Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие груп­пи­ровку OH - , кото­рая связана через атом кислорода одинарной хими­чес­кой связью с различными хими­чес­кими элементами. Подобно окси­дам, в зависимости от ха­рактера химической свя­зи Э-ОН, гид­рок­си­ды подраз­де­ляют­ся на основные(основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Cr(OH) 2) с преиму­щес­т­вен­но ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH) 2 , B(OH) 3), Zn(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Al(OH) 3) с ион­но-ко­ва­лент­ным типом свя­зи и кис­лот­ные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO 2 (OH)ÛHNO 3 , PO(OH) 3 ÛH 3 PO 4 , SO 2 (OH) 2 ÛH 2 SO 4 , Te(OH) 6 ÛH 6 TeO 6), ClO 3 (OH)ÛHClO 4 , MnO 2 (OH) 2 ÛH 2 MnO 4 , MnO 3 (OH)ÛHMnO 4) с преиму­щес­т­­вен­­но ковалент­ной связью.

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH) 2), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH) 2 , Cr(OH) 2) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH) 2), дис­со­циация которых протекает частично:

NaOH ® Na + + OH - , Fe(OH) 2 Û Fe 2+ + 2OH -

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H 3 O + , которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H + . Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO 3 , HClO 4), средней силы (HAsO 3 , HClO 2) и слабые (HClO, H 5 IO 6) кислоты:

HNO 3 + H 2 O ® H 3 O + + NO 3 - (HNO 3 ® H + + NO 3 -)

HClO + H 2 O H 3 O + + ClO - (HClO ® H + + ClO -)

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO 4 >HCl>H 2 SO 4 >HMnO 4 >HNO 3 │>H 2 Cr 2 O 7 >H 2 CrO 4 >H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF│

Слабые

> HNO 2 > HCOOH > CH 3 COOH > H 2 CO 3 > H 2 S > HClO > HCN > H 3 BO 3 > H 2 SiO 3

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

OH - + I + Û I(OH), HIO Û IO - + H +

2OH - + Zn 2+ Û Zn(OH) 2 + 2H 2 O Û 2- + 2H +

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

NaOH (Na + OH -) + HNO 3 (H + + NO 3 -) = NaNO 3 (Na + + NO 3 -) + H 2 O

OH - + H + = H 2 O

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

I(OH) + HClO 4 = IClO 4 + H 2 O

HIO + NaOH = NaIO + H 2 O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Al(OH) 3 ¯ + 3NaOH = Na 3

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

Al(OH) 3 ¯ + NaOH (расплав) = NaAlO 2 + 2Н 2 О

В зависимости от числа OH - группировок , содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO 3), двух- (H 2 SO 4), трех- (H 3 PO 4) и т.д. основ­ные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH) 2), трех- (Al(OH) 3) кислотные основания.

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами .

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

NaOH – гид­рок­сид натрия, Ca(OH) 2 -гид­роксид кальция,

TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH) 3 –гидрок­сид железа (III).

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH 4 OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH 3 ×H 2 O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N 2 H 4 и гидроксил­а­ми­на NH 2 OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N 2 H 4 ×H 2 O – гидрат гидразина и NH 2 OH×H 2 O – гидрат гидроксиламина.

Упражнения:

10. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Cd(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 . Приведите формулы соответствующих им оксидов.

11. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

12. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота.Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H 2 CO 3 на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окис­ления элемента N название кислоты образуется добав­ле­ни­ем к названию бол­ь­шин­­ства элементов окончаний: -ная, -евая и–овая . Для мышьяка и сурьмы по пра­ви­лам рус­ско­го языка используются окончания -янная и–яная . Название кислот со сте­пенью окисления элемента N-2 образу­ет­ся в основном образуется с помощью окон­­чания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая , -овистая и – янистая ). Кис­ло­ты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, име­ют окончания –новатистая . Для фосфористой H 2 PHO 3 и фосфорноватистой HPH 2 O 2 кис­лот, характе­ри­зу­ю­щих­ся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, ре­комен­ду­ет­ся использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот , в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета- .

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

N	Э z+	Окончание	Название кислоты
III	B 3+	-ная	H 3 BO 3 орто борная , HBO 2 мета борная ,H 2 B 4 O 7 тетра борная
Al 3+	-евая	H 3 AlO 3 орто алюминиевая , HАlO 2 метаалюминевая
IV	C 4+	-ная	H 2 CO 3 угольная
Si 4+	-евая	H 4 SiO 4 орто кремниевая , H 2 SiO 3 мета кремниевая
Ge 4+	-евая	H 4 GeO 4 орто германиевая , H 2 GeO 3 мета германиевая
Sn 4+	-янная	H 4 SnO 4 орто оловянная , H 2 SnO 3 мета оловянная
V	N 5+	-ная	HNO 3 азотная
P 5+	-ная	H 3 PO 4 орто фосфорная , HPO 3 мета фосфорная, H 4 P 2 O 7 ди фосфорная, H 5 P 3 O 10 три фосфорная
As 5+	-овая	H 3 AsO 4 орто мышьяковая , HasO 3 мета мышьяковая
Sb 5+	-яная	H 3 SbO 4 орто сурьмяная, HSbO 3 мета сурьмяная
VI	S 6+	-ная	H 2 SO 4 серная , H 2 S 2 O 7 ди серная
Se 6+	-овая	H 2 SeO 4 селеновая
Te 6+	-овая	H 6 TeO 6 орто теллуровая , H 2 TeO 4 мета теллур овая
V	N 3+	-истая	HNO 2 азотистая
P 3+	-истая	H 2 PHO 3 фосфористая (фосфоновая)
As 3+	-овистая	H 3 AsO 3 орто мышьяковистая , HasO 2 мета мышьяковистая
Sb 3+	-янистая	H 3 SbO 3 орто сурьмянистая, HSbO 2 мета сурьмянистая
VI	S 4+	-нистая	H 2 SO 3 сернистая
Se 4+	-истая	H 2 SeO 3 селенистая
Te 4+	-истая	H 2 TeO 3 теллуристая
V	N +	-новатистая	H 2 N 2 O 2 азотноватистая
P +	-новатистая	HPH 2 O 2 фосфорноватистая (фосфиновая)

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N , также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная . Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая , а окон­ча­ние –истая применяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4 . Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая .

Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элемен­тов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окис­­ления d-металлов, об­ра­­зующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются но­мером группы N и традиционные названия их оксокислот об­ра­зу­ются подобно р-эле­ментам c по­мощью окончаний – овая, -евая : H 4 TiO 4 ти­та­новая , H 3 VO 4 ванадиевая, H 2 CrO 4 хро­мо­вая, H 2 Cr 2 O 7 ди хромовая , HMnO 4 мар­ганцевая . Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окис­ления металла рекомендуется ис­пользовать систематические названия, образо­ван­ные по прави­лам для комп­лек­сных соединений.

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

N	Э z+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
VII	Cl 7+	-ная	HClO 4 хлорная
Br 7+	HBrO 4 бромная
I 7+	H 5 IO 6 орто иодная , HIO 4 мета иодная
Степень окисления элемента N-2
VII	Cl 5+	-новатая	HClO 3 хлорноватая
Br 5+	HBrO 3 бромноватая
I 5+	HIO 3 иодноватая
Степень окисления элемента N-4
VII	Cl 3+	-истая	HClO 2 хлористая
Br 3+	HBrO 2 бромистая
I 3+	HIO 2 иодистая
Степень окисления элемента N-6
VII	Cl +	-оватистая	HClO хлорноватистая
Br +	HBrO бромноватистая
I +	HIO иодноватистая

Упражнения:

13. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 3 , HNO 2 , H 3 PO 4 , HPO 3 , H 4 P 2 O 7 , H 2 PHO 3 , HPH 2 O 2 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , H 5 IO 6 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 .

14. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

15. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

16. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H 3 BO 3 , HMnO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 WO 4 , H 3 AsO 3 , H 2 CrO 4 . Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

17. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH) 2 , CaCO 3 , Cu, N 2 O 5 , Al(OH) 3 , Na 2 SiO 3 , BaO? Напишите уравнения реакций.

18. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P 4 O 10 , SeO 3 , N 2 O 3 , NO 2 , SO 2 , As 2 O 5 .

19. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H 3 PO 4 ®HPO 3 , H 3 PO 4 ®H 4 P 2 O 7 , HPO 3 ®H 3 PO 4 , HPO 3 ®H 4 P 2 O 7 , H 4 P 2 O 7 ®HPO 3 , H 4 P 2 O 7 ®H 3 PO 4 .

Пероксокислоты.

Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- по­лу­чили груп­повое название пероксокислоты . Пероксидная группа в сос­­таве пероксо­кислот может замещать как атом кислорода в гидрок­сид­ной группировке, так и мостиковый кисло­род­ный атом, объеди­ня­ю­щий атомы элемента кислотооб­ра­зо­ва­те­ля в полиядерных кислотных гидрок­си­дах:

При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу за­к­лю­чать в круглые скобки и записывать в правой части фор­му­лы. Традиционные названия пер­ок­со­кислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением прис­тавки пероксо- . При наличии в составе пероксокислоты нес­кольких пероксид­ных группировок их количество указывается численной прис­тав­кой: ди-, три-, тетра- и т.д. Например: HNO 2 (O 2) пероксоазотная кислота, H 3 PO 2 (O 2) 2 дипероксофосфорная кис­лота.

Упражнение:

9. Приведите традиционные названия и графические формулы следую­щих пероксо­кис­лот: H 3 PO 2 (O 2), H 4 P 2 O 6 (O 2), H 3 BO 2 (O 2).

9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.

Оксокислоты, в которых часть или все атомы кислорода замещены на атомы серы, называют тиокислотами . При записи формул тио­кис­лот рекомендуется серу поме­щать на последнее место справа - H 3 PO 3 S, H 3 PO 2 S 2 , H 3 POS 4 , H 3 PS 4:

Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответ­ствую­щей ок­со­кислоты с добавлением приставки тио- ;при замещении двух и более ато­мов кис­ло­рода на атомы серы их количество указывается численными прис­тавками: ди-, три-, тетра- и т.д.

Оксокислоты общей формулы H 2 (O 3 S-S n -SO 3) (n = 0¸4) называют поли­ти­о­но­выми . Характерной особенностью их строения (за исключение H 2 S 2 O 6) яв­ля­ет­ся наличие мос­тиковых атомов серы, объединяющих две структурные {SO 3 }-группировки:

В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непос­ред­с­т­вен­но атомами серы-кислотообразователями H 2 (O 3 S-SO 3). Традиционные назва­ния политио­но­вых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество ато­мов серы в составе и группового окончания –тионовая кислота.

Кислотные гидроксиды, в которых часть гидроксидных группировок или ато­мов кислорода замещена на другие атомы галогенов или -NH 2 , =NH груп­пи­ровки, называют замещенными кислотами . Традиционные названия таких кис­лот образу­ют­ся от названия соответствующей оксокислоты с добавлением прис­­тав­ки, составлен­ной из названия замещающих атомов галогенов или групп (NH 2 – амид , NH – имид ) и со­единительной гласной –о . В формулах таких кислот замещающие атомы или груп­пы помещают на последнее место.

По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кис­ло­та­ми:

HSO 3 F - фторсульфоновая, HSO 3 Cl - хлорсульфоновая,

HSO 3 (NH 2) – амидосульфоновая, H 2 S 2 O 4 (NH) - имидодисульфоновая кислота.

Упражнения:

10. Приведите традиционные названия замещенных оксокислот: HSeO 3 F, HAsO 2 Cl 2 , H 2 CS 3 , H 3 POS 3 , H 2 AsO 3 (NH 2).

11. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосер­ная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, ди­­броммышьяковая, амидоугольная.

Бескислородные кислоты.

Водные растворы водородных соединений халькогенов (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) и галоге­нов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN 3), в кото­рых роль электроотрицательных составля­ю­щих (анионов) играют группы атомов, об­ла­дающих галогенидоподобными свойс­т­вами, проявляют кислот­ные свойства и дис­со­циируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют се­мейство бескис­лород­ных кислот .

Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского наз­ва­ния элемента или специального названия псевдогалогенидной группи­ров­ки с добав­ле­нием соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота :

HF - фтороводородная кислота, H 2 Te - теллуроводородная кис­лота,

HCN - ци­аново­дородная кислота, HNCS - тиоцианатоводородная кислота,

HN 3 - азидоводородная кислота (или азотисто­водо­род­ная кислота).

Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в хими­чес­кой прак­тике применяют и три­ви­альные названия (см. приложение 2):

HF - плавиковая кислота, HCl - соляная кис­лота,

HCN - синильная кис­лота, H 2 S - сероводородная вода.

Упражнение:

12. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H 2 S, HF, H 2 Se.

13. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.

Галогенангидриды.

Галогенангидридами называют сложные вещества, которые можно рас­смат­ривать как продукты полного замещения гидроксидных груп­пи­ровок в моле­ку­лах оксо­кис­лот атомами галогенов. Таким образом, га­ло­генангидриды явля­ют­ся конечным чле­ном ряда последовательных превра­ще­ний оксокислоты при заме­ще­нии гидроксидных групп на атомы гало­ге­нов: ок­со­кислота ® галогензамещенная оксокис­ло­та ® галоген­ан­г­идрид. На­при­мер, POCl 3 является конечным членом ряда по­сле­довательного заме­ще­ния трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:

Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустой­чи­вых оксокислот – например, CCl 4 и PCl 5 формально являются хлор­ан­гидридами пол­ностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H 4 CO 4 и фосфора (V) H 5 PO 5 , в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления эле­мента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, ли­бо атомы разных галогенов: POCl 3 , POBrCl 2 , POIBrCl.

В химической практике для галогенангидридов используют несколько ме­тодов пос­т­роения их названий :

По правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с ис­поль­­зо­ва­нием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрица­тель­ных га­ло­­ге­нидных и оксидных ионов галогенангидрида:

PCl 3 - трихлорид фос­фора, PCl 5 - пен­тахлорид фосфора,

POCl 3 - трихлорид-оксид фосфора, POBrCl 2 - дихлорид-бро­мид-оксид фосфора;

По правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с ука­зани­ем по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:

PCl 3 - хлорид фосфора (III), PCl 5 - хлорид фосфора (V);

- традиционные названия образуют с помощью числовых приставок, ука­зы­ва­ю­щих количество атомов галогенов, русского названия галогенов, окон­ча­ния – ангидрид и названия килоты в родительном падеже: PCl 3 - трихлор­ан­гид­рид фосфористой кис­ло­ты, POCl 3 - трихлорангидрид фосфорной кислоты, POBrCl 2 - дихлорброман­гид­рид фосфорной кислоты;

Для галогеннгидридов серной и сернистой кислоты допускается ограничен­ное ис­поль­зование специальных названий , в которых применяются специ­аль­ные назва­ния катионов: SO 2 2+ - сульфурил и SO 2+ - тионил :

SO 2 Cl 2 - суль­фу­рилх­лорид, SO 2 FCl - сульфурилхлоридфторид,

SOBr 2 - тионилбромид, SOF 2 - ти­онил­фторид.

Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффек­тив­ное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксо­кис­ло­ты:

PCl 5 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

POBrCl 2 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 2HCl + HBr

Упражнения:

14. Приведите систематические и традиционные названия гало­ген­ан­гид­ридов и напишите реакции их вза­и­мо­дейст­вия с водой: SbOCl, SeO 2 F 2 , NOBr, NO 2 F 2 , NF 3 , AsOCl 2 F, CO 2 Cl 2 , SOCl 2 , SO 2 Br 2 .

15. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфу­рил­фторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.

Соли.

Соли являются одним из наиболее емких по числу химических со­е­ди­нений классов не­органических соединений. Они образуются в ре­зуль­тате самых раз­но­образных хи­ми­ческих процессов и, в частности, яв­ляются продуктами кис­лотно-основных реак­ций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э n X m и полиэлементных хи­ми­чес­ких соединений, харак­те­ри­зу­ю­щихся соответственно преи­му­щественно ионным и ковалентным харак­те­ром химической связи Э-Х (табл. 1.5).

Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.

Соединения	Реакция солеобразования
Основные	Кислотные
NaF	PF 5	NaF + PF 5 = Na
Na 2 O	P 2 O 5	3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na
Na 2 S	P 2 S 5	3Na 2 S + P 2 S 5 = 2Na 3 Na 2 S + P 2 S 5 = 2Na
Na 3 N	P 3 N 5	Na 3 N + P 3 N 5 = Na 4
NaH	AlH 3	NaH + AlH 3 = Na
NaOH	Al(OH) 3	NaOH + Al(OH) 3 = Na NaOH + Al(OH) 3 = Na + H 2 O
NaNO 3	I(NO 3)	NaNO 3 + I(NO 3) = Na
NaOH	HNO 3	NaOH + HNO 3 = Na + H 2 O
Al(OH) 3	H 3 PO 4	Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = Al + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 3 PO 4 = Al 2 3 + 6H 2 O Al(OH) 3 + 3H 3 PO 4 = Al 3 +3H 2 O 3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 2 + 6H 2 O 3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = {Al(OH) 2 } 3 + 3H 2 O
NaOH + Ba(OH) 2	H 3 PO 4	NaOH + Ba(OH) 2 + H 3 PO 4 = (NaBa) + 3H 2 O
Al(OH) 3	H 2 SO 4 + HNO 3	Al(OH) 3 + H 2 SO 4 + HNO 3 = Al[(SO 4)NO 3 ] + H 2 O

В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, яв­ля­ю­щи­е­ся производными исходных основных и кислотных соединений и име­ю­щих преи­му­щественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и раст­во­рах соли подвергаются процессу электролитической дис­со­ци­ации, приводящей к образованию катионов и анионов.

В зависимости от состава соли классифицируются по при­роде катионов и ани­онов:

Соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона ам­мо­­ния и металла ({(KAl) 2 , {(NH 4) 2 Fe} 2) называются двой­ны­ми солями, а соли со сложными ани­о­нами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO 4)NO 3 ]) – смешанными со­лями:

- cоли, в состав катионов которых входят гидроксидные группировки (Al(OH), {Al(OH)} 2 , Al(OH) 2 Cl) и способные проявлять основные свойства за счет об­ра­зования OH - -ионов в резуль­тате процесса электролити­чес­кой диссоциации ка­ти­о­на – например:

Al(OH)SO 4 ®Al(OH) 2+ + SO 4 2-

Al(OH) 2+ Û Al 3+ + OH -

назы­ва­ются ос­новными . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­ного за­меще­ния гидроксидных групп в основных гидроксидах на груп­пи­ров­ки, яв­ля­ю­щиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескис­ло­родных кис­лот:

- со­ли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH 4), NaHS) и спо­соб­ны про­яв­лять кислотные свойства за счет образования ионов гидрок­со­ния при элек­т­ро­ли­ти­чес­кой диссоциации аниона – например:

NaHS® Na + + HS - , HS - Û H + + S 2-

называются кис­лы­ми . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­но­го замещения водорода в кислотах на катионы металла или ам­мо­ния:

- соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кис­лот­ные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними илинормальными .

Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют крис­тал­­ли­чес­кие ре­шет­ки, содер­жа­щие молекулы воды – например: CuSO 4 ×5H 2 O, Na 2 SO 4 ×10H 2 O. Та­кие соли называются кристаллогидратами .

Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате ре­ак­ций нейтрализации при раз­личных соотношениях многосновных кислот и мно­гокислот­ных оснований и легко пе­ре­ходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H 2 PO 4) 3 + Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 (HPO 4) 3 + Al(OH) 3 = 3AlPO 4 + 3H 2 O

2AlPO 4 + Al(OH) 3 = (AlOH) 3 (PO 4) 2

(AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3Al(OH) 3 = 2{Al(OH) 2 } 3 PO 4

{Al(OH) 2 } 3 PO 4 + H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

(AlOH) 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 = 3AlPO 4 + 3H 2 O

2AlPO 4 + H 3 PO 4 = Al 2 (HPO 4) 3

Al 2 (HPO 4) 3 + H 3 PO 4 = 2Al(H 2 PO 4) 3

Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по об­щим правилам для бинарных соединений:

Na 2 S - сульфид натрия, FeCl 3 - хло­рид железа (III) (трихлорид железа),

Cu(CN) 2 - цианид меди (II), AgCNS - тиоцианат серебра.

Систематические названия солей ок­сокислот и их производ­ных образуются по правилам номенклатуры для ком­п­лексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в хи­мической практике для наиболее распространенных солей ок­со­кислот широко используют тра­ди­ционные на­з­вания.

Традиционные названия солей состоят из названий анионов и катионов. На­з­ва­ние анионов средних солей распространенных оксокислот строится из кор­ней русских или латинских (Табл. 1.) названий кислотообразующих элементов с со­ответ­ству­ю­щи­ми окончаниями и приставками в зависимости от их степени окисления (Табл. 6, 7) и через дефис групповым словом –ион . Для р-эле­мен­тов III-VI группы в высшей степени окисления в названии анионов ис­поль­зуют окончание –ат , в более низкой степени (N-2) – суффикс –ит и для N + и P + - пристаку гипо- и окончание –ит .

Для га­ло­генов в степени окисления +7 в названии анионов используют прис­тав­ку пер- и окон­чание –ат ; для степеней окисления: +5 – окончание -ат , +3 – окон­­чание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо- и окончание –ит .

Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии ок­со­кис­лот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.

Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются сис­те­ма­ти­ческие названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в хими­чес­кой практике применяют традиционные названия.

В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из на­зва­ния аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в роди­тель­ном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):

Fe 2 (S 2 O 7) - дисульфат железа (III), Na 3 PO 4 - орто­фос­фат натрия,

Ba 5 (IO 6) - ортопериодат бария, NiSeO 3 - селенит никеля (II),

NaPH 2 O 2 - ги­по­фос­фит натрия, KMnO 4 - перманганат калия.

­Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.

основные гидроксиды википедия, основные гидроксиды группы
Осно́вные гидрокси́ды - это сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH) и в водном растворе диссоциируют с образованием анионов ОН− и катионов. Название основания обычно состоит из двух слов: слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже (или слова «аммония»). Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.

• 1 Получение
• 2 Классификация
• 3 Номенклатура
• 4 Химические свойства
• 5 См. также
• 6 Литература

Получение

Гранулы гидроксида натрия Гидроксид кальция Гидроксид алюминия Метагидроксид железа

• Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь. Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.
• Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.
• Также основание можно получить при взаимодействии щелочного или щелочноземельного металла с водой.
• Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:
• Некоторые основания можно получить реакциями обмена:
• Основания металлов встречаются в природе в виде минералов, например: гидраргиллита Al(OH)3, брусита Mg(OH)2.

Классификация

Основания классифицируются по ряду признаков.

• По растворимости в воде.
  • Растворимые основания (щёлочи): гидроксид лития LiOH, гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.
  • Практически нерастворимые основания: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Be(OH)2.
  • Другие основания: NH3·H2O

Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов. Исключение составляет гидроксид лития LiOH, хорошо растворимый в воде, но являющийся слабым основанием.

• По количеству гидроксильных групп в молекуле.
  • Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)
  • Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)2)
  • Трехкислотные (гидроксид железа(III) Fe(OH)3)

• По летучести.
  • Летучие: NH3, CH3-NH2
  • Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.

• По стабильности.
  • Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2
  • Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).

• По степени электролитической диссоциации.
  • Сильные (α > 30 %): щёлочи.
  • Слабые (α < 3 %): нерастворимые основания.

• По наличию кислорода.
  • Кислородсодержащие: гидроксид калия KOH, гидроксид стронция Sr(OH)2
  • Бескислородные: аммиак NH3, амины.

• По типу соединения:
  • Неорганические основания: содержат одну или несколько групп -OH.
  • Органические основания: органические соединения, являющиеся акцепторами протонов: амины, амидины и другие соединения.

Номенклатура

По номенклатуре IUPAC неорганические соединения, содержащие группы -OH, называются гидроксидами. Примеры систематических названий гидроксидов:

• NaOH - гидроксид натрия
• TlOH - гидроксид таллия(I)
• Fe(OH)2 - гидроксид железа(II)

Если в соединении есть оксидные и гидроксидные анионы одновременно, то в названиях используются числовые приставки:

• TiO(OH)2 - дигидроксид-оксид титана
• MoO(OH)3 - тригидроксид-оксид молибдена

Для соединений, содержащих группу O(OH), используют традиционные названия с приставкой мета-:

• AlO(OH) - метагидроксид алюминия
• CrO(OH) - метагидроксид хрома

Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, например Tl2O3 n H2O, недопустимо писать формулы типа Tl(OH)3. Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется . Примеры названий:

• Tl2O3 n H2O - полигидрат оксида таллия(III)
• MnO2 n H2O - полигидрат оксида марганца(IV)

Особо следует именовать соединение NH3 H2O, которое раньше записывали как NH4OH и которое в водных растворах проявляет свойства основания. Это и подобные соединения следует именовать как гидрат:

• NH3 H2O - гидрат аммиака
• N2H4 H2O - гидрат гидразина

Химические свойства

• В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:

это изменение проявляется в цветах некоторых кислотно-основных индикаторов:

• лакмус становится синим,
• метилоранж - жёлтым,
• фенолфталеин приобретает цвет фуксии.

• При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:

Примечание: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.

• При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:

• Амфотерные основания могут реагировать с щелочами с образованием гидроксокомплексов:

• Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

• Основания вступают в обменные реакции (реагируют с растворами солей):

• Слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются на оксид и воду:

Некоторые основания (Cu(I), Ag, Au(I)) разлагаются уже при комнатной температуре.

• Основания щелочных металлов (кроме лития) при нагревании плавятся, расплавы являются электролитами.

См. также

• Кислота
• Оксиды
• Гидроксиды
• Теории кислот и оснований

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. - М.: Советская энциклопедия, 1988. - Т. 1. - 623 с.
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. - М.: Советская энциклопедия, 1992. - Т. 3. - 639 с. - ISBN 5-82270-039-8.
• Лидин Р.А. и др. Номенклатура неорганических веществ. - М.: КолосС, 2006. - 95 с. - ISBN 5-9532-0446-9.

п·о·р Гидроксиды

основные гидроксиды, основные гидроксиды википедия, основные гидроксиды группы, основные гидроксиды это

3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.

3.1. Классификация, получение и свойства оснований

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:

Однокислотные основания - KOH , NaOH ;

Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;

Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .

Получение оснований

1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .

2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

(суммарная реакция электролиза)

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .

Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,

Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .

2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.

5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .

Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Гидроксиды можно представить как продукт присоединения (реального или мысленного) воды к соответствующим оксидам. Гидроксиды подразделяются на основания, кислоты, амфотерные гидроксиды. Основания имеют общий состав М(ОН)х, кислоты имеют общий состав НхКо. В молекулах кислородсодержащих кислот замещаемые атомы водорода связаны с центральным элементом через атомы кислорода. В молекулах бескислородных кислот атомы водорода присоединяются непосредственно к атому неметалла. К амфотерным гидрокисдам относятся прежде всего гидроксиды алюминия, бериллия и цинка, а также гидроксиды многих переходных металлов в промежуточных степенях окисления.
По растворимости в воде выделяют растворимые основания - щёлочи (образованы щелочными и щелочноземельными металлами). Основания, образованные остальными металлами, не растворяются в воде. Большинство неорганических кислот растворимы в воде. К нерастворимым в воде неорганическим кислотам относится только кремниевая кислота H2SiO3. Амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.

Химические свойства оснований.

Все основания, как растворимые, так и нерастворимые, обладают общим характерным свойством - образовывать соли.
Рассмотрим химические свойства растворимых оснований (щелочей):
1. При растворении в воде диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-аниона. Изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса - на синий, фенолфталеина - на малиновый, метилового оранжевого - на жёлтый, универсальной индикаторной бумаги - на синий.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
щёлочь + кислотный оксид = соль.
3. Взаимодействие с кислотами:
щёлочь + кислота = соль + вода.
Реакция между кислотой и щёлочью называется реакцией нейтрализации.
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами:
щёлочь + амфотерный гидроксид = соль (+ вода)
5. Взаимодействие с солями (при условии растворимости исходной соли и образовании осадка или газа в результате реакции.
Рассмотрим химические свойства нерастворимых оснований:
1. Взаимодействие с кислотами:
основание + кислота = соль + вода.
Многокислотные основания способны к образованию не только средних, но и основных солей.
2. Разложение при нагревании:
основание = оксид металла + вода.

Химические свойства кислот.

Все кислоты обладают общим характерным свойством - образование солей при замещении катионов водорода на катионы металла/аммония.
Рассмотрим химические свойства растворимых в воде кислот:
1. При растворении в воде диссоциируют с образованием катионов водорода и аниона кислотного остатка. Изменяют окраску индикаторов на красный (розовый) цвет, за исключением фенолфталеина (не реагирует на кислоты, остаётся бесцветным).
2. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода (при условии образования растворимой соли):
кислота + металл = соль + водород.
При взаимодействии с металлами исключениями являются кислоты-окислители - азотная и концентрированная серная кислоты. Во-первых, они реагируют и с некоторыми металлами, стоящими в ряду активности правее водорода. Во-вторых, в реакция с металлами никогда не выделяется водород, но образуются соль соответствующей кислоты, вода и продукты восстановления азота или серы соответственно.
3. Взаимодействие с основаниями/амфотерными гидроксидами:
кислота + основание = соль + вода.
4. Взаимодействие с аммиаком:
кислота + аммиак = соль аммония
5. Взаимодействие с солями (при условии образования газа или осадка):
кислота + соль = соль + кислота.
Многоосновные кислоты способны к образованию не только средних, но и кислых солей.
Нерастворимая кремниевая кислота не изменяет окраску индикаторов (очень слабая кислота), но способна реагировать с растворами щелочей при небольшом нагревании:
1. Взаимодействие кремниевой кислоты с раствором щёлочи:
кремниевая кислота + щёлочь = соль + вода.
2. Разложение (при длительном хранении или при нагревании)
кремниевая кислота = оксид кремния (IV) + вода.

Химические свойства амфотерных гидроксидов.

Амфотерные гидроксиды способны к образованию двух рядов солей, так как при реакциях с щелочами проявляют свойства кислоты, а при реакциях с кислотами проявляют свойства основания.
Рассмотрим химические свойства амфотерных гидроксидов:
1. Взаимодействие с щелочами:
амфотерный гидроксид + щёлочь = соль (+ вода).
2. Взаимодействие с кислотами:
амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода.

Физические свойства

Общая формула гидроксидов щелочных металлов – MOН.

Все гидроксиды щелочных металлов – бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе, очень хорошо растворимы в воде и этаноле, при переходе от LiOH к CsOH растворимость увеличивается.

Некоторые физические свойства гидроксидов щелочных металлов приведены в таблице.

Химические свойства

Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития при нагревании до температуры 600°С разлагается:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O.

Все гидроксиды проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют:

NaOH = Na + + OH - .

Реагируют с оксидами неметаллов:

KOH + CO 2 = KHCO 3 ;

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O;

2KOH + 2NO 2 = KNO 3 + KNO 2 + H 2 O.

Взаимодействуют с кислотами, вступают в реакцию нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.

Вступают в обменные реакции с солями:

2NaOH + CuCl 2 = Cu(OH) 2 + 2NaCl.

Реагируют с галогенами:

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде) ;

6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3Н 2 О (при нагревании).

В расплавленном состоянии взаимодействуют с амфотерными металлами и их оксидами:

2KOH + Zn = K 2 ZnO 2 + H 2 ;

2KOH + ZnO = K 2 ZnO 2 + H 2 O.

Водные растворы гидроксидов при взаимодействии с амфотерными металлами, их оксидами и гидроксидами образуют гидроксокомплексы:

2NaOH + Be + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ;

2NaOH + BeO + H 2 O = Na 2 ;

2NaOH + Be(OH) 2 = Na 2 .

Водные растворы и расплавы гидроксидов реагируют с бором и кремнием, их оксидами и кислотами:

4NaOH + 4B + 3O 2 = 4NaBO 2 + 2H 2 O (расплав);

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 (раствор).

Получение

Гидроксиды лития, натрия и калия получают электролизом концентрированных растворов их хлоридов, при этом на катоде выделяется водород, на аноде образуется хлор:

2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .

Гидроксиды рубидия и цезия получают из их солей при помощи обменных реакций:

Rb 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2RbOH + BaSO 4 .

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

Свойства щелочноземельных металлов

Атомный номер	Название	Атомная масса	Электронная конфигурация	r г/см 3	t°пл. °C	t°кип. °C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Бериллий Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Магний Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	Кальций Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Стронций Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Барий Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Радий Ra		7s 2	~6	~700		0,9	–	+2

Физические свойства

Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.

Химические свойства

1. Очень реакционноспособны.

2. Обладают положительной валентностью +2.

3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.

4. Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).

5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH 2 .

6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.

Нахождение в природе

3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 – берилл

MgCO 3 – магнезит

CaCO 3 MgCO 3 – доломит

KCl MgSO 4 3H 2 O – каинит

KCl MgCl 2 6H 2 O – карналлит

CaCO 3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)

Ca 3 (PO 4) 2 – апатит, фосфорит

CaSO 4 2H 2 O – гипс

CaSO 4 – ангидрит

CaF 2 – плавиковый шпат (флюорит)

SrSO 4 – целестин

SrCO 3 – стронцианит

BaSO 4 – барит

BaCO 3 – витерит

Получение

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF 2 + Mg – t ° ® Be + MgF 2

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al – t ° ® 3Ba + Al 2 O 3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

CaCl 2 ® Ca + Cl 2 ­

катод: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0

анод: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2 ­

Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1. Реакция с водой.

В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:

Mg + 2H 2 O – t ° ® Mg(OH) 2 + H 2 ­

Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 ­

2. Реакция с кислородом.

Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:

2Mg + O 2 ® 2MgO

Ba + O 2 ® BaO 2

3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:

Be + Cl 2 ® BeCl 2 (галогениды)

Ba + S ® BaS(сульфиды)

3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (нитриды)

Ca + H 2 ® CaH 2 (гидриды)

Ca + 2C ® CaC 2 (карбиды)

3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (фосфиды)

Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.

4. Все металлы растворяются в кислотах:

Ca + 2HCl ® CaCl 2 + H 2 ­

Mg + H 2 SO 4 (разб.) ® MgSO 4 + H 2 ­

Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:

Be + 2NaOH + 2H 2 O ® Na 2 + H 2 ­

5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:

Ca 2+ - темно-оранжевый

Sr 2+ - темно-красный

Ba 2+ - светло-зеленый

Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:

Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.

Оксиды щелочноземельных металлов

Получение

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3 – t ° ® CaO + CO 2 ­

2Mg(NO 3) 2 – t ° ® 2MgO + 4NO 2 ­ + O 2 ­

Химические свойства

Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами

MgO + H 2 O ® Mg(OH) 2

3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 ® Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:

BeO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2

Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH) 2

Получение

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H 2 O ® Ba(OH) 2 + H 2 ­

CaO(негашеная известь) + H 2 O ® Ca(OH) 2 (гашеная известь)

Химические свойства

Гидроксиды R(OH) 2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH) 2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH) 2 увеличивается с увеличением атомного номера:

Be(OH) 2 – амфотерный гидроксид

Mg(OH) 2 – слабое основание

остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).

1) Реакции с кислотными оксидами:

Ca(OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 ¯ + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 ¯ + H 2 O

2) Реакции с кислотами:

Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH ® (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O

Ba(OH) 2 + 2HNO 3 ® Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

3) Реакции обмена с солями:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯+ 2KOH

4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:

Be(OH) 2 + 2NaOH ® Na 2

Жесткость воды

Природная вода, содержащая ионы Ca 2+ и Mg 2+ , называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.

Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.

Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.

Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca 2+ и Mg 2+ .