Основні класи неорганічних сполук

*(Шановні студенти! Для вивчення даної теми та виконання тестових завдань як наочний матеріал необхідно мати таблицю Періодичної системи елементів, таблицю розчинності з'єднань та ряд напруг металів.

Всі речовини поділяються на прості, що складаються з атомів одного елемента, і складні, що складаються з двох і більше атомів елементів. Складні речовини прийнято ділити на органічні, яких відносяться майже всі сполуки вуглецю (крім найпростіших, як, наприклад: CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN) і неорганічні. До найважливіших класів неорганічних сполук відносяться:

а) оксиди – бінарні сполуки елемента з киснем;

б) гідроксиди, які поділяються на основні (основи), кислотні (кислоти) та амфотерні;

Перш ніж приступити до характеристики класів неорганічних сполук, необхідно розглянути поняття валентності та ступеня окиснення.

Валентність та ступінь окислення

Валентність характеризує здатність атома утворювати хімічні зв'язки. Кількісно валентність - Це число зв'язків, які утворює атом даного елемента молекулі. Відповідно до сучасних уявлень про будову атомів та хімічного зв'язку атоми елементів здатні віддавати, приєднувати електрони та утворювати загальні електронні пари. Вважаючи, що кожен хімічний зв'язок утворений парою електронів, валентність можна визначити як число електронних пар, якими атом пов'язаний з іншими атомами. Валентність немає знака.

Ступінь окислення (СО) - це умовний заряд атомау молекулі, обчислений з припущення, що молекула складається з іонів.

Іони- це позитивно та негативно заряджені частинки речовини. Позитивно заряджені іони називаються катіонами, негативно - аніонами. Іони можуть бути простими, наприклад Cl -(складатися з одного атома) або складними, наприклад SO 4 2-(Складатися з декількох атомів).

Якщо молекули речовин складаються з іонів, то умовно можна припустити, що між атомами молекули здійснюється суто електростатичний зв'язок. Це означає, що незалежно від природи хімічного зв'язку в молекулі, атоми електронегативнішого елемента притягують до себе електрони менш електронегативного атома.

Ступінь окисленнязазвичай позначається римськими цифрами зі знаком "+" або "-" перед цифрою (наприклад, +III), а заряд іона позначається арабською цифрою зі знаком "+" або "-" позаду цифри (наприклад, 2-).

Правила визначення ступеня окиснення елемента у поєднанні:

1. СО атома в простій речовині дорівнює нулю, наприклад, О 2 0 , 0 , Na 0 .

2. ЗІ фтору завжди дорівнює -I, т.к. це самий електронегативний елемент.

3. СО водню дорівнює +I у з'єднаннях з неметалами (Н 2 S, NH 3) та -I у з'єднаннях з активними металами (LiH, CaH 2).

4. СО кисню у всіх сполуках дорівнює -II (крім пероксиду водню Н 2 Про 2 та його похідних, де ступінь окиснення кисню дорівнює -I, та ОF 2 , де кисень виявляє СО +II).

5. Атоми металів завжди мають позитивний ступінь окислення, рівний їх номеру групи в Періодичній таблиці, або менший, ніж номер групи. Для перших трьох груп СО металів збігається з номером групи, виняток становлять мідь і золото, для яких стійкішими ступенями окиснення є +II і +III відповідно.

6. Вища (максимальна) позитивна CO елемента дорівнює номеру групи, в якій він розташований (наприклад, Р знаходиться в V групі А підгрупі і має СО +V). Це застосовно до елементів як основних, і побічних підгруп. Виняток - для елементів I B і VIII А і підгруп, а також для фтору і кисню.

7. Негативна (мінімальна) СО характерна лише елементів головних підгруп IV A - VII A, причому вона дорівнює номеру групи мінус 8.

8. Сума СО всіх атомів у молекулі дорівнює нулю, а у складному іоні дорівнює заряду цього іона.

Приклад:Розрахуйте ступінь окислення хрому у з'єднанні K 2 Cr 2 O 7 .

Рішення:Позначимо СО хрому за х. Знаючи СО кисню, рівну -II, та СО калію +I (за номером групи, в якій знаходиться калій) складемо рівняння:

K 2 +I Cr 2 х O 7 -II

1·2 + х· 2 + (-2) · 7 = 0

Розв'язавши рівняння, отримаємо х = 6. Отже, СО атома хрому дорівнює +VI.

Оксиди

Оксиди - це сполуки елементів із киснем.Ступінь окиснення кисню в оксидах -II.

Складання формул оксидів

Формула будь-якого оксиду матиме вигляд Е2Ох, де х- ступінь окислення елемента, що утворює оксид (парні індекси слід скоротити на два, наприклад, не пишуть S 2 O 6 , а SO 3). Для складання формули оксиду необхідно знати, у якій групі Періодичної системи є елемент. Максимальна СО елемента дорівнює номеру групи. Відповідно до цього формула вищого оксиду будь-якого елемента в залежності від номера групи матиме вигляд:

Завдання: Складіть формули вищих оксидів марганцю та фосфору

Рішення: Марганець розташований у VII B підгрупі Періодичної системи, значить його найвища СО дорівнює +VII. Формула вищого оксиду матиме вигляд Mn 2 O 7 .

Фосфор розташований у V A підгрупі, звідси формула його вищого оксиду має вигляд Р 2 Про 5 .

Якщо елемент знаходиться не в вищому ступені окислення, необхідно знати цей рівень окислення. Наприклад, сірка, перебуваючи у VI A підгрупі, може мати оксид, в якому вона виявляє рівну СО +IV. Формула оксиду сірки (+IV) матиме вигляд SO2.

Номенклатура оксидів

Відповідно до Міжнародної номенклатури (IUPAC) назва оксидів утворюється зі слова "оксид" та назви елемента в родовому відмінку.

Наприклад: СаО – оксид (чого?) кальцію

Н 2 О - оксид водню

SiO 2 - оксид кремнію

CО елемента, що утворює оксид, можна не вказувати, якщо він виявляє тільки одну СО, наприклад:

Al 2 O 3 - оксид алюмінію;

MgO - оксид магнію

Якщо елемент має кілька ступенів окиснення, необхідно їх вказувати:

СuO - оксид міді (II), Сu 2 O - оксид міді (I)

N 2 O 3 – оксид азоту (III), NO – оксид азоту (II)

Збереглися і найчастіше використовуються старі назви оксидів із зазначенням числа атомів кисню в оксиді. При цьому використовуються грецькі числівники-моно-, ді-, три-, тетра-, пента-, гекса-і т.д.

Наприклад:

SO 2 - діоксид сірки, SO 3 - триоксид сірки

NO - монооксид азоту

У технічній літературі, а також у промисловості широко використовуються тривіальні або технічні назви оксидів, наприклад:

CaO - негашене вапно, Al 2 O 3 - глинозем

СО 2 - вуглекислий газ, СО - чадний газ

SiO 2 - кремнезем, SO 2 - сірчистий газ

Методи одержання оксидів

а) Безпосередня взаємодія елемента з киснем у належних умовах:

Al + O 2 → Al 2 O 3 ;(~ 700 °С)

Cu + O 2 → CuO(< 200 °С)

S + O 2 → SO 2

Цим способом не можна отримати оксиди інертних газів, галогенів, "шляхетних" металів.

б) Термічне розкладання основ (крім основ лужних та лужноземельних металів):

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O(> 200 °С)

Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O(~ 500-700 °С)

в) Термічне розкладання деяких кислот:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O(1000°)

H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O(кип'ятіння)

г) Термічне розкладання солей:

СаСО 3 → СаО + СО 2 (900 ° C)

FeCO 3 → FeO + CO 2 (490 °)

Класифікація оксидів

За хімічними властивостями оксиди діляться на солеутворюючі та несолетворні.

Несолетворні(байдужі) оксиди не утворюють ні кислот, ні основ (не взаємодіють ні з кислотами, ні з основами, ні з водою). До них відносяться: оксид вуглецю (II) – CO, оксид азоту (I) – N 2 O, оксид азоту (II) – NO та деякі інші.

Солеутворюючіоксиди поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основниминазивають ті оксиди, яким відповідають гідроксиди, звані основами.Це оксиди більшості металів у нижчому ступені окислення (Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, Ag 2 O, Cu 2 O, CdO, FeO, NiO, V 2 O 3 та ін.).

Приєднуючи (прямо чи опосередковано) воду, основні оксиди утворюють основні гідроксиди (основи). Наприклад, оксиду міді (II) - СуO відповідає гідроксид міді (II) - Cu(OH) 2 , оксиду BaO - гідроксид барію - Ba(OH) 2 .

Важливо пам'ятати, що СО елемента в оксиді і відповідному гідроксиді йому однакова!

Основні оксиди взаємодіють із кислотами чи кислотними оксидами, утворюючи солі.

Кислотниминазивають ті оксиди, яким відповідають кислотні гідроксиди, кислотами. Кислотні оксиди утворюють неметали і деякі метали у вищих ступенях окиснення (N 2 O 5 , SO 3 , SiO 2 , CrO 3 , Mn 2 O 7 та ін.).

Приєднуючи воду (прямо чи опосередковано), кислотні оксиди утворюють кислоти. Наприклад, оксиду азоту (III) - N 2 O 3 відповідає азотиста кислота HNO 2 , оксиду хрому (VI) - CrO 3 - хромова кислота H 2 CrO 4 .

Кислотні оксиди взаємодіють із основами або основними оксидами, утворюючи солі.

Кислотні оксиди можна розглядати як продукти "відібрання" води від кислот і називати їх ангідридами (тобто безводними). Наприклад, SO 3 - ангідрид сірчаної кислоти H 2 SO 4 (або просто сірчаний ангідрид), P 2 O 5 - ангідрид ортофосфорної кислоти H 3 PO 4 (або просто фосфорний ангідрид).

Важливо пам'ятати, що СО елемента в оксиді і відповідній кислоті, а також в аніоні цієї кислоти однакова!

Амфотерниминазиваються ті оксиди, яким можуть відповідати і кислоти, і основи. До них відносяться BeO, ZnO, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2 , Cr 2 O 3 та оксиди деяких інших металів, що знаходяться в проміжних ступенях окиснення. Кислотні та основні властивості у цих оксидів виражені різною мірою. Наприклад, у оксидів алюмінію та цинку кислотні та основні властивості виражені приблизно однаково, у Fe 2 O 3 переважають основні властивості, у PbO 2 переважають кислотні властивості.

Амфотерні оксиди утворюють солі при взаємодії як із кислотами, і з основами.

Хімічні властивості оксидів

Хімічні властивості оксидів (і відповідних їм гідроксидів) підпорядковуються принципу кислотно-основної взаємодії, згідно з яким сполуки, що виявляють кислотні властивості, реагують із сполуками, що мають основні властивості.

Основні оксидивзаємодіють:

а) із кислотами:

CuO + H 2 SO 4 → H 2 O + CuSO 4;

BaO + H 3 PO 4 → H 2 O + Ba 3 (PO 4) 2;

б) із кислотними оксидами:

CuO + SO 2 → CuSO 3;

BaO + N 2 O 5 → Ba(NO 3) 2;

в) оксиди лужних та лужноземельних металів можуть розчинятися у воді:

Na 2 O + H 2 O → NaOH;

BaO + H2O → Ba(OH)2.

Кислотні оксидивзаємодіють:

а) із підставами:

N 2 O 3 + NaOH → H 2 O + NaNO 2;

CO 2 + Fe(OH) 2 → H 2 O + FeCO 3;

б) з основними оксидами:

SO 2 + CaO → CaSO 3;

SiO 2 + Na 2 O → Na 2 SiO 3;

в) можуть (але не всі) розчинятися у воді:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4;

P 2 O 3 + H 2 O → H 3 PO 3 .

Амфотерні оксидиможуть взаємодіяти:

а) з кислотами:

ZnO + H 2 SO 4 → H 2 O + ZnSO 4;

Al 2 O 3 + H 2 SO 4 → H 2 O + Al 2 (SO 4) 3;

б) із кислотними оксидами:

ZnO + SO 3 → ZnSO 4;

Al 2 O 3 + SO 3 → Al 2 (SO 4) 3;

в) із підставами:

ZnO + NaOH + H 2 O → Na 2;

Al 2 O 3 + NaOH + H 2 O → Na 3;

г) з основними оксидами:

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2;

Al 2 O 3 + Na 2 O → NaAlO 2 .

У перших двох випадках амфотерні оксиди виявляють властивості основних оксидів, у двох останніх випадках - властивості кислотних оксидів.

Гідроксиди

Гідроксидиявляють собою гідрати оксидів із загальною формулою mЕ 2 Про х· n H 2 O ( nі m- невеликі цілі числа, х- Валентність елемента). Гідроксиди відрізняються від оксидів за складом лише наявністю води в їхній молекулі. За своїми хімічними властивостями гідроксиди поділяються на основні(підстави), кислотні(кислоти) та амфотерні.

Основи (основні гідроксиди)

Підставоюназивається з'єднання елемента з однією, двома, трьома і рідше чотирма гідроксильними групами із загальною формулою Е(ОН) х. Як елемент завжди виступають метали головних або побічних підгруп.

Розчинні основи- це електроліти, які у водному розчині дисоціюють (розпадаються на іони) з утворенням аніонів гідроксильної групи ВІН і катіону металу. Наприклад:

KOH = K + + OH ‾;

Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH ‾

За рахунок наявності у водному розчині гідроксильних іонів ВІН - основи виявляють лужну реакцію середовища.

Складання формули основи

Щоб скласти формулу основи, необхідно написати символ металу і знаючи його ступінь окислення, приписати поруч відповідне число гідроксильних груп. Наприклад: іону Mg +II відповідає основа Mg(OH) 2 іону Fe +III відповідає основа Fe(OH) 3 і т.д. Для перших трьох груп головних підгруп Періодичної системи ступінь окислення металів дорівнює номеру групи, тому формула основи буде ЕОН (для металів I A підгрупи), Е(OH) 2 (для металів II A підгрупи), Е(ОН) 3 (для металів III A підгрупи). Для інших груп (переважно побічних підгруп) необхідно знати ступінь окислення елемента, т.к. вона може збігатися з номером групи.

Номенклатура основ

Назви підстав утворюються зі слова “гідроксід” та назви елемента в родовому відмінку, після якого римськими цифрами у дужках вказується ступінь окислення елемента, якщо це необхідно. Наприклад: KOH - гідроксид калію, Fe(OH) 2 - гідроксид заліза (II), Fe(OH) 3 - гідроксид заліза (III) і т.д.

Існують технічні назви деяких підстав: NaOH - їдкий натр, КОН - їдке калі, Са(ОН) 2 - гашене вапно.

Методи отримання підстав

а) Розчинення у воді основних оксидів (у воді розчиняються тільки оксиди лужних та лужноземельних металів):

Na 2 O + H 2 O → NaOH;

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2;

б) Взаємодія лужних та лужноземельних металів з водою:

Na + H 2 O → H 2 + NaOH;

Ca + H 2 O → H 2 + Ca(OH) 2;

в) Витиснення сильною основою слабкого із солі:

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

Ba(OH) 2 + FeCl 3 → Fe(OH) 3 ↓ + BaCl 2 .

Класифікація основ

а) За кількістю гідроксильних груп основи діляться на одно-і багатокислотні: ЕОН, Е(ОН) 2 , Е(ОН) 3 , Е(ОН) 4 . Індекс ху формулі основи Е(ОН) х носить назву “кислотність” основи.

б) Підстави можуть бути розчиннимиі нерозчиннимиу воді. Більшість підстав нерозчинні у воді. Добре розчинні у питній воді основи утворюють елементи I A підгрупи - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (лужні метали). Вони називаються лугами. Крім того, розчинною основою є гідрат аміаку NH 3 ·H 2 O, або гідроксид амонію NH 4 OH, але він не відноситься до лугів. Меншою розчинністю володіють гідроксиди Ca, Sr, Ba (лужноземельних металів), причому розчинність їх збільшується по групі зверху вниз: Ba(OH) 2 - найбільш розчинна основа.

в) За здатністю дисоціювати в розчині на іони основи поділяються на сильніі слабкі. Сильними основами є гідроксиди лужних та лужноземельних металів – вони дисоціюють на іони повністю. Інші підстави є основами середньої сили або слабкими. Гідрат аміаку також є слабкою основою.

Хімічні властивості основ

Підставивзаємодіють із сполуками, що виявляють кислотні властивості:

а) Взаємодіють із кислотами з утворенням солі та води. Ця реакція називається реакцією нейтралізації:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O;

б) Взаємодіють із кислотними або амфотерними оксидами (ці реакції також можна віднести до реакцій нейтралізації або кислотно-основної взаємодії):

Cu(OH) 2 + SO 2 → H 2 O + CuSO 4;

NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O;

в) взаємодіють з кислими солями (кислі солі містять атом водню в аніоні кислоти);

Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 + H 2 O;

NaOH + Ca(HSO 4) 2 → CaSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O;

г) Сильні підстави можуть витісняти слабкі із солей:

NaOH + MnCl 2 → Mn(OH) 2 ↓ + NaCl;

Ba(OH) 2 + Mg(NO 3) 2 → Mg(OH) 2 ↓ + Ba(NO 3) 2 ;

д) нерозчинні у воді основи при нагріванні розкладаються на оксид та воду.

2. ПІДСТАВИ

Підстави – це складні речовини, що складаються з атомів металів та однієї або кількох гідроксогруп (ОН -).

З погляду теорії електролітичної дисоціації це електроліти (речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм), що дисоціюють у водних розчинах на катіони металів та аніони тільки гідроксид - іонів ВІН - .

Розчинні у воді основи називаються лугами. До них відносяться основи, що утворені металами 1-ї групи головної підгрупи (LiOH, NaOHта інші) та лужноземельними металами (С а(ВІН) 2 ,Sr(ВІН) 2 , (ВІН) 2). Підстави, утворені металами інших груп періодичної системи у питній воді мало розчиняються. Луги у воді дисоціюють повністю:

NaOH® Na++ OH-.

Багатокислотніоснови у воді дисоціюють ступінчасто:

Ba( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,

Ba( OH) + Ba 2+ + OH - .

C тупінчастоїдисоціацією підстав пояснюється утворення основних солей.

Номенклатура основ.

Підстави називаються таким чином: спочатку вимовляють слово «гідроксід», а потім метал, що його утворює. Якщо метал має змінну валентність, вона вказується в назві.

КОН – гідроксид калію;

Ca ( OH ) 2 - гідроксид кальцію;

Fe ( OH ) 2 - гідроксид заліза ( II);

Fe ( OH ) 3 – гідроксид заліза ( III);

При складанні формул основ виходять із того, що молекула електронейтральна. Гідроксид – іон має заряд (–1). У молекулі основи їхнє число визначається позитивним зарядом катіону металу. Гідрокогрупа полягає в круглі дужки, а індекс, що вирівнює заряди, ставиться праворуч внизу за дужками:

Ca +2 (OH ) – 2 , Fe 3 +( OH ) 3 - .

за такими ознаками:

1. За кислотністю (за кількістю груп ВІН - у молекулі основи): однокислотні –NaOH, KOH багатокислотні – Ca(OH)2, Al(OH)3.

2. По розчинності: розчинні (луги) –LiOH, KOH , нерозчинні – Cu(OH)2, Al(OH)3.

3. За силою (за ступенем дисоціації):

а) сильні ( α = 100 %) – всі розчинні основиNaOH, LiOH, Ba(OH ) 2 , малорозчинний Ca (OH) 2 .

б) слабкі ( α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 і розчинне NH4OH.

4. За хімічними властивостями: основні – С а(ВІН) 2 , Na ВІН; амфотерні – Zn (ВІН) 2 , Al (ВІН) 3 .

Підстави

Це гідроксиди лужних та лужноземельних металів (і магнію), а також металів у мінімальному ступені окислення (якщо вона має змінне значення).

Наприклад: NaOH, LiOH, Mg ( OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Cr (OH ) 2 , Mn(OH) 2 .

Отримання

1. Взаємодія активного металу з водою:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2 H 2 O Mg ( OH) 2 + H 2

2. Взаємодія основних оксидів з водою (тільки для лужних та лужноземельних металів):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO+ H 2 O → Ca(OH) 2 .

3. Промисловим способом одержання лугів є електроліз розчинів солей:

2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2

4. Взаємодія розчинних солей з лугами, причому для нерозчинних основ це єдиний спосіб одержання:

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Фізичні властивості

Усі підстави є твердими речовинами. У воді нерозчинні, крім лугів. Луги – це білі кристалічні речовини, милі на дотик, що викликають сильні опіки при попаданні на шкіру. Тому вони називаються «їдкими». При роботі з лугами необхідно дотримуватися певних правил і використовувати індивідуальні засоби захисту (окуляри, гумові рукавички, пінцети та ін.).

Якщо луг потрапив на шкіру, необхідно промити це місце великою кількістю води до зникнення м'язкості, а потім нейтралізувати розчином борної кислоти.

Хімічні властивості

Хімічні властивості основ з погляду теорії електролітичної дисоціації обумовлені наявністю в їх розчинах надлишку вільних гідроксид

іонів ВІН - .

1. Зміна кольору індикаторів:

фенолфталеїн – малиновий

лакмус – синій

метиловий оранжевий – жовтий

2. Взаємодія з кислотами з утворенням солі та води (реакція нейтралізації):

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

Розчинне

Cu(OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Нерозчинне

3. Взаємодія із кислотними оксидами:

2 NaOH+ SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаємодія з амфотерними оксидами та гідроксидами:

а) при плавленні:

2 NaOH+ AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O ,

NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.

б) у розчині:

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Взаємодія з деякими простими речовинами (амфотерними металами, кремнієм та іншими):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ] + H 2

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Взаємодія з розчинними солями з утворенням опадів:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,

Ba( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Малорозчинні та нерозчинні основи розкладаються при нагріванні:

Ca( OH) 2 CaO + H 2 O,

Cu( OH) 2 CuO + H2O.

блакитний колір чорний колір

Амфотерні гідроксиди

Це гідроксиди металів ( Be(OH)2, AI(OH)3, Zn(OH ) 2) і металів у проміжному ступені окислення (Сr(OH ) 3, Mn(OH) 4).

Отримання

Амфотерні гідроксиди отримують взаємодією розчинних солей з лугами, взятих у нестачі або еквівалентній кількості, т.к. у надлишку вони розчиняються:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.

Фізичні властивості

Це тверді речовини, що практично нерозчинні у воді.Zn ( OH ) 2 – білий, Fe (ВІН) 3 – бурий колір.

Хімічні властивості

Амфотерні гідроксиди виявляють властивості основ та кислот, тому взаємодіють як з кислотами, так і з основами.

1. Взаємодія з кислотами з утворенням солі та води:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2. Взаємодія з розчинами та розплавами лугів з утворенням солі та води:

AI( OH) 3+ NaOH Na,

Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,

2Fe(OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.

Лабораторна робота №2

Одержання та хімічні властивості основ

Мета роботи: ознайомитися з хімічними властивостями основ та способами їх отримання.

Посуд та реактиви: пробірки, спиртування. Набір індикаторів, магнієва стрічка, розчини солей алюмінію, заліза, міді, магнію; луг( NaOH, К OH ), дистильована вода.

Досвід №1.Взаємодія металів із водою.

У пробірку налити 3-5 см 3 води і опустити кілька шматочків дрібно нарізаної магнієвої стрічки. Нагріти на спиртовці 3-5 хв, охолодити і додати туди 1-2 краплі розчину фенолфталеїну. Як змінився колір індикатора? Порівняти із пунктом 1 на с. 27. Написати рівняння реакції. Які метали взаємодіють із водою?

Досвід №2.Отримання та властивості нерозчинних

підстав

У пробірки із розведеними розчинами солей MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5-6 крапель) внести по 6-8 крапель розведеного розчину лугу NaOHдо утворення опадів. Відзначити їхнє фарбування. Записати рівняння реакцій.

Розділити одержаний синій осад Cu (OH ) 2 на дві пробірки. В одну з них додати 2-3 краплі розведеного розчину кислоти, в іншу стільки ж луги. У якій пробірці спостерігалося розчинення осаду? Написати рівняння реакції.

Повторити цей досвід із двома іншими гідроксидами, отриманими за обмінними реакціями. Відзначити явища, що спостерігаються, записати рівняння реакцій. Зробити загальний висновок про здатність основ взаємодіяти з кислотами та лугами.

Досвід № 3. Одержання та властивості амфотерних гідроксидів

Повторити попередній досвід із розчином солі алюмінію ( AICI 3 або AI 2 (SO 4 ) 3). Спостерігати утворення білого сирного осаду гідроксиду алюмінію та розчинення його при додаванні як кислоти, так і лугу. Записати рівняння реакцій. Чому гідроксид алюмінію має властивості як кислоти, так і основи? Які ще амфотерні гідроксиди ви знаєте?

ГІДРОКСИДИ, неорганічні сполуки металів загальної формули М(OH)n, де М метал, n його ступінь окиснення. Гідроксиди основи або амфотерні (мають кислотні та основні властивості) сполуки, гідроксиди лужних та лужно земельних… Сучасна енциклопедія

Хімічні сполуки оксидів із водою. Гідроксиди багатьох металів основи, а неметалів кислоти. Гідроксиди, що виявляють як основні, так і кислотні властивості, називаються амфотерними. Зазвичай термін гідроксид відноситься лише до основ. Див. Великий Енциклопедичний словник

ГІДРОКСИДИ, неорганічні хімічні сполуки, що містять іон ОН, що виявляють властивості ПІДСТАВ (речовин, що приєднують протони і реагують з кислотою, що утворюють при цьому сіль та воду). Сильні неорганічні основи, такі як… Науково-технічний енциклопедичний словник

ГІДРОКСИДИ- Хім. з'єднання з водою. Р. багатьох металів (див.), а неметалів (див.). У формулі основи першому місці ставиться хімічний. символ металу, на другому кисню та на останньому водню (гідроксід калію КОН, гідроксид натрію NaOH та ін.). Група… Велика політехнічна енциклопедія

Хімічні сполуки оксидів із водою. Гідроксиди багатьох металів основи, а неметалів кислоти. Гідроксиди, що виявляють як основні, так і кислотні властивості, називаються амфотерними. Зазвичай термін «гідрокси» відноситься лише до підстав. Енциклопедичний словник

Неорг. з'єдн. металів загальної фли М(ОН)n, де і ступінь окислення металу М. Є основами або амфотерними сполуками. Г. лужних, щілин. зем. металів та Тl(I) зв. лугами, Кристалліч. грати Г. лужних та щілин. зем. металів містять… Хімічна енциклопедія

Неорганічні. з'єднання, що містять одну або дек. груп ВІН. Можуть бути основами чи амфотерними сполуками (див. Амфотерність). Р. зустрічаються в природі у вигляді мінералів, наприклад гідраргіліт А1(ОН)3, брусить Mg(OH)2 … Великий енциклопедичний політехнічний словник

Хім. з'єдн. оксидів із водою. Р. мн. металів основи, а неметалів кислоти. Р., що виявляють як основні, так і кислотні властивості, зв. амфотерними. Зазвичай термін Р. відноситься лише до підстав. також Щолочі … Природознавство. Енциклопедичний словник

гідроксиди- гідрокс іди, ів, од. ч. з ід, а … Російський орфографічний словник

гідроксиди- мн., Р. гідрокси/дів; од. гідрокси/д (2 м). Орфографічний словник російської мови

Книжки

• Хімія. Під час розкриття курсу особливу увагу приділено питанням термодинаміки та кінетики хімічних реакцій. Вперше представлені питання нової галузі хімічних знань, надзвичайно важливої ​​для фахівців.
• Неорганічна та аналітична хімія скандія, Л. Н. Комісарова. У монографії узагальнено відомості про основні групи неорганічних сполук скандію (інтерметаліди, бінарні безкисневі сполуки, у тому числі галогеніди роданіди, складні оксиди,...

Підстави- це складні речовини, до складу яких входять атоми металу та гідроксогрупи OH - (за винятком гідроксид амонію NH 4 OH - не містить атомів металу).

Me +n (OH) n -1- загальна формула підстав

Me - метал

n- ступінь окиснення металу

Схема класифікації основ

Всі основи поділяються на розчинні у воді - луги, амфотерні гідроксиди і нерозчинні основи (нерозчинні у воді).

Хімічні властивості основ

Способи отримання підстав

Підстави – складні речовини, що складаються з атома металу та однієї або кількох гідроксильних груп.Загальна формула основ Ме(ВІН) n . Підстави (з погляду теорії електролітичної дисоціації) – це електроліти, що дисоціюють при розчиненні у воді з утворенням катіонів металу та гідроксид-іонів ВІН – .

Класифікація.За розчинністю у воді основи поділяють на луги(розчинні у воді основи) та нерозчинні у воді основи . Луги утворюють лужні та лужноземельні метали, а також деякі інші елементи-метали. По кислотності (числу іонів О Н – , що утворюються при повній дисоціації, або кількості ступенів дисоціації) основи поділяють на однокислотні (при повній дисоціації виходить один іон О Н - ; один ступінь дисоціації) та багатокислотні (при повній дисоціації виходить більше одного іона О Н -; більше одного ступеня дисоціації). Серед багатокислотних основ розрізняють двокислотні(наприклад, Sn(OH) 2 ), трикислотні(Fe(OH) 3) та чотирикислотні (Th(OH) 4). Однокислотним є, наприклад, основа КОН.

Виділяють групу гідроксидів, що виявляють хімічну двоїстість. Вони взаємодіють як з основами, так і з кислотами. Це амфотерні гідроксиди (див. таблицю 1).

Таблиця 1 - Амфотерні гідроксиди

Фізичні властивості. Підстави - тверді речовини різних кольорів та різної розчинності у воді.

Хімічні властивості основ

1) Дисоціація: КОН + nН 2 О К + × mН 2 О + ВІН - × dН 2 Про або скорочено: КОН К + + ВІН -.

Багатокислотні основи дисоціюють за декількома ступенями (в основному дисоціація протікає по першому ступені). Наприклад, двокислотна основа Fe(OH) 2 дисоціює за двома ступенями:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 ступінь);

FeOH + Fe 2+ + OH - (2 ступінь).

2) Взаємодія з індикаторами(луги забарвлюють фіолетовий лакмус у синій колір, метилоранж – у жовтий, а фенолфталеїн – у малиновий):

індикатор + ВІН – ( луг)забарвлене з'єднання.

3 ) Розкладанняз утворенням оксиду та води (див. таблицю 2). Гідроксидилужних металів стійкі до нагрівання (плавляться без розкладання). Гідроксиди лужноземельних і важких металів зазвичай легко розкладаються. Виняток становить Ba(OH) 2 , у якого tразл досить висока (приблизно 1000° C).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O .

Таблиця 2 – Температури розкладання деяких гідроксидів металів

4 ) Взаємодія лугів із деякими металами(наприклад, Al і Zn):

У розчині: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2

2Al + 2OH – + 6H 2 О ® 2 – + 3H 2 .

При сплавленні: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl Про 2 + 3H 2 .

5 ) Взаємодія лугів з неметалами:

6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O .

6) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:

2NaOH + СО 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O .

У розчині: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .

При сплавленні з амфотерним оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .

7) Взаємодія основ із кислотами:

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH – ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn(OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.

8) Взаємодія лугів з амфотерними гідроксидами(Див. таблицю 1):

У розчині: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

При сплавленні: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .

9 ) Взаємодія лугів із солями. У реакцію вступають солі, яким відповідає нерозчинна у воді основа :

CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 .

Отримання. Нерозчинні у воді основиодержують шляхом взаємодії відповідної солі з лугом:

2NaOH + ZnS Про 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .

Луги отримують:

1) Взаємодія оксиду металу з водою:

Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2 .

2) Взаємодіям лужних та лужноземельних металів з водою:

2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 .

3) Електроліз розчинів солей:

2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl2.

4 ) Обмінною взаємодією гідроксидів лужноземельних металів з деякими солями. У ході реакції повинна обов'язково виходити нерозчинна сіль .

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .

Л.А. Яковишин