Metody otrzymywania wodorotlenków. Właściwości chemiczne wodorotlenków. Oddziaływanie wodorotlenków amfoterycznych z tlenkami zasadowymi

Wodorotlenki kwasowe są związkami nieorganicznymi grupy hydroksylowej -OH oraz metalu lub niemetalu o stopniu utlenienia +5, +6. Inna nazwa to kwasy nieorganiczne zawierające tlen. Ich cechą jest eliminacja protonu podczas dysocjacji.

Klasyfikacja wodorotlenków

Wodorotlenki są również nazywane wodorotlenkami i hydratami. Prawie każdy je ma pierwiastki chemiczne, niektóre są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie, na przykład minerały hydrargilit i brucyt to odpowiednio wodorotlenki glinu i magnezu.

Wyróżnia się następujące rodzaje wodorotlenków:

podstawowy;
amfoteryczny;
kwas.

Klasyfikacja opiera się na tym, czy tlenek tworzący wodorotlenek jest zasadowy, kwaśny czy amfoteryczny.

Właściwości ogólne

Najbardziej interesujące są właściwości kwasowo-zasadowe tlenków i wodorotlenków, ponieważ od nich zależy możliwość reakcji. To, czy wodorotlenek będzie wykazywał właściwości kwasowe, zasadowe czy amfoteryczne, zależy od siły wiązania między tlenem, wodorem i pierwiastkiem.

Na siłę ma wpływ potencjał jonowy, którego wzrost powoduje osłabienie zasadowych właściwości wodorotlenków i zwiększenie właściwości kwasowych wodorotlenków.

Wyższe wodorotlenki

Wyższe wodorotlenki to związki, w których pierwiastek tworzący znajduje się na najwyższym stopniu utlenienia. Są wśród wszystkich typów w klasie. Przykładem zasady jest wodorotlenek magnezu. Wodorotlenek glinu jest amfoteryczny, podczas gdy kwas nadchlorowy można sklasyfikować jako wodorotlenek kwasowy.

Zmianę właściwości tych substancji w zależności od elementu formującego można prześledzić zgodnie z układem okresowym D. I. Mendelejewa. Właściwości kwasowe wyższych wodorotlenków rosną od lewej do prawej, podczas gdy właściwości metaliczne odpowiednio słabną w tym kierunku.

Wodorotlenki zasadowe

W wąskim sensie ten typ nazywany jest zasadą, ponieważ anion OH jest odszczepiany podczas jego dysocjacji. Najbardziej znanymi z tych związków są zasady, na przykład:

Wapno gaszone Ca(OH) 2 stosowane w bielarniach, garbarniach skór, sporządzaniu płynów przeciwgrzybiczych, zapraw i betonu, zmiękczaniu wody, produkcji cukru, wybielaczy i nawozów sztucznych, kaustyfikacji węglanów sodu i potasu, neutralizacji roztworów kwaśnych, wykrywaniu dwutlenku węgla, dezynfekcji, redukcji rezystywność gleby, jako dodatek do żywności.
Potaż kaustyczny KOH stosowany w fotografii, rafinacji ropy naftowej, produkcji spożywczej, papierniczej i metalurgicznej, a także bateria alkaliczna, neutralizator kwasów, katalizator, oczyszczacz gazu, regulator pH, elektrolit, składnik detergentów, płuczek wiertniczych, barwników, nawozów, potas organiczny I substancje nieorganiczne, pestycydy, farmaceutyki do leczenia brodawek, mydła, kauczuk syntetyczny.
NaOH, niezbędny w przemyśle celulozowo-papierniczym, zmydlanie tłuszczów przy produkcji detergentów, neutralizacja kwasów, produkcja biodiesla, rozpuszczanie zatorów, odgazowywanie substancji toksycznych, obróbka bawełny i wełny, pranie formy, produkcja żywności, kosmetologia, fotografia.

Wodorotlenki zasadowe powstają w wyniku oddziaływania z wodą odpowiednich tlenków metali, w zdecydowanej większości o stopniu utlenienia +1 lub +2. Należą do nich pierwiastki alkaliczne, ziem alkalicznych i przejściowe.

Ponadto bazy można zdobyć na następujące sposoby:

oddziaływanie zasady z solą metalu o niskiej aktywności;
reakcja między pierwiastkiem alkalicznym lub ziem alkalicznych a wodą;
elektroliza wodnego roztworu soli.

Wodorotlenki kwasowe i zasadowe oddziałują ze sobą, tworząc sól i wodę. Reakcja ta nazywana jest neutralizacją i ma duże znaczenie dla analizy miareczkowej. Ponadto jest używany w życiu codziennym. W przypadku rozlania kwasu niebezpieczny odczynnik można zneutralizować sodą, a do alkaliów stosuje się ocet.

Ponadto wodorotlenki zasadowe przesuwają równowagę jonową podczas dysocjacji w roztworze, co objawia się zmianą barwy wskaźników i wchodzą w reakcje wymiany.

Po podgrzaniu nierozpuszczalne związki rozkładają się na tlenek i wodę, a zasady topią się. a kwaśny tlenek tworzą sól.

Wodorotlenki amfoteryczne

Niektóre pierwiastki, w zależności od warunków, wykazują właściwości zasadowe lub kwasowe. Oparte na nich wodorotlenki nazywane są amfoterycznymi. Łatwo je rozpoznać po metalu zawartym w składzie, który ma stopień utlenienia +3, +4. Na przykład biała galaretowata substancja – wodorotlenek glinu Al(OH) 3, stosowana w oczyszczaniu wody ze względu na dużą zdolność adsorpcyjną, w produkcji szczepionek jako substancja wzmacniająca odpowiedź immunologiczną, w medycynie do leczenia kwasozależnych choroby przewód pokarmowy. Często wchodzi też w skład tworzyw sztucznych trudnopalnych i pełni rolę nośnika katalizatorów.

Ale są wyjątki, gdy wartość stopnia utlenienia pierwiastka wynosi +2. Jest to typowe dla berylu, cyny, ołowiu i cynku. Wodorotlenek ostatniego metalu Zn(OH) 2 jest szeroko stosowany w przemyśle chemicznym, przede wszystkim do syntezy różnych związków.

Wodorotlenek amfoteryczny można otrzymać w reakcji roztworu soli metalu przejściowego z rozcieńczoną zasadą.

Wodorotlenek amfoteryczny i tlenek kwasowy, zasada lub kwas tworzą sól podczas interakcji. Ogrzewanie wodorotlenku prowadzi do jego rozkładu na wodę i metawodorotlenek, który po dalszym ogrzewaniu przekształca się w tlenek.

Amfoteryczne i kwaśne wodorotlenki zachowują się podobnie w środowisku alkalicznym. Podczas interakcji z kwasami wodorotlenki amfoteryczne działają jak zasady.

Wodorotlenki kwasowe

Ten typ charakteryzuje się obecnością w składzie pierwiastka na stopniu utlenienia od +4 do +7. W roztworze są w stanie oddać kation wodoru lub przyjąć parę elektronów i utworzyć wiązanie kowalencyjne. Najczęściej mają one stan skupienia cieczy, ale zdarzają się wśród nich również substancje stałe.

Tworzy wodorotlenek kwaśny tlenek zdolny do tworzenia soli i zawierający niemetal lub metal przejściowy. Tlenek otrzymuje się w wyniku utlenienia niemetalu, rozkładu kwasu lub soli.

Kwaśne przejawiają się zdolnością do barwienia wskaźników, rozpuszczania aktywnych metali z wydzielaniem wodoru oraz reagowania z zasadami i tlenkami zasadowymi. Ich osobliwość bierze udział w reakcjach redoks. Podczas procesu chemicznego przyczepiają do siebie ujemnie naładowane cząstki elementarne. Zdolność do działania jako akceptor elektronów słabnie po rozcieńczeniu i przekształceniu w sole.

W ten sposób można wyróżnić nie tylko kwasowo-zasadowe właściwości wodorotlenków, ale także właściwości utleniające.

Kwas azotowy

HNO 3 jest uważany za mocny kwas jednozasadowy. Jest bardzo trujący, pozostawia owrzodzenia na skórze z żółtym zabarwieniem powłok, a jego opary błyskawicznie podrażniają błonę śluzową dróg oddechowych. Przestarzała nazwa to mocna wódka. Należy do wodorotlenków kwasowych, w roztworach wodnych całkowicie dysocjuje na jony. Na zewnątrz wygląda jak bezbarwna ciecz dymiąca w powietrzu. Roztwór wodny uważa się za skoncentrowany, który zawiera 60 - 70% substancji, a jeśli zawartość przekracza 95%, nazywa się to dymiącym kwasem azotowym.

Im wyższe stężenie, tym ciemniejszy wydaje się płyn. Może mieć nawet brązowy kolor z powodu rozkładu na tlenek, tlen i wodę w świetle lub przy lekkim podgrzaniu, dlatego należy go przechowywać w ciemnym szklanym pojemniku w chłodnym miejscu.

Właściwości chemiczne wodorotlenek kwasowy są takie, że można je destylować bez rozkładu tylko pod zmniejszonym ciśnieniem. Reagują z nim wszystkie metale z wyjątkiem złota, niektórych przedstawicieli grupy platynowców i tantalu, ale końcowy produkt zależy od stężenia kwasu.

Na przykład 60% substancji, w interakcji z cynkiem, daje jako główny produkt uboczny dwutlenek azotu, 30% - tlenek, 20% - tlenek diazotu (gaz rozweselający). Nawet niższe stężenia 10% i 3% dają prostą substancję azot w postaci odpowiednio gazu i azotanu amonu. W ten sposób z kwasu można otrzymać różne nitrozwiązki. Jak widać na przykładzie, im niższe stężenie, tym głębsza redukcja azotu. Wpływa również na aktywność metalu.

Substancja może rozpuszczać złoto lub platynę tylko w składzie wody królewskiej - mieszaniny trzech części kwasu solnego i jednej azotowej. Szkło i politetrafluoroetylen są na to odporne.

Oprócz metali substancja reaguje z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi, zasadami i słabymi kwasami. We wszystkich przypadkach wynikiem są sole z niemetalami - kwasami. Nie wszystkie reakcje zachodzą bezpiecznie, na przykład aminy i terpentyna samorzutnie zapalają się w kontakcie z wodorotlenkiem w stanie stężonym.

Sole nazywane są azotanami. Po podgrzaniu rozkładają się lub wykazują właściwości utleniające. W praktyce stosowane są jako nawozy. Praktycznie nie występują w przyrodzie ze względu na dużą rozpuszczalność, dlatego wszystkie sole oprócz potasu i sodu są pozyskiwane sztucznie.

Sam kwas otrzymuje się z syntetyzowanego amoniaku iw razie potrzeby zatęża na kilka sposobów:

przesunięcie równowagi poprzez zwiększenie ciśnienia;
ogrzewanie w obecności kwasu siarkowego;
destylacja.

Następnie jest używany w produkcji. nawozy mineralne, barwniki i leki, przemysł militarny, grafika sztalugowa, biżuteria, synteza organiczna. Czasami w fotografii stosuje się rozcieńczony kwas do zakwaszania roztworów barwiących.

Kwas Siarkowy

H 2 SO 4 jest mocnym dwuzasadowym kwasem. Wygląda jak bezbarwna ciężka oleista ciecz, bezwonna. Przestarzała nazwa to witriol (roztwór wodny) lub olej witriolowy (mieszanina z dwutlenkiem siarki). Nazwę tę nadano ze względu na to, że początek XIX Od wieków siarka jest produkowana w zakładach witriolowych. W hołdzie tradycji hydraty siarczanowe do dziś nazywane są witriolami.

Produkcja kwasu prowadzona jest na skalę przemysłową i wynosi około 200 mln ton rocznie. Otrzymuje się go poprzez utlenianie dwutlenku siarki tlenem lub dwutlenkiem azotu w obecności wody lub w reakcji siarkowodoru z miedzią, srebrem, ołowiem lub siarczanem rtęci. Powstała skoncentrowana substancja jest silnym utleniaczem: wypiera halogeny z odpowiednich kwasów, przekształca węgiel i siarkę w tlenki kwasów. Wodorotlenek jest następnie redukowany do dwutlenku siarki, siarkowodoru lub siarki. Rozcieńczony kwas zwykle nie wykazuje właściwości utleniających i tworzy średnie i kwaśne sole lub estry.

Substancję można wykryć i zidentyfikować w reakcji z rozpuszczalnymi solami baru, w wyniku której wytrąca się biały osad siarczanu.

W przyszłości kwas wykorzystywany jest w przeróbce rud, produkcji nawozów mineralnych, włókien chemicznych, barwników, materiałów dymotwórczych i wybuchowych, różnych gałęziach przemysłu, syntezie organicznej, jako elektrolit do otrzymywania soli mineralnych.

Ale użycie wiąże się z pewnymi zagrożeniami. Substancja żrąca powoduje oparzenia chemiczne w kontakcie ze skórą lub błonami śluzowymi. Podczas wdychania najpierw pojawia się kaszel, a następnie - choroby zapalne krtań, tchawica, oskrzela. Przekroczenie maksymalnego dopuszczalnego stężenia 1 mg na metr sześciennyśmiertelnie.

Opary kwasu siarkowego można spotkać nie tylko w wyspecjalizowanych branżach, ale także w atmosferze miasta. Dzieje się tak, gdy zakłady chemiczne i metalurgiczne emitują tlenki siarki, które następnie opadają w postaci kwaśnych deszczy.

Wszystkie te niebezpieczeństwa doprowadziły do tego, że obieg ponad 45% stężenia masowego w Rosji jest ograniczony.

kwas siarkawy

H 2 SO 3 jest słabszym kwasem niż kwas siarkowy. Jego formuła różni się tylko jednym atomem tlenu, ale to czyni go niestabilnym. Nie został wyizolowany w stanie wolnym, istnieje tylko w rozcieńczonych roztworach wodnych. Można je rozpoznać po specyficznym ostrym zapachu, przypominającym spaloną zapałkę. I potwierdzenie obecności jonu siarczynowego - w reakcji z nadmanganianem potasu, w wyniku czego czerwono-fioletowy roztwór staje się bezbarwny.

Substancja w różnych warunkach może działać jako środek redukujący i utleniacz, tworzyć kwaśne i średnie sole. Służy do konserwacji żywności, pozyskiwania celulozy z drewna, a także do delikatnego wybielania wełny, jedwabiu i innych materiałów.

Kwas ortofosforowy

H 3 RO 4 to kwas o średniej mocy, który wygląda jak bezbarwne kryształy. Kwas ortofosforowy jest również nazywany 85% roztworem tych kryształów w wodzie. Wygląda jak bezwonna, syropowata ciecz, która jest podatna na hipotermię. Ogrzanie powyżej 210 stopni Celsjusza prowadzi do jego przekształcenia w kwas pirofosforowy.

Kwas ortofosforowy jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, neutralizowany alkaliami i wodzianem amoniaku, reaguje z metalami i tworzy związki polimerowe.

Możesz dostać substancję różne sposoby:

rozpuszczanie czerwonego fosforu w wodzie pod ciśnieniem, w temperaturze 700-900 stopni, przy użyciu platyny, miedzi, tytanu lub cyrkonu;
wrzący czerwony fosfor w stężonym kwasie azotowym;
dodanie gorącego stężonego kwasu azotowego do fosfiny;
utlenianie fosfiny tlenowej w temperaturze 150 stopni;
ekspozycja na dekaozyd tetrafosforu o temperaturze 0 stopni, następnie jego stopniowy wzrost do 20 stopni i płynne przejście do wrzenia (woda jest potrzebna na wszystkich etapach);
przez rozpuszczenie pięciochlorku lub trichlorku tlenku fosforu w wodzie.

Zastosowanie otrzymanego produktu jest szerokie. Z jego pomocą zmniejsza się napięcie powierzchniowe i usuwa tlenki z powierzchni przygotowujących do lutowania, metale są oczyszczane z rdzy, a na ich powierzchni tworzy się film ochronny, który zapobiega dalszej korozji. Ponadto kwas fosforowy jest stosowany w zamrażarkach przemysłowych i do badań w Biologia molekularna.

Związek wchodzi również w skład lotniczych płynów hydraulicznych, dodatków do żywności i regulatorów kwasowości. Stosowany jest w hodowli zwierząt futerkowych do profilaktyki kamicy moczowej u norek oraz w stomatologii do zabiegów przed wypełnieniem.

kwas pirofosforowy

H 4 P 2 O 7 to kwas charakteryzowany jako mocny w pierwszym etapie i słaby w pozostałych. Topi się bez rozkładu, ponieważ proces ten wymaga ogrzewania w próżni lub obecności mocnych kwasów. Jest neutralizowany przez zasady i reaguje z nadtlenkiem wodoru. Zdobądź go w jeden z następujących sposobów:

rozkład dekatlenku tetrafosforu w wodzie o temperaturze zera, a następnie podgrzanie go do 20 stopni;
ogrzewanie kwasu ortofosforowego do 150 stopni;
oddziaływanie stężonego kwasu fosforowego z dekatlenkiem tetrafosforu w temperaturze 80-100 stopni.

Produkt wykorzystywany jest głównie do produkcji nawozów.

Oprócz nich istnieje wielu innych przedstawicieli wodorotlenków kwasowych. Każdy z nich ma swoje własne cechy i właściwości, ale ogólnie właściwości kwasowe tlenków i wodorotlenków polegają na ich zdolności do odszczepiania wodoru, rozkładu, interakcji z alkaliami, solami i metalami.

Potas, sód lub lit mogą wchodzić w interakcje z wodą. W tym przypadku w produktach reakcji znajdują się związki pokrewne wodorotlenkom. Właściwości tych substancji, cechy przebiegu procesów chemicznych, w których biorą udział zasady, wynikają z obecności w ich cząsteczkach grupy hydroksylowej. Tak więc w reakcjach dysocjacji elektrolitycznej zasady rozkładają się na jony metali i OH - aniony. Jak zasady oddziałują z tlenkami niemetali, kwasami i solami, rozważymy w naszym artykule.

Nazewnictwo i budowa cząsteczki

Aby poprawnie nazwać bazę, musisz dodać słowo wodorotlenek do nazwy elementu metalowego. przynieśmy konkretne przykłady. Podstawa aluminium należy do wodorotlenków amfoterycznych, których właściwości rozważymy w artykule. Obowiązkowa obecność w cząsteczkach zasad grupy hydroksylowej związanej z kationem metalu typ jonowy wiązania można określić za pomocą wskaźników, takich jak fenoloftaleina. W środowisku wodnym nadmiar jonów OH - określa się przez zmianę koloru roztworu wskaźnika: bezbarwna fenoloftaleina staje się szkarłatna. Jeśli metal wykazuje wiele wartościowości, może tworzyć wiele zasad. Na przykład żelazo ma dwie podstawy, w których jest równe 2 lub 3. Pierwszy związek charakteryzuje się znakami drugiego - amfoterycznym. Dlatego właściwości wyższych wodorotlenków różnią się od związków, w których metal ma niższy stopień wartościowości.

Cechy fizyczne

Zasady to ciała stałe odporne na ciepło. W stosunku do wody dzielą się na rozpuszczalne (zasadowe) i nierozpuszczalne. Pierwszą grupę tworzą chemicznie aktywne metale - pierwiastki z pierwszej i drugiej grupy. Substancje nierozpuszczalne w wodzie składają się z atomów innych metali, których aktywność jest gorsza od sodu, potasu czy wapnia. Przykładami takich związków są zasady żelaza lub miedzi. Właściwości wodorotlenków będą zależeć od grupy substancji, do której należą. Tak więc zasady są stabilne termicznie i nie rozkładają się po podgrzaniu, podczas gdy zasady nierozpuszczalne w wodzie pod działaniem wysoka temperatura rozkładają się, tworząc tlenek i wodę. Na przykład baza miedzi rozkłada się w następujący sposób:

Cu(OH) 2 \u003d CuO + H2O

Właściwości chemiczne wodorotlenków

Oddziaływanie pomiędzy dwiema najważniejszymi grupami związków - kwasami i zasadami - nazywane jest w chemii reakcją zobojętniania. Nazwę tę można wytłumaczyć faktem, że chemicznie agresywne wodorotlenki i kwasy tworzą obojętne produkty - sole i wodę. Będąc w rzeczywistości procesem wymiany między dwiema złożonymi substancjami, neutralizacja jest charakterystyczna zarówno dla zasad, jak i zasad nierozpuszczalnych w wodzie. Oto równanie reakcji zobojętniania między żrącym potasem a kwasem solnym:

KOH + HCl \u003d KCl + H2O

Ważną właściwością zasad metali alkalicznych jest ich zdolność do reagowania z kwaśnymi tlenkami, w wyniku czego powstają sól i woda. Na przykład, przepuszczając dwutlenek węgla przez wodorotlenek sodu, można uzyskać jego węglan i wodę:

2NaOH + CO2 \u003d Na2CO3 + H2O

Reakcje wymiany jonowej obejmują interakcje między alkaliami i solami, które prowadzą do powstania nierozpuszczalnych wodorotlenków lub soli. Tak więc, wlewając roztwór kroplami do roztworu siarczanu miedzi, można uzyskać niebieski galaretowaty osad. Jest to zasada miedzi, nierozpuszczalna w wodzie:

CuSO4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 + Na2SO4

Właściwości chemiczne wodorotlenków nierozpuszczalnych w wodzie różnią się od zasad tym, że po lekkim podgrzaniu tracą wodę - odwadniają się, przechodząc w postać odpowiedniego tlenku zasadowego.

Zasady wykazujące podwójne właściwości

Jeśli pierwiastek lub może reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, nazywa się to amfoterycznym. Należą do nich na przykład cynk, aluminium i ich zasady. Właściwości wodorotlenków amfoterycznych pozwalają na zapisanie ich wzorów cząsteczkowych zarówno przy wyodrębnianiu grupy hydroksylowej, jak iw postaci kwasów. Przedstawmy kilka równań reakcji zasady glinowej z kwasem solnym i wodorotlenkiem sodu. Ilustrują specjalne właściwości wodorotlenki związane ze związkami amfoterycznymi. Druga reakcja zachodzi z rozpadem alkaliów:

2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Produktami procesów będą woda oraz sole: chlorek glinu i glinian sodu. Wszystkie zasady amfoteryczne są nierozpuszczalne w wodzie. Otrzymuje się je w wyniku interakcji odpowiednich soli i zasad.

Metody pozyskiwania i stosowania

W przemyśle wymagającym dużych ilości alkaliów otrzymuje się je przez elektrolizę soli zawierających kationy metali aktywnych pierwszej i drugiej grupy układu okresowego. Surowcem do ekstrakcji, na przykład sodą kaustyczną, jest roztwór soli kuchennej. Równanie reakcji będzie wyglądać następująco:

2NaCl + 2H2O \u003d 2NaOH + H2 + Cl2

Zasady metali o niskiej aktywności w laboratorium uzyskuje się w wyniku interakcji alkaliów z ich solami. Reakcja należy do typu wymiany jonowej i kończy się wytrąceniem zasady. Prostym sposobem otrzymywania alkaliów jest reakcja podstawienia między aktywnym metalem a wodą. Towarzyszy temu ogrzewanie reagującej mieszaniny i należy do typu egzotermicznego.

Właściwości wodorotlenków są wykorzystywane w przemyśle. Zasady odgrywają tu szczególną rolę. Stosowane są jako środki czyszczące do nafty i benzyny, do produkcji mydła, obróbki skór naturalnych, a także w technologiach produkcji sztucznego jedwabiu i papieru.

Właściwości fizyczne

Ogólny wzór wodorotlenków metali alkalicznych to MON.

Wszystkie wodorotlenki metali alkalicznych są bezbarwnymi substancjami higroskopijnymi, łatwo rozpływającymi się w powietrzu, bardzo dobrze rozpuszczalnymi w wodzie i etanolu, przy przejściu z LiOH do CsOH rozpuszczalność wzrasta.

Niektóre właściwości fizyczne wodorotlenki metali alkalicznych przedstawiono w tabeli.

Właściwości chemiczne

Wodorotlenki wszystkich metali alkalicznych topią się bez rozkładu, wodorotlenek litu rozkłada się po podgrzaniu do temperatury 600 ° C:

2LiOH \u003d Li2O + H2O.

Wszystkie wodorotlenki wykazują właściwości mocnych zasad. W wodzie dysocjują prawie całkowicie:

NaOH \u003d Na + + OH -.

Reakcje z tlenkami niemetali:

KOH + CO2 \u003d KHCO3;

2NaOH + CO2 \u003d Na2CO3 + H2O;

2KOH + 2NO 2 = KNO 3 + KNO 2 + H2O.

Wejdź w interakcję z kwasami, wejdź w reakcję zobojętniania:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O;

KOH + HNO3 \u003d KNO3 + H2O.

Wejdź w reakcje wymiany z solami:

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl.

Reaguj z halogenami:

2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H2O (na zimno);

6KOH + 3Cl2 \u003d KClO3 + 5KCl + 3H2O (po podgrzaniu).

W stanie stopionym oddziałują z metalami amfoterycznymi i ich tlenkami:

2KOH + Zn \u003d K2ZnO2 + H2;

2KOH + ZnO = K2ZnO2 + H2O.

Wodne roztwory wodorotlenków podczas interakcji z metalami amfoterycznymi, ich tlenkami i wodorotlenkami tworzą hydroksykompleksy:

2NaOH + Be + 2H2O \u003d Na2 + H2;

2NaOH + BeO + H2O \u003d Na2;

2NaOH + Be(OH)2 = Na2.

Wodne roztwory i stopione wodorotlenki reagują z borem i krzemem, ich tlenkami i kwasami:

4NaOH + 4B + 3O2 = 4NaB02 + 2H2O (stop);

2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2 (roztwór).

Paragon

Wodorotlenki litu, sodu i potasu otrzymuje się przez elektrolizę stężonych roztworów ich chlorków, podczas gdy na katodzie uwalnia się wodór, na anodzie tworzy się chlor:

2NaCl + 2H2O H2 + 2NaOH + Cl2.

Wodorotlenki rubidu i cezu otrzymuje się z ich soli za pomocą reakcji wymiany:

Rb2SO4 + Ba (OH) 2 \u003d 2RbOH + BaSO4.

METALE ZIEM ALKALICZNYCH

Właściwości metali ziem alkalicznych

Liczba atomowa	Nazwa	Masa atomowa	Elektroniczna Konfiguracja	r g/cm 3	t° pl. °C	wrzenia °C	EO	Promień atomowy, nm	Stan utlenienia
	Beryl Be	9,01	2s 2	1,86			1,5	0,113	+2
	Magnez Mg	24,3	3s 2	1,74	649,5		1,2	0,16	+2
	wapń ok	40,08	4s 2	1,54			1,0	0,2	+2
	Stront Sr	87,62	5s 2	2,67			1,0	0,213	+2
	Bar Ba	137,34	6s 2	3,61			0,9	0,25	+2
	Rad Ra		7s 2	~6	~700		0,9	–	+2

Właściwości fizyczne

Metale ziem alkalicznych (w porównaniu z metalami alkalicznymi) mają wyższą t°pl. i t ° wrzenia., potencjały jonizacji, gęstości i twardość.

Właściwości chemiczne

1. Bardzo reaktywny.

2. Mają dodatnią wartościowość +2.

3. Reaguj z wodą o temp temperatura pokojowa(z wyjątkiem Be) z wydzielaniem wodoru.

4. Mają duże powinowactwo do tlenu (reduktory).

5. Tworzą one wodorki podobne do soli EH 2 z wodorem.

6. Tlenki mają ogólny wzór EO. Tendencja do tworzenia nadtlenków jest mniej wyraźna niż w przypadku metali alkalicznych.

Będąc w naturze

3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 - beryl

MgCO 3 - magnezyt

CaCO 3 MgCO 3 - dolomit

KCl MgSO4 3H 2O - kainit

KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalit

CaCO 3 - kalcyt (wapień, marmur itp.)

Ca 3 (PO 4) 2 - apatyt, fosforyt

CaSO 4 2H 2 O - gips

CaSO 4 - anhydryt

CaF 2 - fluoryt (fluoryt)

SrSO 4 - celestyn

SrCO 3 - stroncjanit

BaSO4 - baryt

BaCO 3 - witeryt

Paragon

Beryl otrzymuje się przez redukcję fluorków:

BeF 2 + Mg - t ° ® Be + MgF 2

Bar otrzymuje się przez redukcję tlenków:

3BaO + 2Al - t ° ® 3 Ba + Al 2 O 3

Pozostałe metale otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków:

CaCl 2 ® Ca + Cl 2

katoda: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0

anoda: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2

Metale z głównej podgrupy grupy II są silnymi środkami redukującymi; w związkach wykazują tylko stopień utlenienia +2. Aktywność metali i ich zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®

1. Reakcja z wodą.

W normalnych warunkach powierzchnia Be i Mg pokryta jest warstwą obojętnego tlenku, dzięki czemu są one odporne na działanie wody. Natomiast Ca, Sr i Ba rozpuszczają się w wodzie, tworząc wodorotlenki, które są mocnymi zasadami:

Mg + 2H 2 O - t ° ® Mg (OH) 2 + H 2

Ca + 2H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2

2. Reakcja z tlenem.

Wszystkie metale tworzą tlenki RO, nadtlenek baru - BaO 2:

2Mg + O2® 2MgO

Ba + O 2 ® BaO 2

3. Związki binarne powstają z innymi niemetalami:

Be + Cl 2 ® BeCl 2 (halogenki)

Ba + S ® BaS(siarczki)

3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (azotki)

Ca + H 2 ® CaH 2 (wodorki)

Ca + 2C ® CaC 2 (węgliki)

3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (fosforki)

Beryl i magnez stosunkowo wolno reagują z niemetalami.

4. Wszystkie metale rozpuszczają się w kwasach:

Ca + 2HCl ® CaCl 2 + H 2

Mg + H2SO4 (razb.) ® MgSO4 + H2

Beryl rozpuszcza się również w wodnych roztworach zasad:

Be + 2NaOH + 2H 2O ® Na 2 + H 2

5. Jakościowa reakcja na kationy metali ziem alkalicznych – zabarwienie płomienia na następujące kolory:

Ca 2+ - ciemnopomarańczowy

Sr 2+ - ciemnoczerwony

Ba 2+ - jasnozielony

Kation Ba 2+ jest zwykle otwierany w reakcji wymiany z kwasem siarkowym lub jego solami:

Siarczan baru jest białym osadem, nierozpuszczalnym w kwasach mineralnych.

Tlenki metali ziem alkalicznych

Paragon

1) Utlenianie metali (z wyjątkiem Ba, które tworzy nadtlenek)

2) Termiczny rozkład azotanów lub węglanów

CaCO 3 - t ° ® CaO + CO 2

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

Właściwości chemiczne

Typowe tlenki zasadowe. Reaguje z wodą (z wyjątkiem BeO), kwaśnymi tlenkami i kwasami

MgO + H2O® Mg (OH) 2

3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2

BeO + 2HNO 3 ® Be(NO 3) 2 + H 2 O

BeO - tlenek amfoteryczny, rozpuszczalny w alkaliach:

BeO + 2NaOH + H2O® Na2

Wodorotlenki metali ziem alkalicznych R(OH) 2

Paragon

Reakcje metali ziem alkalicznych lub ich tlenków z wodą:

Ba + 2H2O® Ba (OH) 2 + H2

CaO (wapno palone) + H 2 O ® Ca (OH) 2 (wapno gaszone)

Właściwości chemiczne

Wodorotlenki R (OH) 2 - białe substancje krystaliczne, rozpuszczalne w wodzie gorzej niż wodorotlenki metali alkalicznych (rozpuszczalność wodorotlenków maleje wraz ze zmniejszaniem się numeru seryjnego; Be (OH) 2 - nierozpuszczalny w wodzie, rozpuszczalny w alkaliach). Zasadowość R(OH) 2 wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej:

Be (OH) 2 - wodorotlenek amfoteryczny

Mg(OH) 2 - słaba zasada

pozostałe wodorotlenki to mocne zasady (zasady).

1) Reakcje z tlenkami kwasowymi:

Ca(OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 ¯ + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 ¯ + H 2 O

2) Reakcje z kwasami:

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) Reakcje wymiany z solami:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯ + 2KOH

4) Reakcja wodorotlenku berylu z alkaliami:

Be(OH) 2 + 2NaOH ® Na 2

Twardość wody

Naturalna woda zawierająca jony Ca 2+ i Mg 2+ nazywana jest twardą. Twarda woda podczas gotowania tworzy kamień, nie gotuje się do miękkości produkty żywieniowe; detergenty nie dawaj piany.

Twardość węglanowa (tymczasowa) wynika z obecności w wodzie wodorowęglanów wapnia i magnezu, twardość niewęglanowa (trwała) - chlorków i siarczanów.

Za twardość całkowitą wody uważa się sumę twardości węglanowej i niewęglanowej.

Twardość wody jest usuwana przez wytrącanie z roztworu jonów Ca 2+ i Mg 2+.

Hydraty tlenków są zbiorczo nazywane wodorotlenkami. . Zasady (wodorotlenki zasadowe) nazywane są hydratami tlenków zasadowych.Ogólny wzór to Ja( Oh) N. Liczba grup hydroksylowych (OH) w cząsteczce określa jej kwasowość.

Większość zasad jest nierozpuszczalna tylko w wodzie wodorotlenki alkaliczne i ziemia alkalicznametale (tzw zasady), a także amon . W roztworach wodnych zasady dysocjują na grupę hydroksylową kationu metalu, dysocjują amfoteryczne wodorotlenkizarówno jako kwas, jak i jako zasada . Zasady polikwasowe dysocjują etapami:

Ja X + +xOH - ⇌ ja (OH) X ≡H X Ja.O X ⇌ X H + +Ja.O X X - (dysocjacja wodorotlenku amfoterycznego (schemat ogólny))

*To jest interesujące

Obecnie istnieją 3 główne teorie kwasów i zasad:

1. Protolityczna teoria Brønsteda-Lowry'ego .W nim kwaśno-cząsteczka lub jon zdolny do bycia donorem w danej reakcji protony , odpowiednio, zasadami są cząsteczki lub jony, które przyłączają protony. Zarówno kwasy, jak i zasady nazywane są protolitami.

2. Teoria kwasów i zasad Lewisa . W nim kwas to dowolna cząstka zdolna do przyjęcia pary elektronów, a zasada to cząstka zdolna do oddania tej pary. Teoria Lewisa jest bardzo podobna do teorii Bronsteda - Lowry'ego, ale różni się od niego tym, że obejmuje szerszy zakres związków.

3. Teoria Usanowicza. W nim kwas jest cząstką, która może odszczepiać kationy, w tym proton, lub dodawać aniony, w tym elektron. Podstawa to cząstka, która może przyjąć proton i inne kationy lub oddać elektron i inne aniony. .

Nomenklatura:

Związki nieorganiczne zawierające grupy -OH nazywane są wodorotlenkami. NaOH - wodorotlenek sodu, Fe(OH) 2 - wodorotlenek żelaza(II), Ba(OH )wodorotlenek 2-baru. (w nawiasach podano wartościowość pierwiastka (jeśli jest to zmienna))

Dla związków zawierających tlen stosuje się nazwy wodorotlenków z przedrostkiem „meta”: AlO (OH) – metawodorotlenek glinu, Mn O(OH) - metawodorotlenek manganu

Dla tlenków uwodnionych nieokreśloną liczbą cząsteczek wody Me 2 o N n H 2 O, pisanie takich formuł jest nielegalne Ja(OH)n . Nazywanie takich związków wodorotlenkami również nie jest zalecane. Przykłady nazw: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - polihydrat tlenku talu(III), MnO 2∙nH2 O - polihydrat tlenku manganu(IV).

Istnieją również hydraty -NH 3 ∙H 2O (wodzian amoniak) \u003d NH4OH (wodorotlenek amonu).

Zasady dają sole podczas interakcji z kwasami (reakcja neutralizacji), podczas interakcji z tlenkiem kwasu, wodorotlenkiem amfoterycznym, metalem amfoterycznym, tlenkiem amfoterycznym, niemetalem.

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O(Reakcja neutralizacji)

2NaOH + 2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 + H 2 O(reakcja z mieszanym bezwodnikiem)

Kl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O(reakcja przebiega bez ogrzewania)

Kl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O(reakcja przebiega z ogrzewaniem)

3S+6NaOH→2Na 2 S+Na 2 WIĘC 3 +3H 2 O

2Al+2NaOH+6H 2 O→2Na+3H 2

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

NaOH+Al(OH) 3 →Na

Metody pozyskiwania baz:

1. Oddziaływanie metali alkalicznych i ziem alkalicznych oraz amoniaku z wodą. Metale (tylko alkalia lub metale ziem alkalicznych) w interakcji z wodą tworzą zasady i uwalniają wodór. Amoniak oddziałując z wodą tworzy nietrwały związek 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. Bezpośrednie wiązanie przez zasadowe tlenki z wodą. Większość tlenków zasadowych nie dodaje bezpośrednio wody, tylko tlenki metali alkalicznych (metale alkaliczne) i metali ziem alkalicznych (metale ziem alkalicznych), wiążąc wodę, tworzą zasady:

Li 2 O+H 2 O→2LiOH

BaO+H 2 O → Ba ( Oh ) 2

3. Interakcja soli . Jest to jeden z najczęstszych sposobów otrzymywania soli i zasad. Ponieważ jest to reakcja wymiany jonowej, oba reagenty muszą być rozpuszczalne, a jeden z produktów nie może:

NaOH + FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓

Na 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓

4. Elektroliza roztworów solialkaliczny I metale ziem alkalicznych .W elektrolizie roztworówdane dotyczące soli metale nigdynie są uwalniane na katodzie (zamiast tego wodór jest uwalniany z wody: i 2H 2 O-2e - \u003d H2 ↓ + 2OH - ), a halogen jest redukowany na anodzie (wszystkie z wyjątkiem F - ) lub w przypadku kwasu zawierającego tlen zachodzi następująca reakcja:

2H 2 O-4e - =4H + + O 2 , halogeny są redukowane zgodnie ze schematem: 2X - -2e - =X 2 (gdzie X oznacza halogen)

2NaCl + 2H 2 O→2NaOH+Cl 2 + H 2

Alkalia gromadzi się w roztworze wodnym, który można następnie wydzielić przez odparowanie roztworu.

To jest interesujące:

Nadtlenki i nadtlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych reagują z wodą, tworząc odpowiedni wodorotlenek i nadtlenek wodoru.

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

4NaO 2 + 2 H 2 O →4 Na Oh + 3O 2

Teoria Bronsteda-Lowry'ego umożliwia ilościowe określenie siły zasad, czyli ich zdolności do odszczepiania protonu od kwasów. Zwykle odbywa się to za pomocą stałej zasadowości K B . Na przykład dla amoniaku jako zasady Bronsteda można napisać:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + Och -

Dla wygodniejszego wyświetlania stałych zasadowości stosuje się logarytm ujemny: pK B = -dziennik k B . Logiczne jest również, że siła podstaw wzrasta w serii naprężeń metalu od prawej do lewej.

NaOH + C 2 H 5 Kl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (metoda otrzymywania alkenów, w tym przypadku etylenu (etenu)), zastosowano alkoholowy roztwór wodorotlenku sodu.

NaOH + C 2 H 5 Kl → NaCl + C 2 H 5 Oh (metoda otrzymywania alkoholi, w tym przypadku etanolu) zastosowano wodny roztwór wodorotlenku sodu.

2 NaOH + C 2 H 5 Kl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (metoda otrzymywania alkinów, w tym przypadku acetylenu (etynu)), zastosowano alkoholowy roztwór wodorotlenku sodu.

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

Produktem podstawienia jednego z wodorów amoniaku na grupę hydroksylową jest hydroksyloamina ( NH 2 Oh). Powstaje podczas elektrolizy kwasu azotowego (katodą rtęciową lub ołowianą), w wyniku jego redukcji atomowym wodorem, który powstaje podczas równoległej elektrolizy wody:

HNO 3 +6 H → NH 2 Oh +2 H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

wodorotlenki amfoteryczne.

Związki te dają sole zarówno podczas interakcji z kwasami (sole średnie), jak i podczas interakcji z zasadami (związki złożone). Wszystkie wodorotlenki amfoteryczne są słabo rozpuszczalne. Ich dysocjację można rozpatrywać zarówno w kategoriach zasadowych, jak i kwasowych, ale ponieważ te 2 procesy zachodzą jednocześnie, proces można zapisać w następujący sposób (Me-metal):

Ja x+ +xOH - ⇌ ja (OH) X ≡H X Ja.O X ⇌ XH + +Ja.O X X-

Ponieważ wodorotlenki amfoteryczne są hydratami tlenków amfoterycznych, ich najwybitniejszymi przedstawicielami są hydraty następujących tlenków: ZnO, Al 2O3, BeO, SnO, PbO, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, TiO2.

Przykłady reakcji:

NaOH+Al(OH) 3 ↓→Na- hydroksyglinian sodu

Al(OH) 3 ↓+3HCl → AlCl 3 +3H 2 O

Ale wiedząc, że wodorotlenki amfoteryczne również dysocjują w zależności od rodzaju kwasu, można zapisać ich oddziaływanie z alkaliami za pomocą innego równania:

Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (w rozwiązaniu)

H 2 ZnO 2 ↓+2NaOH→Na 2 ZnO 2 + H 2 O(w stopie)

1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O(powstał tu ortoglinian sodu (reakcja zachodziła w roztworze), ale jeśli reakcja zachodzi podczas topienia, powstanie metaglinian sodu)

2) Aureola 2 +NaOH→NaAlO 2 + H 2 O(powstał metaglinian sodu, co oznacza, że kwasy ortoglinowy i kwasy metaluminowe weszły odpowiednio w reakcje 1 i 2)

Wodorotlenki amfoteryczne są zwykle otrzymywane przez oddziaływanie ich soli z alkaliami, których ilość jest dokładnie obliczana zgodnie z równaniem reakcji:

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

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

Redaktor: Kharlamova Galina Nikolaevna

Zasady (wodorotlenki) – złożone substancje, których cząsteczki w swoim składzie mają jedną lub więcej grup hydroksylowych OH. Najczęściej zasady składają się z atomu metalu i grupy OH. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu, Ca (OH) 2 to wodorotlenek wapnia itp.

Istnieje zasada - wodorotlenek amonu, w którym grupa hydroksylowa jest przyłączona nie do metalu, ale do jonu NH 4 + (kation amonu). Wodorotlenek amonu powstaje w wyniku rozpuszczenia amoniaku w wodzie (reakcje dodania wody do amoniaku):

NH3 + H2O = NH4OH (wodorotlenek amonu).

Wartościowość grupy hydroksylowej wynosi 1. Liczba grup hydroksylowych w cząsteczce podstawowej zależy od wartościowości metalu i jest jej równa. Na przykład NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 itd.

Wszystkie podstawy - ciała stałe, które mają różne kolory. Niektóre zasady są dobrze rozpuszczalne w wodzie (NaOH, KOH itp.). Jednak większość z nich nie rozpuszcza się w wodzie.

Zasady rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkaliami. Roztwory alkaliczne są „mydlane”, śliskie w dotyku i dość żrące. Alkalia obejmują wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.). Reszta jest nierozpuszczalna.

Zasady nierozpuszczalne- są to wodorotlenki amfoteryczne, które w interakcji z kwasami działają jak zasady i zachowują się jak kwasy z zasadami.

Różne zasady różnią się zdolnością do odszczepiania grup hydroksylowych, dlatego w zależności od właściwości dzieli się je na mocne i słabe zasady.

Silne zasady łatwo oddają swoje grupy hydroksylowe w roztworach wodnych, ale słabe zasady nie.

Właściwości chemiczne zasad

Właściwości chemiczne zasad charakteryzują się ich związkiem z kwasami, bezwodnikami kwasowymi i solami.

1. Ustawa o wskaźnikach. Wskaźniki zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi chemikalia. W roztworach obojętnych - mają jeden kolor, w roztworach kwaśnych - inny. Podczas interakcji z bazami zmieniają kolor: wskaźnik pomarańczy metylowej zmienia się w żółty, wskaźnik lakmusowy - w Kolor niebieski, a fenoloftaleina staje się fuksją.

2. Reaguj z kwaśnymi tlenkami powstawanie soli i wody:

2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

3. Reaguj z kwasami, tworząc sól i wodę. Reakcja oddziaływania zasady z kwasem nazywana jest reakcją zobojętniania, ponieważ po jej zakończeniu ośrodek staje się obojętny:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Reaguj z solami tworząc nową sól i zasadę:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Zdolny do rozkładu na wodę i tlenek zasadowy po podgrzaniu:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O.

Czy masz jakieś pytania? Chcesz wiedzieć więcej o fundacjach?
Aby skorzystać z pomocy korepetytora - zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest darmowa!

strona, z pełnym lub częściowym kopiowaniem materiału, wymagany jest link do źródła.