Классификация оснований
1. По кислотности. Кислотность гидроксида определяется числом ионов OH-.
а) Однокислотные (NaOH, KOH, NH4OH),
б) Двухкислотные (Fe(OH)2, Cu(OH)2, Mg(OH)2),
в) Трёхкислотные (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3).
Понятие основности кислоты определяется тем, что H+ нейтрализуется OH-, а кислотность гидроксида тем, чтоо OH- нейтрализуется H+.
2. По степени диссоциации.
а) Сильные электролиты (щелочи). Щелочи – Гидроксиды активных щелочных и щелочно-земельных металлов Ca, Sr, Ba (NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2).
б) Слабые электролиты. Сюда входят все труднорастворимые: Al(OH)3, Mg(OH)2, Fe(OH)2, из растворимых – NH4OH.
3. По химическим свойствам.
а) Основные – заряд катиона +1 или +2 (NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2).
б) Амфотерные – заряд катиона +2 или +3 (Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3).
в) Кислотные – заряд центрального атома у металлов +4 и выше, у неметаллов +3 и выше. К кислотным гидроксидам относят кислородсодержащие кислоты.
H – O – R. Самой полярной связью в кислотах является связь O – H, поэтому эта связь наиболее вероятно разрывается по ионному механизму H|:OR → H+ + OR- (под OR- принимаем кислотный остаток).
Физические свойства оснований
Основания – вещества с ионной связью, поэтому большинство из них твёрдые вещества. Щелочи обладают ионной кристаллической решёткой, поэтому все щелочи тугоплавкие, хорошо растворимые в воде вещества. У слабых гидроксидов велика ковалентность связи, поэтому, данные гидроксиды труднорастворимы, образуют желеобразный осадок.
Химические свойства оснований.
Наличие гидроксид-ионов в растворе определяется по изменению окраски индикатотров. Метилоранж – жёлтый, лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый.
1. Взаимодействие с кислотными оксидами.
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
SiO2 + 2KOH → K2SiO3 + H2O
2. Взаимодействие с кислотами
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с солями слабых гидроксидов.
MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2 + 2KCl
Вывод: у всех гидроксидов есть гидрорксид-ионы, поэтому общие свойства гидроксидов определяется участием в реакциях OH- ионов.
4. Свойства труднорастворимых гидроксидов.
а) Реакция нейтрализации
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
2Cu(OH)2 + CO2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
б) Термическое разложение.
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Cu(OH)2 → CuO + H2O
Амфотерность оксидов и гидроксидов.
Амфотерность – способность веществ проявлять как кислые, так и основные свойства в зависимости от реакции среды раствора.
Амфотерными являются оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +3 (Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3), а также некоторые оксиды и гидроксиды металлов со степенью окисления +2, например, ZnO, Zn(OH)2, Be(OH)2, BeO.
Основные свойства амфотерные оксиды и гидроксиды проявляют в кислой среде.
Кислые свойства амфотерные оксиды и гидроксиды проявляют в щелочной среде.
Основные свойства амфотерных оксидов и гидроксидов
а) Взаимодействие с кислотными оксидами
ZnO + SO3 → ZnSO4
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
Zn(OH)2 + SO3 → ZnSO4+H2O
2Al(OH)3 + 3SO3 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Связывание кислотного оксида с образованием соли => основные свойства.
б) Взаимодействие с кислотами
ZnO+2HCl → ZnCl2+H2O
Al2O3+6HCl → 2AlCl3+3H2O
Zn(OH)2+2HCl → ZnCl2+2H2O
Al(OH)3+3HCl → AlCl3+3H2O
Происходит нейтрализация ионов H+ => проявляются основные свойства.
Кислые свойства амфотерных оксидов и гидроксидов
ZnO+2NaOH → Na2ZnO2+ H2O
ZnO+2OH- → ZnO22-+ H2O
ZnO+2NaOH+H2O → Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия
ZnO+2OH-+ H2O → [Zn(OH)4] 2- – тетрагидроксоцинкат ион
Al2O3+2NaOH → 2NaAlO2+ H2O – метаалюминат натрия
Al2O3+2OH- → 2AlO2-+ H2O
Al2O3+2NaOH+3H2O → Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия
Al2O3+2OH-+3H2O → 2[Al(OH)4] - – тетрагидроксоалюминат ион
Zn(OH)2+2NaOH → Na2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2+2OH- → [Zn(OH)4] 2-
Al(OH)3+3NaOH → Na[Al(OH)4]
Al(OH)3+3OH- → [Al(OH)4] 3-
Происходит связывание OH- => проявляются кислые свойства.
Получение гидроксидов
1. Получение щелочей
а) Взаимодействие активных металлов с водой.
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑
б) Взаимодействие оксидов активных металлов с водой
CaO + H2O → Ca(OH)2
Na2O + H2O → 2NaOH
в) Взаимодействие пероксидов с водой
2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2
г) Взаимодействие гидридов с водой
NaH + H2O → NaOH +H2
д) *Электролиз солей активных металлов
Эл.ток
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + H2
2. Получение труднорастворимых гидроксидов. Взаимодействие щелочей с солями слабых гидроксидов.
FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3 + 3KCl
Zn(NO3)2 + 2KOH → Zn(OH)2 + KCl
Соли –сложные вещества –состоящие из атомов металла и кислотного остатка
Классификация солей
1. Средние соли NaCl; K3PO4; MgСO3 и т. д.
Название средних солей строится по названию аниона и добавляется название катиона в родительном падеже NaCl – хлорид натрия; K3PO4 - фосфат калия; MgСO3 - карбонат магния.
2. Кислые соли. Анионы кислых солей содержат ненейтрализованные катионы водорода.
Названия кислых солей: содержание ионов водорода определяется добавлением к аниону приставки «гидро», если ионов водорода несколько их число показывают словом греческого числительного.
NaHСO3 – гидрокарбонат натрия;
KH2PO4 - дигидрофосфат калия;
NaHSO4 - гидросульфат натрия.
3. Основные соли. Катионы основных солей содержат ненейтрализованные гидроксид ионы.
Название основных солей: из названия гидроксид иона аниона и катиона в родительном падеже, если гидроксид ионов несколько их число определяется словом греческого числительного
(CuOH)2СO3 - гидроксокарбонат меди (II) (малахит)
Fe(OH)2Cl – дигидроксохлорид (III)
4. Двойные соли.
Состоят из двух различных катионов и одного аниона
K2SO4 ∙ Al2(SO4)3 ∙ 24H2O алюмо-калиевые квасцы
Сульфат калия алюминия
Смешанные соли
Состоят из одного катиона и нескольких анионов
CaOCl2 – хлорид- гипохлорит кальция (хлорка или хлорная известь)
MgBrCl – бромид-хлорид магния
Комплексные.
Содержат комплексный катион или комплексный анион (строение будут подробно рассмотрено позже)
K2[Zn(OH)4] – тетрогидроксоцинкат калия, Na[Al(OH)4] – тетрогидроксоалюминат натрия.
Соли – самый многочисленный класс неорганических веществ. Все соли не содержат общих частиц, следовательно, у солей нет общих химических свойств. Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, такие реакции называются качественными.