Видеоурок 2: Амфотерные гидроксиды. Опыты

Лекция: Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Гидроксиды и их классификация

Как вы уже знаете основания образуются атомами металлов и гидроксогруппой (ОН -), поэтому иначе их называют гидроксидами. Существует несколько классификаций оснований.

1. По отношению к воде они подразделяются на:

растворимые,

нерастворимые.

К растворимым основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому их называют щелочами. В эту же группу можно отнести и гидроксид аммония, но он в отличии от первых, является более слабым электролитом. Основания, образованные остальными металлами в воде не растворяются. Щелочи в водном р-ре диссоциируются полностью до катионов металла и анионов гидроксид - ионов ОН - . К примеру: NaOH → Na + + OH - .

2. По взаимодействию с иными химическими веществами гидроксиды делятся на:

основные гидроксиды,

кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты),

амфотерные гидроксиды.

Данное деление зависит от заряда катиона металла. Когда заряд катиона равен +1 или +2, то гидроксид будет обладать основными свойствами. Амфотерными основаниями считаются гидроксиды, катионы металла которых имеют заряд, равный +3 и +4.

Но существует ряд исключений:

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – основания;

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерными основания.

Химические свойства оснований

Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами. В ходе взаимодействия происходит образование солей и воды:

Ва(ОН) 2 + СО 2 → ВаСО 3 + Н 2 О;

КОН + HCl → KCl + Н 2 О.

Щелочи, гидроксид аммония всегда реагируют с растворами солей, только в случае образования нерастворимых оснований:

2КОН + FeCl 2 → 2КCl + Fe(ОН) 2 ;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4)2SO 4 .

Реакция кислоты с основанием именуется нейтрализацией. В ходе данной реакции, катионы кислот Н+ и анионы оснований ОН- образуют молекулы воды. После чего, среда раствора становится нейтральной. В результате начинается выделение тепла. В растворах, это ведет к постепенному нагреву жидкости. В случае крепких растворов, тепла более чем достаточно, чтобы жидкость начала кипеть. Необходимо помнить, что реакция нейтрализации происходит достаточно быстро.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные основания реагируют и с кислотами и со щелочами. В ходе взаимодействия происходит образование соли и воды. При прохождении какой - либо реакции с кислотами, амфотерные основания всегда проявляют свойства типичных оснований:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .

В ходе реакции со щелочами, амфотерные основания способны проявлять свойства кислот. В процессе сплавления со щелочами, образуется соль и вода.

Амфотерные соединения

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K 2 O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO 3 и кислотный гидроксид H 2 SO 4 (серную кислоту):

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью . Таким оксидам и гидроксидам и будет приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4 , например (Al 2 O 3 , Al (OH ) 3 , Fe 2 O 3 , Fe (OH ) 3)

И четыре исключения: металлы Zn , Be , Pb , Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства .

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3 .

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами .

• с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn (OH ) 2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H 2 ZnO 2 . И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO 2 2- двухвалентный:

2K OH (тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Полученное вещество K 2 ZnO 2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H 2 ZnO 2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H 2 ZnO 2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn (OH ) 2 , но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

2KOH (тв.) + Zn (OH ) 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al (OH ) 3 , Cr (OH ) 3 , Fe (OH ) 3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al (OH ) 3 , запишем в виде кислоты: H 3 AlO 3 , но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .

Вот с этой «кислотой» (HAlO 2) мы и работаем:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO 2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn (OH ) 2 , Pb (OH ) 2), и +4 (Sn (OH ) 4 , Pb (OH ) 4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Степень окисления
Формула гидроксида	Sn (OH ) 2	Pb (OH ) 2	Sn (OH ) 4	Pb (OH ) 4
Формула гидроксида в виде кислоты	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Соль (калиевая)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Название соли			метастаннАТ	метаблюмбАТ

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

Взаимодействия:

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnO (тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

Zn(OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного гидроксида со щелочью:

Zn (OH ) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

Zn (OH ) 2(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

ZnCO 3(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO 3(тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

	Гидроксид	Гидроксид в виде кислоты	Кислотный остаток		Название соли
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Метабериллат (бериллат)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Метацинкат (цинкат)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Метаалюминат (алюминат)
Fe 2 O 3	Fe(OH) 3	HFeO 2	FeO 2 —	KFeO 2	Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)
	Sn(OH) 2	H 2 SnO 2	SnO 2 2-	K 2 SnO 2
	Pb(OH) 2	H 2 PbO 2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn (OH ) 4	H 2 SnO 3	SnO 3 2-	K 2 SnO 3	МетастаннАТ (станнат)
PbO 2	Pb (OH ) 4	H 2 PbO 3	PbO 3 2-	K 2 PbO 3	МетаблюмбАТ (плюмбат)
Cr 2 O 3	Cr(OH) 3	HCrO 2	CrO 2 —	KCrO 2	Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

Взаимодействие амфотерных соединений с растворами ЩЕЛОЧЕЙ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами , и когда он окружен шестью гидроксид-ионами .

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH) 3 + 3OH — → Al(OH) 6 3-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно . Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al (OH ) 4 — или Al (OH ) 6 3- .

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки .

Al (OH ) 3 + KOH → K (тетрагидроксоалюминат калия)

Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K 3 (допустимо образование K ». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Амфотерное вещество		Название соли
Al 2 O 3 Al(OH) 3		Тетрагидроксоалюминат натрия	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Гексагидроксоалюминат натрия	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K 2	Тетрагидроксоцинкат натрия	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K 4	Гексагидроксоцинкат натрия	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Be(OH) 2	Li 2	Тетрагидроксобериллат лития	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Гексагидроксобериллат лития	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3		Тетрагидроксохромат натрия	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Гексагидроксохромат натрия	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3		Тетрагидроксоферрат натрия	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Гексагидроксоферрат натрия	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

Основания, амфотерные гидроксиды

Основания - это сложные вещества, состоя­щие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация осно­ваний.

Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реак­цию обмена:

Многокислотные основания могут давать сред­ние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, об­разуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) сплавление:

б) в растворах:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде соля­ми, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлага­ются при нагревании:

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как доно­рами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они об­наруживают основные свойства:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаимодействуя со щелочами - сильными ос­нованиями, они обнаруживают кислотные свой­ства:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль)

Комплексными называют соединения, в кото­рых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Общий метод получения оснований бази­руется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть полу­чены как нерастворимые, так и растворимые основания.

CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2 КОН + 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:

АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl

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

АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

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

2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3

В промышленности щелочи обычно получают электролизом вод­ных растворов хлоридов.

2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, мо­лекулы которых состоят из атомов водорода, спо­собных замещаться на атомы металла, и кислот­ных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть тверды­ми (фосфорная H 3 PO 4 ; крем­ниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4).

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводо­род HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах об­разуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяет­ся заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.

Согласно протолитической теории кислот и оснований, предло­женной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное при­нимать протоны.

кислота → основание + Н +

На основе таких представлений понятны основные свойства ам­миака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимо­действии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорно­акцепторной связи.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

кислота основание кислота основание

Более общее определение кислот и оснований предложил амери­канский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание).

Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные про­цессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, ис­пользуемые в настоящее время.

Номенклатура кислот

Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура до­вольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кисло­родсодержащие (НСlO 4 , HNO 3).

Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если сте­пень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения сте­пени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:

Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положени­ем элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.

В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодиче­ской системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют кова­лентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличи­вается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь кова­лентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположи­тельным. Если полярные молекулы оказываются в полярном рас­творителе, может происходить процесс электролитической диссо­циации.

Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных рас­творах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на по­лярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссо­циируют, как правило, легче, чем вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержа­щих кислот, образованных элементами, которые способны прояв­лять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кис­лота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлор­ная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот.

Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с цен­тральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинар­ной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.

Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кис­лота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4).

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть полу­чены при непосредственном соединении неметаллов с водородом .

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получе­ны взаимодействием кислотных оксидов с водой .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты мож­но получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4(конц) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.

Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2

Кислый вкус, действие на индикаторы, элек­трическая проводимость, взаимодействие с метал­лами, основными и амфотерными оксидами, осно­ваниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

можно разделить на два типа ре­акций:

1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных рас­творах иона гидроксония Н 3 O + ;

2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.

Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными ча­стицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кис­лотно-основные реакции.

К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металла­ми, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а ино­гда и кислыми солями.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труд­нее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.

Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O

На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводород­ных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут при­сутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д.

Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кис­лот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы использу­ются в качественном анализе для обнаружения кислот и основа­ний в растворах.

Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - си­ний), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оран­жевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный).

Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:

Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок)

Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок)

3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок)

Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окис­лительно-восстановительными свойствами.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.

2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или про­межуточной степени окисления, как, например, в сернистой кисло­те:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), прояв­ляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель.

Сu + 2H 2 SO 4(конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Следует запомнить, что:

• Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряже­ний левее водорода, при соблюдении ряда усло­вий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимо­действие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами проте­кает иначе.

Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.

• В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

• Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется раствори­мая соль:

• И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут об­разовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

• Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекра­тится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 .

Особенности свойств азотной HNO 3 и концен­трированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обуслов­лены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислите­лями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в резуль­тате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановле­ния нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, сте­пени измельченности металла и т. д.).

Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис те­ории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Часто путают понятия летучесть и устойчи­вость (стабильность). Летучими называют кисло­ты, молекулы которых легко переходят в газо­образное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. На­пример, нелетучая, нераство­римая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не име­ют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

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

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.

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, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:

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

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

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 образуется соль Na 3 :

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

Например:

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 сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 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 (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .

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.

1) В реакциях с кислотами эти соединения проявляют основные свойства, как обычные основания:

Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O; Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2) В реакциях с основаниями амфотерные гидроксиды проявляют кислотные свойства и образуют соли. В этом случае амфотерный металл входит в состав аниона кислоты. Амфотерные металлы могут образовывать разные кислотные остатки в зависимости от условий проведения реакции:

В водном растворе:

Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 ; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2 ,

При сплавлении твёрдых веществ:

Al(OH) 3 + NaOH → NaAlO 2 + 2H 2 O; Zn(OH) 2 + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Оксиды

Оксиды – это вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород, который находится в степени окисления -2. Они делятся по своим свойствам на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды – это оксиды металлов с основными свойствами. К ним относятся большинство оксидов металлов со степенью окисления +1 и +2.

Амфотерные оксиды – в зависимости от условий могут проявлять основные или кислотные свойства. К ним относятся оксиды большинства металлов со степенью окисления +3 и +4, а также некоторые оксиды металлов со степенью окисления +2, например Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , ZnO, BeO.

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов и оксиды металлов, в которых степень окисления металла +5 и выше. Эти оксиды обладают кислотными свойствами и образуют кислоты.

Свойства основных оксидов

1) Основные оксиды реагируют с водой, если образуется растворимый гидроксид:

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

2) Основные оксиды могут реагировать с кислотными оксидами:

CaO + SO 3 → CaSO 4 ; Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3 .

3) Основные оксиды реагируют с кислотами:

MgO + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O; Na 2 O + 2HNO 3 → 2NaNO 3 + H 2 O.

Свойства амфотерных оксидов

1) С кислотами они реагируют, как обычные основные оксиды:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O; ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2) В реакциях с основаниями они проявляют кислотные свойства и образуют такие же кислотные анионы, как и амфотерные гидроксиды:

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 ;

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 .

При сплавлении твёрдых веществ:

Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O; ZnO + 2NaOH →Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Свойства кислотных оксидов

1) Реагируют с водой, если получается растворимая кислота:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 .

2) Кислотные оксиды могут реагировать с основными оксидами:

SO 3 + MgO → CaSO 4 ; CO 2 + CaO → CaCO 3 .

3) Кислотные оксиды реагируют с основаниями:

SO 3 + NaOН→ Na 2 SO 4 + H 2 O; CO 2 + Ca(OН) 2 → CaCO 3 + H 2 O.

Соли

Соли – это вещества, при первичной диссоциации которых не образуются ни ионы Н + , ни ионы ОН - . Это продукты взаимодействия кислот и оснований.

Например: NaCl=Na + +Cl - ;

Ca(HCO 3) 2 =Ca 2+ +2HCO 3 - ;

AlOH(NO 3) 2 =AlOH 2+ +2NO 3 -

Средние соли состоят из анионов и катионов, которые не содержат Н + и ОН - , например: Na 2 SO 4 – сульфат натрия, CaCO 3 – карбонат кальция. Кислые соли содержат катион водорода Н + , например: NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия. Основные соли содержат анион ОН - , например (CaOH) 2 CO 3 – гидроксокарбонат кальция.

Для химических свойств всех солей характерны реакции обмена.

1) Соли могут реагировать с кислотами:

а) Сильная кислота вытесняет слабую кислоту из её соли.

Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 SiO 3 ↓.

б) Многоосновная кислота может реагировать со своей средней солью с образованием кислых солей.

Na 2 CO 3 + H 2 CO 3 → 2NaHCO 3 ; CuSO 4 + H 2 SO 4 → Cu(HSO 4) 2 .

2) Растворимые соли могут реагировать с растворимыми основаниями, если в результате реакции получится нерастворимое вещество:

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

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaOH.

3) Две растворимые соли могут реагировать друг с другом, если в результате реакции получится нерастворимое вещество:

NaCl + AgNO 3 → NaNO 3 + AgCl↓.

4) Соли могут реагировать с металлами. В этих реакциях активный металл вытесняет менее активный из его соли.