислотного

остатка

ст.ок..элемента < max – корень латинского названия элемента +

суффикс «ит»

Зная приведенные правила, легко вывести формулы кислот для различных элементов (с учетом положения в периодической системе) и назвать их. Например, металл Sn - олово (1V гр.) латинское название - stannum ( “станнум”):

Max ст.ок. = +4 min ст.ок. = +2

Оксиды: SnO₂ SnO

амфот. амфот.

+Н₂О +Н₂О

Н₂SnO₃ H₂SnO₂

оловянная кислота оловянистая кислота

SnO₃^2- SnO₂^2-О

станнат- ион, станнит-ион,

Na₂SnO₃ – станнат Na Na₂SnO₂ – станнит Na

Оксидам некоторых элементов соответствуют две кислоты: мета- и ортокислота, формально они отличаются на одну молекулу Н₂О.

Вывод формулы мета и ортокислоты (если они существуют у данного элемента): при формальном присоединении к оксиду одной молекулы Н₂О получаем формулу метакислоты, последующее присоединение еще одной молекулы воды к формуле метакислоты позволяет вывести формулу ортокислоты. Например, выведем формулу мета- и ортокислоты, соответствующей оксиду P (V):

P₂O₅ HPO₃

+H₂O +H₂O

H₂P₂O₆  HPO₃ - метафосфорная к-та H₃PO₄ - ортофосфорная к-та

Приведем пример обратной задачи: назвать соли NaBO₂ и K₃BO₃. Степень окисления атома бора в этих солях равна +3 (проверьте расчет), следовательно, соли образованы от кислотного оксида В₂О₃. Если в обеих солях степени окисления бора одинаковые, а виды кислотных остатков разные, то это соли мета- и ортоборной кислоты. Выведем формулы этих кислот:

В₂О₃ НВО₂

+ Н₂О + Н₂О

НВО₂ - метаборная кислота, Н₃ВО₃ - ортоборная кислота,

соли – метабораты соли – ортобораты

Названия солей: NaBO₂ – метаборат натрия; Na₃ BO₃ - ортоборат натрия.