Metode za dobijanje hidroksida. Hemijska svojstva hidroksida. Interakcija amfoternih hidroksida sa bazičnim oksidima

Kiseli hidroksidi su neorganska jedinjenja hidroksilne grupe -OH i metala ili nemetala sa oksidacionim stanjem +5, +6. Drugi naziv su anorganske kiseline koje sadrže kiseonik. Njihova karakteristika je eliminacija protona tokom disocijacije.

Klasifikacija hidroksida

Hidroksidi se još nazivaju hidroksidi i hidrati. Gotovo svi ih imaju hemijski elementi, neki su široko rasprostranjeni u prirodi, na primjer, minerali hidrargilit i brucit su hidroksidi aluminija i magnezija, respektivno.

Razlikuju se sljedeće vrste hidroksida:

• osnovni;
• amfoterično;
• kiselina.

Klasifikacija se zasniva na tome da li je oksid koji formira hidroksid bazni, kiseli ili amfoterni.

Opća svojstva

Najveći interes su kiselinsko-bazna svojstva oksida i hidroksida, jer o njima ovisi mogućnost reakcija. Da li će hidroksid pokazati kisela, bazična ili amfoterna svojstva ovisi o jačini veze između kisika, vodika i elementa.

Na jačinu utječe jonski potencijal, s povećanjem u kojem slabe osnovna svojstva hidroksida, a rastu kisela svojstva hidroksida.

Viši hidroksidi

Viši hidroksidi su jedinjenja u kojima je formirajući element u najvišem oksidacionom stanju. Ovo su među svim vrstama u klasi. Primjer baze je magnezijum hidroksid. Aluminijum hidroksid je amfoteran, dok se perhlorna kiselina može klasifikovati kao kiseli hidroksid.

Promjena karakteristika ovih supstanci u zavisnosti od formirajućeg elementa može se pratiti prema periodičnom sistemu D. I. Mendeljejeva. Kisela svojstva viših hidroksida rastu s lijeva na desno, dok metalna svojstva, respektivno, slabe u tom smjeru.

Osnovni hidroksidi

U užem smislu, ovaj tip se naziva baza, jer se OH anjon odcijepi tokom svoje disocijacije. Najpoznatija od ovih jedinjenja su alkalije, na primer:

• Gašeno vapno Ca(OH) 2 koji se koristi u sobama za krečenje, štavljenje kože, pripremanje antifungalnih tečnosti, maltera i betona, omekšavanje vode, proizvodnja šećera, izbeljivača i đubriva, kaustifikacija natrijevih i kalijevih karbonata, neutralizacija kiselih rastvora, detekcija ugljen-dioksida, dezinfekcija otpornost tla, kao dodatak hrani.
• Kaustična potaša KOH koja se koristi u fotografiji, preradi nafte, prehrambenoj, papirnoj i metalurškoj proizvodnji, kao i alkalna baterija, neutralizator kiseline, katalizator, čistač plina, pH regulator, elektrolit, komponenta deterdženata, tekućine za bušenje, boje, gnojiva, organski kalijum I neorganske supstance, pesticidi, lijekovi za liječenje bradavica, sapuni, sintetička guma.
• NaOH, neophodan za industriju celuloze i papira, saponifikaciju masti u proizvodnji deterdženata, neutralizaciju kiselina, proizvodnju biodizel goriva, rastvaranje blokada, otplinjavanje toksičnih materija, preradu pamuka i vune, pranje kalupi, proizvodnja hrane, kozmetologija, fotografija.

Osnovni hidroksidi nastaju kao rezultat interakcije s vodom odgovarajućih metalnih oksida, u velikoj većini slučajeva sa oksidacijskim stanjem +1 ili +2. To uključuje alkalne, zemnoalkalne i prelazne elemente.

Osim toga, baze se mogu dobiti na sljedeće načine:

• interakcija alkalija sa soli nisko aktivnog metala;
• reakcija između alkalnog ili zemnoalkalnog elementa i vode;
• elektroliza vodenog rastvora soli.

Kiseli i bazični hidroksidi međusobno djeluju kako bi formirali sol i vodu. Ova reakcija se naziva neutralizacija i od velike je važnosti za titrimetrijsku analizu. Osim toga, koristi se u svakodnevnom životu. Kada se prolije kiselina, opasan reagens se može neutralizirati sodom, a ocat se koristi za lužinu.

Osim toga, bazični hidroksidi pomjeraju ionsku ravnotežu tokom disocijacije u rastvoru, što se manifestuje promjenom boja indikatora, te ulaze u reakcije izmjene.

Kada se zagriju, nerastvorljiva jedinjenja se razlažu na oksid i vodu, a lužine se tope. a kiseli oksid formiraju sol.

Amfoterni hidroksidi

Neki elementi, u zavisnosti od uslova, pokazuju ili bazična ili kisela svojstva. Hidroksidi na njihovoj osnovi nazivaju se amfoternim. Lako ih je prepoznati po metalu uključenom u sastav, koji ima oksidacijsko stanje +3, +4. Na primjer, bijela želatinozna supstanca - aluminij hidroksid Al (OH) 3, koja se koristi u prečišćavanju vode zbog svog visokog adsorbirajućeg kapaciteta, u proizvodnji vakcina kao supstanca koja pojačava imunološki odgovor, u medicini za liječenje bolesti zavisnih od kiseline. bolesti gastrointestinalnog trakta. Također je često uključen u plastiku koja usporava plamen i djeluje kao nosač za katalizatore.

Ali postoje izuzeci kada je vrijednost oksidacijskog stanja elementa +2. Ovo je tipično za berilijum, kalaj, olovo i cink. Hidroksid posljednjeg metala Zn(OH) 2 ima široku primjenu u kemijskoj industriji, prvenstveno za sintezu različitih spojeva.

Amfoterni hidroksid se može dobiti reakcijom rastvora soli prelaznog metala sa razblaženom alkalijom.

Amfoterni hidroksid i kiseli oksid, alkalija ili kiselina tvore sol prilikom interakcije. Zagrijavanjem hidroksida dolazi do njegovog razlaganja na vodu i metahidroksid, koji se daljnjim zagrijavanjem pretvara u oksid.

Amfoterni i kiseli hidroksidi se ponašaju slično u alkalnom mediju. U interakciji s kiselinama, amfoterni hidroksidi djeluju kao baze.

Kiseli hidroksidi

Ovaj tip karakterizira prisustvo u sastavu elementa u oksidacijskom stanju od +4 do +7. U rastvoru, oni su u stanju da doniraju vodikov kation ili prihvate elektronski par i formiraju se kovalentna veza. Najčešće imaju agregatno stanje tečnosti, ali među njima ima i čvrstih materija.

Formira hidroksidni kiseli oksid sposoban za stvaranje soli i koji sadrži nemetal ili prijelazni metal. Oksid nastaje kao rezultat oksidacije nemetala, razgradnje kiseline ili soli.

Kiseli se manifestuju u njihovoj sposobnosti da boje indikatore, otapaju aktivne metale uz oslobađanje vodonika i reaguju sa bazama i bazičnim oksidima. Njihov karakteristična karakteristika učestvuje u redoks reakcijama. Tokom hemijskog procesa, oni za sebe vezuju negativno nabijene elementarne čestice. Sposobnost da djeluje kao akceptor elektrona slabi nakon razrjeđivanja i pretvaranja u soli.

Tako je moguće razlikovati ne samo kiselinsko-bazna svojstva hidroksida, već i oksidirajuća.

Azotna kiselina

HNO 3 se smatra jakom jednobaznom kiselinom. Veoma je otrovan, ostavlja čireve na koži sa žutim mrljama na integumentu, a njegove pare trenutno nadražuju respiratornu sluznicu. Zastarjeli naziv je jaka votka. Spada u kisele hidrokside, u vodenim otopinama potpuno se disocira na ione. Spolja izgleda kao bezbojna tečnost koja dimi u vazduhu. Vodena otopina se smatra koncentriranom, koja uključuje 60 - 70% tvari, a ako sadržaj prelazi 95%, naziva se dimeća dušična kiselina.

Što je veća koncentracija, to je tekućina tamnija. Može imati čak i smeđu boju zbog raspadanja na oksid, kiseonik i vodu na svetlu ili uz blago zagrevanje, pa ga treba čuvati u tamnoj staklenoj posudi na hladnom mestu.

Hemijska svojstva kiseli hidroksidi su takvi da se mogu destilovati bez raspadanja samo pod sniženim pritiskom. S njim reagiraju svi metali osim zlata, nekih predstavnika platinske grupe i tantala, ali konačni proizvod ovisi o koncentraciji kiseline.

Na primjer, 60% supstanca, kada je u interakciji sa cinkom, daje dušikov dioksid kao preovlađujući nusproizvod, 30% - monoksid, 20% - dizot oksid (gas za smijeh). Još niže koncentracije od 10% i 3% daju jednostavnu tvar dušik u obliku plina i amonijum nitrata, respektivno. Tako se iz kiseline mogu dobiti različita nitro jedinjenja. Kao što se može vidjeti iz primjera, što je niža koncentracija, to je dublja redukcija dušika. Takođe utiče na aktivnost metala.

Supstanca može otopiti zlato ili platinu samo u sastavu aqua regia - mješavine tri dijela klorovodične i jedne dušične kiseline. Staklo i politetrafluoroetilen su otporni na njega.

Osim metala, tvar reagira s bazičnim i amfoternim oksidima, bazama i slabim kiselinama. U svim slučajevima rezultat su soli, sa nemetalima - kiseline. Ne odvijaju se sve reakcije bezbedno, na primer, amini i terpentin se spontano zapale kada su u kontaktu sa hidroksidom u koncentrisanom stanju.

Soli se nazivaju nitrati. Kada se zagriju, oni se raspadaju ili pokazuju oksidirajuća svojstva. U praksi se koriste kao gnojiva. Praktično se ne pojavljuju u prirodi zbog svoje visoke topljivosti, stoga se sve soli osim kalija i natrija dobivaju umjetno.

Sama kiselina se dobiva iz sintetiziranog amonijaka i po potrebi se koncentrira na nekoliko načina:

• pomeranje ravnoteže povećanjem pritiska;
• zagrijavanje u prisustvu sumporne kiseline;
• destilacija.

Zatim se koristi u proizvodnji. mineralna đubriva, boje i lijekovi, vojna industrija, štafelajna grafika, nakit, organska sinteza. Povremeno se u fotografiji koristi razrijeđena kiselina za zakiseljavanje otopina za nijansiranje.

Sumporna kiselina

H 2 SO 4 je jaka dvobazna kiselina. Izgleda kao bezbojna teška uljasta tečnost, bez mirisa. Zastarjeli naziv je vitriol (vodeni rastvor) ili ulje vitriola (mješavina sa sumpor-dioksidom). Ovaj naziv je dobio zbog činjenice da početkom XIX Vekovima se sumpor proizvodi u biljkama vitriola. Odajući počast tradiciji, sulfatni hidrati se i danas nazivaju vitriol.

Proizvodnja kiseline je uspostavljena u industrijskom obimu i iznosi oko 200 miliona tona godišnje. Dobiva se oksidacijom sumpordioksida kisikom ili dušikovim dioksidom u prisustvu vode, ili reakcijom sumporovodika sa bakarnim, srebrnim, olovnim ili živinim sulfatom. Dobivena koncentrirana tvar je jako oksidacijsko sredstvo: istiskuje halogene iz odgovarajućih kiselina, pretvara ugljik i sumpor u kisele okside. Hidroksid se zatim redukuje u sumpor-dioksid, sumporovodik ili sumpor. Razrijeđena kiselina obično ne pokazuje oksidirajuća svojstva i stvara srednje i kisele soli ili estre.

Supstanca se može otkriti i identificirati reakcijom s rastvorljivim solima barija, zbog čega se taloži bijeli precipitat sulfata.

U budućnosti, kiselina se koristi u preradi ruda, proizvodnji mineralnih đubriva, hemijskih vlakana, boja, dima i eksploziva, raznim industrijama, organskoj sintezi, kao elektrolit, za dobijanje mineralnih soli.

Ali upotreba je povezana s određenim opasnostima. Korozivna supstanca izaziva hemijske opekotine u kontaktu sa kožom ili sluzokožom. Kada se udahne, prvo se pojavi kašalj, a zatim - inflamatorne bolesti larinksa, dušnika, bronhija. Prekoračenje maksimalno dozvoljene koncentracije od 1 mg po kubni metar smrtonosna.

Pare sumporne kiseline možete sresti ne samo u specijalizovanim industrijama, već iu atmosferi grada. To se dešava kada hemijska i metalurška postrojenja emituju okside sumpora, koji potom padaju kao kisele kiše.

Sve ove opasnosti dovele su do toga da je cirkulacija sa više od 45% masene koncentracije u Rusiji ograničena.

sumporna kiselina

H 2 SO 3 je slabija kiselina od sumporne kiseline. Njegova formula se razlikuje samo po jednom atomu kisika, ali to ga čini nestabilnim. Nije izoliran u slobodnom stanju, postoji samo u razrijeđenim vodenim otopinama. Mogu se prepoznati po specifičnom oštrom mirisu, koji podsjeća na spaljenu šibicu. I potvrditi prisustvo sulfitnog jona - reakcijom s kalijevim permanganatom, zbog čega crveno-ljubičasta otopina postaje bezbojna.

Tvar pod različitim uvjetima može djelovati kao redukcijsko i oksidacijsko sredstvo, formirati kisele i srednje soli. Koristi se za konzerviranje hrane, dobijanje celuloze iz drveta, kao i za delikatno beljenje vune, svile i drugih materijala.

Ortofosforna kiselina

H 3 RO 4 je kiselina srednje jačine, koja izgleda kao bezbojni kristali. Ortofosforna kiselina se naziva i 85% rastvor ovih kristala u vodi. Izgleda kao sirupasta tečnost bez mirisa koja je sklona hipotermiji. Zagrijavanje iznad 210 stepeni Celzijusa dovodi do njegove transformacije u pirofosfornu kiselinu.

Ortofosforna kiselina je visoko rastvorljiva u vodi, neutralisana alkalijama i amonijak hidratom, reaguje sa metalima i formira polimerna jedinjenja.

Možete dobiti supstancu Različiti putevi:

• rastvaranje crvenog fosfora u vodi pod pritiskom, na temperaturi od 700-900 stepeni, koristeći platinu, bakar, titan ili cirkonijum;
• ključanje crvenog fosfora u koncentrovanoj dušičnoj kiselini;
• dodavanje vruće koncentrirane dušične kiseline fosfinu;
• oksidacija kiseonika fosfina na 150 stepeni;
• izlaganje tetrafosfor dekaozidu sa temperaturom od 0 stepeni, zatim njegovo postepeno povećanje na 20 stepeni i glatki prelazak na ključanje (voda je potrebna u svim fazama);
• otapanjem pentaklorida ili fosfor oksid trihlorida u vodi.

Primjena dobivenog proizvoda je široka. Uz njegovu pomoć smanjuje se površinska napetost i uklanjaju se oksidi s površina koje se pripremaju za lemljenje, metali se čiste od hrđe i stvara se zaštitni film na njihovoj površini koji sprječava daljnju koroziju. Osim toga, fosforna kiselina se koristi u industrijskim zamrzivačima i za istraživanja molekularna biologija.

Takođe, jedinjenje je deo vazduhoplovnih hidrauličnih tečnosti, aditiva za hranu i regulatora kiselosti. Koristi se u uzgoju krzna za prevenciju urolitijaze kura i u stomatologiji za manipulacije prije punjenja.

pirofosforna kiselina

H 4 P 2 O 7 je kiselina koja se karakteriše kao jaka u prvom koraku i slaba u ostatku. Topi se bez raspadanja, jer ovaj proces zahtijeva zagrijavanje u vakuumu ili prisustvo jakih kiselina. Neutralizira se alkalijama i reagira s vodikovim peroksidom. Nabavite ga na jedan od sljedećih načina:

• raspadanje tetrafosfor dekaoksida u vodi na nultoj temperaturi, a zatim zagrijavanje na 20 stupnjeva;
• zagrijavanje ortofosforne kiseline do 150 stupnjeva;
• interakcija koncentrovane fosforne kiseline sa tetrafosfor dekaoksidom na 80-100 stepeni.

Proizvod se uglavnom koristi za proizvodnju đubriva.

Pored ovih, postoje i mnogi drugi predstavnici kiselih hidroksida. Svaki od njih ima svoje karakteristike i karakteristike, ali općenito, kisela svojstva oksida i hidroksida leže u njihovoj sposobnosti da odvajaju vodonik, razlažu, komuniciraju s alkalijama, solima i metalima.

Kalijum, natrijum ili litijum mogu stupiti u interakciju sa vodom. U ovom slučaju, spojevi vezani za hidrokside nalaze se u produktima reakcije. Svojstva ovih supstanci, karakteristike toka hemijskih procesa u koje su uključene baze, su posledica prisustva hidroksilne grupe u njihovim molekulima. Dakle, u reakcijama elektrolitičke disocijacije, baze se cijepaju na metalne ione i OH - anione. Kako baze djeluju s oksidima, kiselinama i solima nemetala, razmotrit ćemo u našem članku.

Nomenklatura i struktura molekula

Da biste ispravno imenovali bazu, trebate dodati riječ hidroksid imenu metalnog elementa. Hajde da donesemo konkretnim primjerima. Aluminijska baza pripada amfoternim hidroksidima, čija ćemo svojstva razmotriti u članku. Obavezno prisustvo u baznim molekulima hidroksilne grupe povezane sa metalnim kationom jonski tip veze se mogu odrediti pomoću indikatora kao što je fenolftalein. U vodenom mediju, višak OH - jona određuje se promjenom boje otopine indikatora: bezbojni fenolftalein postaje grimiz. Ako metal pokazuje više valencija, može formirati više baza. Na primjer, željezo ima dvije baze, u kojima je jednako 2 ili 3. Prvo jedinjenje karakteriziraju znaci drugog - amfoterno. Stoga se svojstva viših hidroksida razlikuju od spojeva u kojima metal ima niži stupanj valencije.

Fizička karakteristika

Baze su čvrste materije koje su otporne na toplotu. U odnosu na vodu dijele se na rastvorljive (alkalne) i nerastvorljive. Prvu grupu čine hemijski aktivni metali - elementi prve i druge grupe. Supstance nerastvorljive u vodi sastoje se od atoma drugih metala, čija je aktivnost inferiorna u odnosu na natrij, kalij ili kalcij. Primjeri takvih spojeva su baze željeza ili bakra. Svojstva hidroksida ovisit će o tome kojoj grupi tvari pripadaju. Dakle, alkalije su termički stabilne i ne raspadaju se pri zagrevanju, dok baze nerastvorljive u vodi pod dejstvom visoke temperature razgrađuju se u oksid i vodu. Na primjer, bakrena baza se raspada na sljedeći način:

Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2 O

Hemijska svojstva hidroksida

Interakcija između dvije najvažnije grupe spojeva - kiselina i baza - se u hemiji naziva reakcijom neutralizacije. Ovaj naziv se može objasniti činjenicom da kemijski agresivni hidroksidi i kiseline tvore neutralne proizvode - soli i vodu. Budući da je, u stvari, proces izmjene između dvije složene supstance, neutralizacija je karakteristična i za alkalije i za baze nerastvorljive u vodi. Evo jednadžbe za reakciju neutralizacije između kaustične potaše i klorovodične kiseline:

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O

Važno svojstvo baza alkalnih metala je njihova sposobnost da reaguju sa kiselim oksidima, što dovodi do soli i vode. Na primjer, propuštanjem ugljičnog dioksida kroz natrijev hidroksid, možete dobiti njegov karbonat i vodu:

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

Reakcije ionske izmjene uključuju interakciju između alkalija i soli, što dovodi do stvaranja nerastvorljivih hidroksida ili soli. Dakle, ulivanjem otopine kap po kap u otopinu bakar sulfata, možete dobiti plavi želeast talog. To je bakarna baza, nerastvorljiva u vodi:

CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

Hemijska svojstva hidroksida, nerastvorljivih u vodi, razlikuju se od alkalija po tome što pri laganom zagrijavanju gube vodu - dehidriraju, pretvarajući se u oblik odgovarajućeg bazičnog oksida.

Baze koje pokazuju dvostruka svojstva

Ako element ili može reagirati i sa kiselinama i sa alkalijama, naziva se amfoternim. To uključuje, na primjer, cink, aluminij i njihove baze. Svojstva amfoternih hidroksida omogućavaju zapisivanje njihovih molekulskih formula kako u izolaciji hidroksi grupe tako iu obliku kiselina. Predstavimo nekoliko jednadžbi za reakcije aluminijumske baze sa hlorovodoničnom kiselinom i natrijum hidroksidom. Oni ilustruju posebna svojstva hidroksidi koji se odnose na amfoterna jedinjenja. Druga reakcija se odvija raspadom alkalija:

2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

Proizvodi procesa bit će voda i soli: aluminij hlorid i natrijum aluminat. Sve amfoterne baze su nerastvorljive u vodi. Dobivaju se kao rezultat interakcije odgovarajućih soli i alkalija.

Načini dobijanja i primjene

U industriji koja zahteva velike količine alkalija, dobijaju se elektrolizom soli koje sadrže katione aktivnih metala prve i druge grupe periodnog sistema. Sirovi materijal za ekstrakciju, na primjer, kaustični natrij, je otopina obične soli. Jednačina reakcije će biti:

2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2

Baze niskoaktivnih metala u laboratoriji se dobijaju interakcijom alkalija sa njihovim solima. Reakcija pripada tipu jonske izmjene i završava se taloženjem baze. Jednostavan način za dobivanje alkalija je reakcija supstitucije između aktivnog metala i vode. Prati ga zagrijavanje reagirajuće smjese i pripada egzotermnom tipu.

Svojstva hidroksida koriste se u industriji. Alkalije ovdje igraju posebnu ulogu. Koriste se kao sredstva za čišćenje kerozina i benzina, za proizvodnju sapuna, obradu prirodne kože, kao i u tehnologijama za proizvodnju rajona i papira.

Fizička svojstva

Opšta formula hidroksida alkalnih metala je MON.

Svi hidroksidi alkalnih metala su bezbojne higroskopne supstance, lako se razvodne na vazduhu, veoma dobro rastvorljivi u vodi i etanolu, sa prelaskom iz LiOH u CsOH, rastvorljivost se povećava.

Neki fizička svojstva hidroksidi alkalnih metala prikazani su u tabeli.

Hemijska svojstva

Hidroksidi svih alkalnih metala se tope bez raspadanja, litijum hidroksid se raspada kada se zagrije na temperaturu od 600 ° C:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O.

Svi hidroksidi pokazuju svojstva jakih baza. U vodi se gotovo potpuno disociraju:

NaOH \u003d Na + + OH -.

Reaguje sa oksidima nemetala:

KOH + CO 2 \u003d KHCO 3;

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O;

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

Interagirajte s kiselinama, ulazite u reakciju neutralizacije:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O;

KOH + HNO 3 \u003d KNO 3 + H 2 O.

Ulazi u reakcije razmjene sa solima:

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

Reaguje sa halogenima:

2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (na hladnom);

6KOH + 3Cl 2 \u003d KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (kada se zagrije).

U rastopljenom stanju, oni stupaju u interakciju s amfoternim metalima i njihovim oksidima:

2KOH + Zn \u003d K 2 ZnO 2 + H 2;

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

Vodene otopine hidroksida, u interakciji s amfoternim metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, formiraju hidroksi komplekse:

2NaOH + Be + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2;

2NaOH + BeO + H 2 O \u003d Na 2;

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

Vodene otopine i taline hidroksida reagiraju s borom i silicijumom, njihovim oksidima i kiselinama:

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

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

Potvrda

Litijum, natrijum i kalijum hidroksidi se dobijaju elektrolizom koncentrisanih rastvora njihovih hlorida, dok se na katodi oslobađa vodonik, a na anodi nastaje hlor:

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

Rubidij i cezijum hidroksidi se dobijaju iz njihovih soli primenom reakcija razmene:

Rb 2 SO 4 + Ba (OH) 2 \u003d 2RbOH + BaSO 4.

ZEMNOALKALNI METALI

Svojstva zemnoalkalnih metala

atomski broj	Ime	Atomska masa	Elektronska konfiguracija	r g/cm 3	t°pl. °C	t°kipanje °C	EO	Atomski radijus, nm	Oksidacijsko stanje
	Beryllium Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Magnezijum Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	Calcium Ca	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Strontium Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Barium Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Radijum Ra		7s 2	~6	~700		0,9	–	+2

Fizička svojstva

Zemnoalkalni metali (u poređenju sa alkalnim metalima) imaju veći t°pl. i t° ključanja, jonizacioni potencijali, gustine i tvrdoća.

Hemijska svojstva

1. Vrlo reaktivan.

2. Imati pozitivnu valenciju od +2.

3. Reaguje sa vodom na sobnoj temperaturi(osim Be) sa evolucijom vodonika.

4. Imaju visok afinitet prema kiseoniku (redukcioni agensi).

5. Sa vodonikom formiraju hidride slične soli EH 2.

6. Oksidi imaju opštu formulu EO. Sklonost ka stvaranju peroksida je manje izražena nego kod alkalnih metala.

Biti u prirodi

3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 - beril

MgCO 3 - magnezit

CaCO 3 MgCO 3 - dolomit

KCl MgSO 4 3H 2 O - kainit

KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalit

CaCO 3 - kalcit (krečnjak, mermer, itd.)

Ca 3 (PO 4) 2 - apatit, fosforit

CaSO 4 2H 2 O - gips

CaSO 4 - anhidrit

CaF 2 - fluorit (fluorit)

SrSO 4 - celestin

SrCO 3 - stroncijanit

BaSO 4 - barit

BaCO 3 - viterit

Potvrda

Berilijum se dobija redukcijom fluorida:

BeF 2 + Mg - t ° ® Be + MgF 2

Barijum se dobija redukcijom oksida:

3BaO + 2Al - t ° ® 3Ba + Al 2 O 3

Preostali metali se dobijaju elektrolizom taline hlorida:

CaCl 2 ® Ca + Cl 2

katoda: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0

anoda: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2

Metali glavne podgrupe II grupe su jaki redukcioni agensi; u jedinjenjima, oni pokazuju samo +2 oksidacijsko stanje. Aktivnost metala i njihova redukciona sposobnost raste u nizu: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1. Reakcija s vodom.

U normalnim uslovima, površina Be i Mg je prekrivena inertnim oksidnim filmom, tako da su otporni na vodu. Nasuprot tome, Ca, Sr i Ba se otapaju u vodi i formiraju hidrokside, koji su jake baze:

Mg + 2H 2 O - t ° ® Mg (OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2

2. Reakcija sa kiseonikom.

Svi metali formiraju okside RO, barijum peroksid - BaO 2:

2Mg + O 2 ® 2MgO

Ba + O 2 ® BaO 2

3. Binarna jedinjenja nastaju sa drugim nemetalima:

Be + Cl 2 ® BeCl 2 (halogenidi)

Ba + S ® BaS (sulfidi)

3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (nitridi)

Ca + H 2 ® CaH 2 (hidridi)

Ca + 2C ® CaC 2 (karbidi)

3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (fosfidi)

Berilijum i magnezijum reaguju relativno sporo sa nemetalima.

4. Svi metali se rastvaraju u kiselinama:

Ca + 2HCl ® CaCl 2 + H 2

Mg + H 2 SO 4 (razb.) ® MgSO 4 + H 2

Berilijum se takođe otapa u vodenim rastvorima alkalija:

Be + 2NaOH + 2H 2 O ® Na 2 + H 2

5. Kvalitativna reakcija na katjone zemnoalkalnih metala - bojenje plamena u sljedeće boje:

Ca 2+ - tamno narandžasta

Sr 2+ - tamnocrvena

Ba 2+ - svijetlo zelena

Ba 2+ katjon se obično otvara reakcijom izmjene sa sumpornom kiselinom ili njenim solima:

Barijum sulfat je bijeli talog, nerastvorljiv u mineralnim kiselinama.

Oksidi zemnoalkalnih metala

Potvrda

1) Oksidacija metala (osim Ba, koji stvara peroksid)

2) Termička razgradnja nitrata ili karbonata

CaCO 3 - t ° ® CaO + CO 2

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

Hemijska svojstva

Tipični bazični oksidi. Reaguje sa vodom (osim BeO), kiselim oksidima i kiselinama

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 - amfoterni oksid, rastvorljiv u alkalijama:

BeO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2

Hidroksidi zemnoalkalnih metala R(OH) 2

Potvrda

Reakcije zemnoalkalnih metala ili njihovih oksida s vodom:

Ba + 2H 2 O ® Ba (OH) 2 + H 2

CaO (živo vapno) + H 2 O ® Ca (OH) 2 (gašeno vapno)

Hemijska svojstva

Hidroksidi R (OH) 2 - bijele kristalne tvari, topljive u vodi lošije od hidroksida alkalnih metala (rastvorljivost hidroksida opada sa smanjenjem serijskog broja; Be (OH) 2 - nerastvorljiv u vodi, rastvorljiv u alkalijama). Bazičnost R(OH) 2 raste sa povećanjem atomskog broja:

Be (OH) 2 - amfoterni hidroksid

Mg(OH) 2 - slaba baza

preostali hidroksidi su jake baze (alkalije).

1) Reakcije sa kiselim oksidima:

Ca(OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 ¯ + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 ¯ + H 2 O

2) Reakcije sa kiselinama:

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) Reakcije razmjene sa solima:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯+ 2KOH

4) Reakcija berilijum hidroksida sa alkalijama:

Be(OH) 2 + 2NaOH ® Na 2

Tvrdoća vode

Prirodna voda koja sadrži ione Ca 2+ i Mg 2+ naziva se tvrda. Tvrda voda kada se prokuva stvara kamenac, ne ključa meka prehrambeni proizvodi; deterdženti ne davati penu.

Karbonatna (privremena) tvrdoća je zbog prisustva kalcijum i magnezijum bikarbonata u vodi, nekarbonatna (trajna) tvrdoća - hlorida i sulfata.

Ukupna tvrdoća vode se smatra zbirom karbonata i nekarbonata.

Tvrdoća vode se uklanja precipitacijom Ca 2+ i Mg 2+ jona iz rastvora.

Hidrati oksida zajednički se nazivaju hidroksidi. . Baze (bazni hidroksidi) se nazivaju hidrati bazičnih oksida.Opća formula je Ja( Oh) n. Broj hidroksilnih grupa (OH) u molekulu određuje njegovu kiselost.

Većina baza je nerastvorljiva samo u vodi Hidroksidi alkalne i alkalna zemljametali (tzv alkalije), kao i amonijum . U vodenim rastvorima, baze se disociraju u hidroksilnu grupu metalnog katjona, a amfoterni hidroksidi disocirajui kao kiselina i kao baza . Polikiselinske baze se disociraju u koracima:

Ja x + +xOH - ⇌ ja(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x - (disocijacija amfoternog hidroksida (opća shema))

*Ovo je zanimljivo

Sada postoje 3 glavne teorije kiselina i baza:

1. Protolitska teorija Brønsted-Lowryja .U njemu kiselina-molekul ili jon koji može biti donor u datoj reakciji protona , odnosno baze su molekuli ili ioni koji vezuju protone. I kiseline i baze nazivaju se protoliti.

2. Lewisova teorija kiselina i baza . U njemu je kiselina svaka čestica sposobna da prihvati par elektrona, a baza je čestica sposobna da donira ovaj par. Lewisova teorija je vrlo slična teoriji Bronsted - Lowry, ali se razlikuje od njega po tome što pokriva širi spektar spojeva.

3. Usanovicheva teorija. U njemu je kiselina čestica koja može odvojiti katione, uključujući proton, ili dodati anione, uključujući elektron. Baza je čestica koja može prihvatiti proton i druge katione ili donirati elektron i druge anjone. .

nomenklatura:

Neorganska jedinjenja koja sadrže -OH grupe nazivaju se hidroksidi. NaOH - natrijum hidroksid, Fe(OH) 2 - gvožđe(II) hidroksid, Ba(OH )2-barijum hidroksid. (u zagradama je naznačena valencija elementa (ako je varijabla))

Za jedinjenja koja sadrže kiseonik koriste se nazivi hidroksida, sa prefiksom "meta": AlO (OH) - aluminijum metahidroksid, Mn O(OH) - mangan metahidroksid

Za okside hidratizirane neograničenim brojem molekula vode, Me 2 O n n H 2 O, nezakonito je pisati formule poput Me(OH)n . Takođe se ne preporučuje nazivanje takvih spojeva hidroksidima. Primjeri imena: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - talijum(III) oksid polihidrat, MnO 2∙nH2 O - mangan(IV) oksid polihidrat

Tu su i hidrati -NH 3 ∙H 2 O (hidrat amonijak) \u003d NH 4 OH (amonijum hidroksid).

Baze daju soli pri interakciji sa kiselinama (reakcija neutralizacije), pri interakciji sa kiselim oksidom, amfoternim hidroksidom, amfoternim metalom, amfoternim oksidom, nemetalom.

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O(reakcija neutralizacije)

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O(reakcija sa mešanim anhidridom)

Cl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O(reakcija se odvija bez zagrijavanja)

Cl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O(reakcija se nastavlja zagrijavanjem)

3S+6NaOH→2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

2Al+2NaOH+6H 2 O→2Na+3H 2

Al 2 O 3 + 6NaOH → 2Na 3 AlO 3 +3H 2 O

NaOH+Al(OH) 3 →Na

Metode za dobijanje baza:

1. Interakcija alkalnih i zemnoalkalnih metala, te amonijaka sa vodom. Metali (samo alkalni ili zemnoalkalni) u interakciji sa vodom formiraju alkalije i oslobađaju vodonik. Amonijak u interakciji s vodom formira nestabilno jedinjenje NH 4OH:

2Na+2H 2 O→2NaOH+H 2

Ba+2H 2 O→ Ba ( Oh ) 2 +H 2

NH 3 +H 2 O↔NH 4 Oh

2. Direktno vezivanje bazičnim oksidima za vodu. Većina osnovnih oksida ne dodaje direktno vodu, već samo oksidi alkalnih metala (alkalni metali) i zemnoalkalni metali (zemnoalkalni metali), vezujući vodu, formiraju baze:

Li 2 O+H 2 O→2LiOH

BaO+H 2 O→ Ba ( Oh ) 2

3. Interakcija soli . Ovo je jedan od najčešćih načina dobivanja soli i baza. Budući da se radi o reakciji ionske izmjene, oba reaktanta moraju biti rastvorljiva, a jedan od proizvoda ne smije:

NaOH+FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓

N / A 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓

4. Elektroliza rastvora solialkalna I zemnoalkalni metali .U elektrolizi rastvorapodaci o soli metali nikadse ne oslobađaju na katodi (umjesto toga, vodonik se oslobađa iz vode: i 2H 2 O-2e - \u003d H 2 ↓ + 2OH - ), a halogen se reducira na anodi (svi osim F - ), ili u slučaju kiseline koja sadrži kisik dolazi do sljedeće reakcije:

2H 2 O-4e - =4H + +O 2 , halogeni se redukuju prema shemi: 2X - -2e - =X 2 (gdje je X halogen)

2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2

U vodenom rastvoru se akumulira lužina, koja se zatim može izolovati isparavanjem rastvora.

ovo je zanimljivo:

Peroksidi i superoksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom i formiraju odgovarajući hidroksid i vodikov peroksid.

N / A 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

4NaO 2 + 2 H 2 O →4 N / A Oh + 3O 2

Teorija Bronsted-Lowryja omogućava kvantifikaciju jačine baza, odnosno njihove sposobnosti da odvoje proton od kiselina. To se obično radi pomoću konstante bazičnosti K b . Na primjer, za amonijak kao Bronstedovu bazu, može se napisati:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + +OH -

Za praktičniji prikaz osnovnih konstanti koristi se negativni logaritam: pK b = -log K b . Također je logično da čvrstoća baza raste u nizu metalnih naprezanja s desna na lijevo.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (metoda za dobijanje alkena, u ovom slučaju etilena (etena)) korišćen je alkoholni rastvor natrijum hidroksida.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 5 Oh (metoda za dobijanje alkohola, u ovom slučaju etanola), korišćen je vodeni rastvor natrijum hidroksida.

2 NaOH + C 2 H 5 Cl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (metoda za dobijanje alkina, u ovom slučaju acetilena (etina)) korišćen je alkoholni rastvor natrijum hidroksida.

C 6 H 5 Oh (fenol)+ NaOH → C 6 H 5 Na + H 2 O

Produkt supstitucije jednog od vodonika amonijaka za hidroksilnu grupu je hidroksilamin ( NH 2 Oh). Nastaje pri elektrolizi dušične kiseline (sa živinom ili olovnom katodom), kao rezultat njene redukcije atomskim vodonikom, koji nastaje paralelnom elektrolizom vode:

HNO 3 +6 H → NH 2 Oh +2 H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

amfoterni hidroksidi.

Ova jedinjenja daju soli i kada su u interakciji sa kiselinama (srednje soli) i kada su u interakciji sa bazama (složena jedinjenja). Svi amfoterni hidroksidi su slabo rastvorljivi. Njihova disocijacija se može posmatrati i u smislu baznog i kiselog tipa, ali pošto se ova 2 procesa odvijaju istovremeno, proces se može zapisati na sledeći način (Me-metal):

Ja x+ +xOH - ⇌ ja(OH) x ≡H x MeO x ⇌ xH + +MeO x x-

Budući da su amfoterni hidroksidi hidrati amfoternih oksida, njihovi najistaknutiji predstavnici su hidrati sljedećih oksida: ZnO, Al 2 O 3, BeO, SnO, PbO, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2, TiO 2.

Primjeri reakcija:

NaOH+Al(OH) 3 ↓→Na- natrijum hidroksoaluminat

Al(OH) 3 ↓+3HCl→AlCl 3 +3H 2 O

Ali, znajući da se i amfoterni hidroksidi disociraju prema tipu kiseline, njihova interakcija sa alkalijama može se zapisati pomoću druge jednadžbe:

Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (u rješenju)

H 2 ZnO 2 ↓+2NaOH→Na 2 ZnO 2 +H 2 O(u topljenju)

1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O(ovde je nastao natrijum ortoaluminat (reakcija se odvijala u rastvoru), ali ako se reakcija dogodi tokom fuzije, formiraće se natrijum metaaluminat)

2) HAlO 2 +NaOH→NaAlO 2 +H 2 O(nastao je natrijev metaaluminat, što znači da su ortoaluminij i metalumininske kiseline ušle u reakcije 1 i 2)

Amfoterni hidroksidi se obično dobijaju interakcijom njihovih soli sa alkalijama, čija se količina tačno izračunava prema jednadžbi reakcije:

3NaOH+ Cr(NO 3 ) 3 →3NaNO 3 +Cr(OH) 3 ↓

2NaOH+ Pb(CH 3 COO) 2 →2CH 3 COONa+Pb(OH) 2 ↓

Urednik: Kharlamova Galina Nikolaevna

baze (hidroksidi) – složene supstance, čiji molekuli u svom sastavu imaju jednu ili više OH hidroksilnih grupa. Najčešće se baze sastoje od atoma metala i OH grupe. Na primjer, NaOH je natrijum hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijum hidroksid, itd.

Postoji baza - amonijum hidroksid, u kojoj je hidroksi grupa vezana ne za metal, već za NH 4 + ion (amonijum kation). Amonijum hidroksid nastaje otapanjem amonijaka u vodi (reakcije dodavanja vode u amonijak):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonijum hidroksid).

Valencija hidroksilne grupe je 1. Broj hidroksilnih grupa u osnovnoj molekuli zavisi od valencije metala i jednak joj je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3, itd.

Svi tereni -čvrste materije koje imaju različite boje. Neke baze su visoko rastvorljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina ih se ne otapa u vodi.

Baze rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. Alkalne otopine su "sapunaste", klizave na dodir i prilično jetke. Alkalije uključuju hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, itd.). Ostali su nerastvorljivi.

Nerastvorljive baze- to su amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze, a ponašaju se kao kiseline s alkalijama.

Različite baze se razlikuju po sposobnosti odvajanja hidroksi grupa, pa se prema osobinama dijele na jake i slabe baze.

Jake baze lako doniraju svoje hidroksilne grupe u vodenim rastvorima, ali slabe baze ne.

Hemijska svojstva baza

Hemijska svojstva baza karakteriziraju njihove veze s kiselinama, anhidridima kiselina i solima.

1. Djelujte prema indikatorima. Indikatori mijenjaju svoju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalije. U neutralnim otopinama - imaju jednu boju, u kiselim otopinama - drugu. U interakciji s bazama, one mijenjaju svoju boju: indikator metil narandže se pretvara u žuta, lakmusov indikator - in Plava boja, a fenolftalein postaje fuksija.

2. Reaguje sa kiselim oksidima stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguje sa kiselinama, formiranje soli i vode. Reakcija interakcije baze s kiselinom naziva se reakcija neutralizacije, jer nakon njenog završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reaguje sa solima formiranje nove soli i baze:

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

5. Može se razgraditi na vodu i bazični oksid kada se zagrijava:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

Imate bilo kakvih pitanja? Želite saznati više o fondacijama?
Da dobijete pomoć tutora - registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.