Гидроксиды и основания в чем разница

Урок №44. Гидроксиды. Основания: классификация, номенклатура, получение

Гидроксиды

ОСНОВАНИЯ

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция,

Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH) 2 – гидроксид бария.

Классификация оснований

Щёлочи – это основания растворимые в воде.

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью как кислоты.

Классификация оснований по числу групп ОН:

Физические свойства

Большинство оснований – твёрдые вещества с различной растворимостью в воде.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

1. Металл + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2 ↑

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra, Sr)

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

Ме х А у + Ме * (OH) n = Me(OH) у ↓+Ме * х А n

CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ:

№1. Классифицируйте формулы:

№2. Выпишите химические формулы оснований в два отдельных столбика: щёлочи и нерастворимые основания и назовите их : MnO, P 2 O 5 , Ca(OH) 2 , CO, Al(OH) 3 , BeO, Mg(OH) 2 , K 2 O, ZnO, KOH, CrO 3

№3. Приведите по два уравнения реакций получения следующих оснований:

Источник

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

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

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:

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

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

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 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:

Источник

Основания (основные гидроксиды)

Основные классы неорганических соединений

*(Уважаемые студенты! Для изучения данной темы и выполнения тестовых заданий в качестве наглядного материала необходимо иметь таблицу Периодической системы элементов, таблицу растворимости соединений и ряд напряжений металлов.

Все вещества делятся на простые, состоящие из атомов одного элемента, и сложные, состоящие из атомов двух и более элементов. Сложные вещества принято делить на органические, к которым относятся почти все соединения углерода (кроме простейших, как, например: CO, CO₂, H₂CO₃, HCN) и неорганические. К наиболее важным классам неорганических соединений относятся:

б) гидроксиды, которые подразделяются на оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные;

Прежде, чем приступить к характеристике классов неорганических соединений, необходимо рассмотреть понятия валентности и степени окисления.

Валентность и степень окисления

Если молекулы веществ состоят из ионов, то условно можно предположить, что между атомами в молекуле осуществляется чисто электростатическая связь. Это значит, что независимо от природы химической связи в молекуле, атомы более электроотрицательного элемента притягивают к себе электроны менее электроотрицательного атома.

Степень окисления обычно обозначается римскими цифрами со знаком “+” или “-” перед цифрой (например, +III), а заряд иона обозначается арабской цифрой со знаком “+” или “-” позади цифры (например, 2-).

Правила определения степени окисления элемента в соединении:

5. Атомы металлов всегда имеют положительную степень окисления, равную их номеру группы в Периодической таблице, или меньшую, чем номер группы. Для первых трех групп СО металлов совпадает с номером группы, исключение составляют медь и золото, для которых более устойчивыми степенями окисления являются +II и +III соответственно.

8. Сумма СО всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона.

Пример: Рассчитайте степень окисления хрома в соединении K₂Cr₂O₇.

Решив уравнение, получим х = 6. Следовательно, СО атома хрома равна +VI.

Оксиды

Составление формул оксидов

Задание: Составьте формулы высших оксидов марганца и фосфора.

Решение: Марганец расположен в VII B подгруппе Периодической системы, значит его высшая СО равна +VII. Формула высшего оксида будет иметь вид Mn₂O₇.

Фосфор расположен в V A подгруппе, отсюда формула его высшего оксида имеет вид Р₂О₅.

Если элемент находится не в высшей степени окисления, необходимо знать эту степень окисления. Например, сера, находясь в VI A подгруппе, может иметь оксид, в котором она проявляет СО равную +IV. Формула оксида серы (+IV) будет иметь вид SO₂.

Номенклатура оксидов

В соответствии с Международной номенклатурой (IUPAC) название оксидов образуется из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже.

CО элемента, образующего оксид, можно не указывать, если он проявляет только одну СО, например:

Если элемент имеет несколько степеней окисления, необходимо их указывать:

Сохранились и часто употребляются старые названия оксидов с указанием числа атомов кислорода в оксиде. При этом используются греческие числительные- моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.

В технической литературе, а также в промышленности широко употребляются тривиальные или технические названия оксидов, например:

Методы получения оксидов

а) Непосредственное взаимодействие элемента с кислородом в надлежащих условиях:

в) Термическое разложение некоторых кислот:

г) Термическое разложение солей:

Классификация оксидов

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные и амфотерные.

Оснóвными называют те оксиды, которым соответствуют гидроксиды, называемые основаниями. Это оксиды большинства металлов в низшей степени окисления (Li₂O, Na₂O, MgO, CaO, Ag₂O, Cu₂O, CdO, FeO, NiO, V₂O₃ и др.).

Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующем ему гидроксиде одинакова!

Оснoвные оксиды взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли.

Кислотными называют те оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды, называемые кислотами. Кислотные оксиды образуют неметаллы и некоторые металлы в высших степенях окисления (N₂O₅, SO₃, SiO₂, CrO₃, Mn₂O₇ и др.).

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или основными оксидами, образуя соли.

Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте, а также в анионе этой кислоты одинакова!

Амфотерными называются те оксиды, которым могут соответствовать и кислоты, и основания. К ним относятся BeO, ZnO, Al₂O₃, SnO, SnO₂, Cr₂O₃ и оксиды некоторых других металлов, находящихся в промежуточных степенях окисления. Кислотные и оснóвные свойства у этих оксидов выражены в различной степени. Например, у оксидов алюминия и цинка кислотные и основные свойства выражены примерно одинаково, у Fe₂O₃ преобладают основные свойства, у PbO₂ преобладают кислотные свойства.

Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.

Химические свойства оксидов

Химические свойства оксидов (и соответствующих им гидроксидов) подчиняются принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства, реагируют с соединениями, обладающими основными свойствами.

Основные оксиды взаимодействуют:

б) с кислотными оксидами:

в) оксиды щелочных и щелочноземельных металлов могут растворяться в воде:

Кислотные оксиды взаимодействуют:

б) с основными оксидами:

в) могут (но не все) растворяться в воде:

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать:

б) с кислотными оксидами:

г) c основными оксидами:

Гидроксиды

Основания (основные гидроксиды)

Основанием называется соединение элемента с одной, двумя, тремя и реже четырьмя гидроксильными группами с общей формулой Э(ОН)_х. В качестве элемента всегда выступают металлы главных или побочных подгрупп.

За счёт наличия в водном растворе гидроксильных ионов ОН ‾ основания проявляют щелочную реакцию среды.

Составление формулы основания

Чтобы составить формулу основания, необходимо написать символ металла и, зная его степень окисления, приписать рядом соответствующее число гидроксильных групп. Например: иону Mg +II соответствует основание Mg(OH)₂, иону Fe +III соответствует основание Fe(OH)₃ и т.д. Для первых трех групп главных подгрупп Периодической системы степень окисления металлов равна номеру группы, поэтому формула основания будет ЭОН (для металлов I A подгруппы), Э(OH)₂ (для металлов II A подгруппы), Э(ОН)₃ (для металлов III A подгруппы). Для других групп (в основном побочных подгрупп) необходимо знать степень окисления элемента, т.к. она может не совпадать с номером группы.

Номенклатура оснований

Методы получения оснований

а) Растворение в воде оснoвных оксидов (в воде растворимы только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):

б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

в) Вытеснение сильным основанием слабого из соли:

Классификация оснований

а) По количеству гидроксильных групп основания делятся на одно- и многокислотные: ЭОН, Э(ОН)₂, Э(ОН)₃, Э(ОН)₄. Индекс х в формуле основания Э(ОН)_х носит название “кислотность” основания.

Химические свойства оснований

Основания взаимодействуют с соединениями, проявляющими кислотные свойства:

а) Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации:

б) Взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами (эти реакции также можно отнести к реакциям нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия):

в) Взаимодействуют с кислыми солями (кислые соли содержат атом водорода в анионе кислоты);

г) Сильные основания могут вытеснять слабые из солей:

д) нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на оксид и воду:

Источник

Гидроксиды: основания и кислоты

При прямом или косвенном взаимодействии оксидов с водой образуются их гидратные формы, которые имеют характер кислот, оснований и амфотерных гидроксидов.

Основания – это соединения, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп –ОН. Основания, растворимые в воде, называются щелочами.

В зависимости от количества ОН-групп основания делят на однокислотные и многокислотные.

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II);

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Амфотерные гидроксиды – это такие гидроксиды, которые, в зависимости от условий среды, проявляют свойства кислот и оснований. Например:

К амфотерным гидроксидам относятся Al(OH)₃, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Cr(OH)₃, Mn(OH)₄ и другие.

Кислоты – это соединения, состоящие из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка.

По количеству атомов водорода кислоты могут быть одноосновными, двухосновными, трехосновными и т. д.

При написании графических формул кислородсодержащих кислот надо учитывать следующее:

— центральный атом (металл или неметалл) соединен с водным остатком ОН в большинстве своем посредством кислорода, поэтому по числу атомов водорода можно судить о количестве ОН-групп;

— если в молекуле содержится атомов кислорода больше, чем атомов водорода, то избыточные атомы кислорода соединяются непосредственно с центральным атомом, который расходует при этом две единицы валентности на каждый атом кислорода;

— когда в состав молекул входят два центральных атома, то они соединяются друг с другом посредством общего атома кислорода, а ОН-группы и остальные атомы кислорода распределяются поровну между обоими центральными атомами (правила верны для всех гидроксидов – и кислот и оснований).

Например: O-H

Fe(OH)₃ Fe – O-H

O O-H

H₂MnO₄ Mn

Исходя из этих правил взаимного расположения атомов, можно легко вычислить валентность центрального атома.

По международной номенклатуре название кислородсодержащей кислоты зависит от степени окисления центрального атома.

Если кислота содержит элемент с высшей степенью окисления, то название состоит из названия этого элемента и окончания –ная или –вая и слова «кислота»: HMnO₄ – марганцевая кислота; H₂SO₄ – серная кислота; HNO₃ – азотная кислота; H₂MoO₄ – молибденовая кислота.

Для кислот, содержащих два центральных атома при нечетном числе атомов кислорода используют приставку дву-: H₂Cr₂O₇ – двухромовая кислота; H₂S₂O₇ – двусерная кислота.

— н (или окончание –ная) для степени окисления +7 (НClO₄ – хлорная кислота);

— новат (или окончания –новатая) для степени окисления +5 (HBrO₃ –бромноватая кислота);

— ист (или окончание –истая) для степени окисления +3 (HClO₂ –хлористая кислота);

— новатист (или окончание –новатистая) для степени окисления +1 (HIO – иодноватистая кислота).

Соли

Это продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла. Или это продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания на кислотный остаток. Т. е. соли состоят из остатка основания и кислотного остатка.

Соли могут быть нормальные(средние), кислые, основные, двойные (общий кислотный остаток и разные катионы), смешанные (общий металл и разные кислотные остатки).

Номенклатура солей. Название состоит из латинского названия металла и кислотного остатка. Если центральный атом кислотного остатка – это элемент I-VI групп, то степень окисления центрального атома, соответствующую номеру группы, обозначают суффиксом ат, который добавляют к корню латинского названия центрального атома кислоты, затем называют металл:

Na₂SO₄ – сульфат натрия; КРО₃ – метафосфат калия.

Низшую степень окисления центрального атома кислотного остатка обозначают суффиксом ит (для элементов IV-VI групп):

NaNO₂ – нитрит натрия; К₂PbO₂ – плюмбит калия.

В названии солей кислородных кислот галогенов для обозначения степени окисления центрального атома (галогена) применяют префиксы и суффиксы:

— пер и ат для степени окисления +7 (KClO₄ –перхлорат калия);

— ат для степени окисления +5 (NaBrO₃ –бромат натрия);

— ит для степени окисления +3 (KIO₂ – иодит калия);

— гипо и ит для степени окисления +1 (KClO – гипохлорит калия.

Если металл проявляет две степени окисления, то ее указывают в скобках римскими цифрами:

Название солей бескислородных кислот (соединения металла и неметалла) производят от корня латинского названия неметалла с добавлением суффикса ид и далее дается название металла: KBr – бромид калия; CaS – сульфид кальция.

Кислые соли называют с добавлением слова гидро-: NaHSO₄ – гидросульфат натрия; NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.

Основные соли называют с добавлением слова гидроксо-:

Fe(OH)SO₄ – гидроксосульфат железа (III);

FeOHCl – гидроксохлорид железа (II);

Cr(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат хрома (III);

(CaOH)₃PO₄ – гидроксофосфат кальция.

Галогенангидриды

Это продукты замещения ОН-групп в кислотах на галоген – такое определение важно для написания формул. Реально методы получения их строго специфичны для каждого представителя.

Существуют неполные и смешанные галогенангидриды.

Названия галогенангидридов кислот определяются названиями галогенов и кислот, производными которых они являются:

Cl O

Cl O

Cl O

Общее важное свойство галогенангидридов – реакция взаимодействия с водой, в результате которой необратимо образуются две кислоты: галогеноводородная и кислота, производной которой является данный галогенангидрид.

Источник