Основные гидроксиды.

Основаные гидроксиды состоят из иона металла и гидроксогрупп (OH^-). Например, NaOH, Mg(OH)₂, La (OH)₃, Ca (OH)₂.
ОН^- — это гидроксид - ион, заряд его равен — 1. Число гидроксид - ионов в основании определяется степенью окисления металла.
Номенклатура. Название основания составляется из слов “гидроксид” + название металла в родительном падеже. Например, КОН — гидроксид калия, Ва(ОH)₂ — гидроксид бария, La(OH)₃ — гидроксид лантана.
Если металл образует несколько гидроксидов, то указывают степень его окисления римской цифрой в скобках. Например, Fe(ОН)₂ — гидроксид железa (II), Bi(OH)₃ — гидроксид висмута (III). Haзвание основания составляют и так: к слову гидроксид добавляют приставки, которые показывают количество гидроксогрупп в основании. Например, Са(ОН)₂ — дигидроксид кальция, Вi(ОН)₃ — тригидроксид висмута.
Число гидроксогрупп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH, КОН, NH₄OH — однокислотные основания, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ва(OH)₂ — двухкислотные основания, La(OH)₃, Bi(OH)₃ — трехкислотные основания, Th(OH)₄ — четырехкислотное основание. Пятикислотные и шестикислотные основания неизвестны.
Остатки оснований. Положительно заряженные группы атомов (положительные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы основания одной или нескольких гидроксогрупп, называются остатками основания или радикалами основания. Величина положительного заряда остатка основания определяется числом отрывавшихся гидроксогрупп.
Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)_n, где n = 1,2 (реже 3,4) и Мⁿ⁺ катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов и их остатков:

Получение

1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H_2­

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H_2­

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

3. Электролиз водных растворов солей

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂­ + Cl₂­

Химические свойства

1. Действие на индикаторы растворимых основных гидроксидов.

лакмус - синий
метилоранж - жёлтый
фенолфталеин - малиновый

2. Взаимодействие с кислотными оксидами.

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

KOH + CO₂ = KHCO₃

3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) с образованием солей (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = Ca₂SO₄(OH)₂ + 2H₂O

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O
Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

4. Обменная реакция с солями

Ba(OH)₂ + K₂SO₄ = 2KOH + BaSO₄ ↓

3KOH+Fe(NO₃)₃ = Fe(OH)₃ ↓+ 3KNO₃

5. Термический распад.

Cu(OH)₂ –t° = CuO + H₂O

3.4 Кислотные и оснόвные оксиды

Оксиды Е_хО_y продукты полной дегидратации гидроксидов:

Кислотным гидроксидам (H₂SO₄, H₂CO₃) отвечают кислотные оксиды (SO₃, CO₂), а основным гидроксидам (NaOH, Ca(OH)₂) основные оксиды (Na₂O, CaO), причем степень окисления элемента Е не изменяется при переходе от гидроксида к оксиду. Пример формул и названий оксидов:

Химические свойства

Основные оксиды Кислотные оксиды

1. Взаимодействие с водой

Образуется основание: Образуется кислота:

Na₂O + H₂O = 2NaOH SO₃ + H₂O = H₂SO₄

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄
2. Взаимодействие с кислотой или основанием:

При реакции с кислотой При реакции с основанием
образуется соль и вода образуется соль и вода

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O CO₂ + Ba(OH)₂ = BaCO₃ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Амфотерные оксиды взаимодействуют

с кислотами как основные: ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

с основаниями как кислотные: ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O при сплавлении в отсутствие воды

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] в водном растворе

3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

4. Восстановление до простых веществ:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

P₂O₅ + 5C = 2P + 5CO

3.5 Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерность гидроксидов и оксидов химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, для гидроксида и оксида алюминия:

(а) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

(б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с кислотными гидроксидам и оксидом, образуя соответствующую соль сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃, тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль диоксоалюминат (III) натрия NaAlO₂. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al³⁺), во втором свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO₂). Если указанные реакции протекают в водном растворе, то состав образующихся солей меняется, но присутствие алюминия в катионе и анионе остаётся:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = [Al(H₂O)₆]₂(SO₄)₃

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Здесь квадратными скобками выделены комплексные ионы [Al(H₂O)₆]³⁺ - катион гексаакваалюминия(III), [Al(OH)₄]^ - тетрагидроксоалюминат(III)-ион. Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:

Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает + II) могут находиться в орто или (и) мета форме. Приведем примеры амфотерных гидроксидов:

Амфотерным оксидам не всегда соответствуют амфотерные гидроксиды, поскольку при попытке получения последних образуются гидратированные оксиды, например:

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, а у самого элемента  металлических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента  неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов. Так, у оксида и гидроксида марганца(II) доминируют основные свойства, а сам марганец входит в состав катионов типа [Mn(H₂O)₆]²⁺, тогда как у оксида и гидроксида марганца(VII) доминируют кислотные свойства, а сам марганец входит в состав аниона типа MnO₄^. Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например HMnO₄ марганцовая кислота.

Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическими свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами.

Соли

Соли - сложные вещества, которые состоят из катиов металла и анионов кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация. СОЛИ бывают: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные. Соли тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мⁿ⁺ и кислотные остатки. Соли с общей формулой М_х(ЕО_у)_n называют среднимисолями, а соли с незамещенными атомами водорода - кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид- или(и) оксид-ионы; такие соли называют основными солями. Приведем примеры и названия солей:

Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH₄⁺)
Na₂SO₄ → 2Na⁺ +SO₄^2-
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl^-
Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH₄⁺), ионы водорода и анионы кислотного остатка.
NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^- → Na⁺ + H⁺ + CO₃^2-
Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Zn(OH)Cl → [Zn(OH)]⁺ + Cl^- → Zn²⁺ + OH^- + Cl^-

Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки.
Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.

KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:

CaOCl₂ → Ca²⁺ + Cl^- + OCl^-

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.

[Ag(NH₃)₂]Br → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Br ^-

Na[Ag(CN)₂] → Na⁺ + [Ag(CN)₂]^-

Средние соли

Название

Средние соли называют используя название кислотного остатка в именительном падеже и катиона металла в родительном. Например, соли К₃РО₄, Са(NO₃)₂, NaCl называют фосфат калия, нитрат кальция, хлорид натрия соответственно.

Получение

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:
1) металла с неметаллом:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) металла с кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

3) металла с раствором соли менее активного металла

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом:

MgO + CO₂ = MgCO₃

5) основного оксида с кислотой

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

6) основания с кислотным оксидом

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

7) основания с кислотой:

Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O

8) соли с кислотой:

MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂­

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

9) раствора основания с раствором соли:

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + BaSO₄↓

10) растворов двух солей с образованием осадка нерастворимой соли:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂↓+ 6NaCl

11) Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например:

Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH) = CaSO₄↓+ 2H₂O

(CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CaSO₄↓+ 2H₂O

Химические свойства

1. Термическое разложение.

CaCO₃ = CaO + CO₂­

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

NH₄Cl = NH₃­ + HCl­

2. Гидролиз.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S­

FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O = NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂­ + 8H₂O

Кислые соли

Название

Кислые соли называют аналогичным образом, добавляя к названию кислотного остатка приставку гидро, дигидро, тригидро, и.т.д. Например, соли КН₂РО₄, NaHSO₄, СsHCO₃ называют дигидрофосфат калия, гидросульфат натрия, гидрокарбонат цезия соответственно.

Получение

1. Взаимодействие кислоты с взятым в недостатке основанием.

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂

3. Взаимодействие средней соли с кислотой

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

Химические свойства.

1. Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO_2­ + H₂O

2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂O

Основные соли

Название

Основные соли называют аналогично средним, добавляя к названию катиона приставку гидроксо, дигидроксо и. т.д. Например, соли ZnOHCl, Fe(OH)₂Cl, AlOHSO₄ называют хлорид гидроксоцинка, хлорид дигидроксожелеза, сульфат гидроксоалюминия соответственно.

Получение

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl₂ + H₂O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов

AlCl₃ + 2NaOH = [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂­ + 4NaCl

Химические свойства.

1. Термическое разложение.

[Cu(OH)]₂CO₃(малахит) = 2CuO + CO₂­ + H₂O

2. Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl₂ + H₂O