Страницы Список страниц 7 8 9 10 11 · · ·  45                    

§ 24. Гидроокиси (гидроксиды). Состав и свойства

Как уже говорилось, гидроокислами, или основаниями, называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием в качестве катионов ионов металла, а в качестве анионов — только ионов гидроксила.
Например:
NaOH = Na+ + ОН

Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН
В табл. 4 и 5 приводится классификация оснований по числу гидроксильных групп и по растворимости в воде.

Классификация оснований по числу гидрооксильных групп. Таблица 4
Однокислотные Двухкислотные Многокислотные
NaOH
КОН
AgOH
Ca(OH)2
Cu(OH)2
Ва(ОН)2
Al(OH)3

Fe(OH)3

Классификация оснований по растворимости в воде. Таблица 5
Растворимые Нерастворимые
NaOH, Са(ОН)2, КОН, Ва(ОН)2 и другие основания,

образованные металлами главных подгрупп I и II

групп, кроме Ве(ОН)2

Cu(OH)2, Fe(OH)3, Fe(OH)2 и др.

Растворимые основания являются сильными электролитами и носят название сильных оснований. Гидроокиси металлов главной подгруппы I группы являются наиболее сильными и в некоторых случаях носят название едких щелочей, например едкий натр NaOH, едкое кали КОН. Изредка встречается название едкий барит Ва(ОН)2, несмотря на то что барий — металл II группы. Обычно основания носят общие названия гидроокисей, или гидрок-сидов, например гидроокись кальция (гидроксид кальция), гидроокись лития (гидроксид лития). Если металл может иметь в соединениях разную валентность, то она проставляется рядом в скобках римской цифрой, например гидроокись меди (II), гидроокись железа (III) и т. д.

■ 90. Пользуясь периодической системой, напишите формулы следующих оснований и укажите, к какой группе по числу гидроксил-ионов и по растворимости они относятся: а) гидроокись лития; б) гидроокись стронция; в) гидроокись галлия; г) гидроокись алюминия; д) гидроокись калия; е) гидроокись меди (II), ж) гидроокись железа (III). (См. Ответ)

Основания являются твердыми веществами. Щелочи — это кристаллические вещества белого цвета, химически весьма стойкие, поэтому в хорошо закупоренном виде они могут длительное время храниться в лаборатории.
Едкие щелочи при попадании на кожу могут причинить сильные ожоги, поэтому кристаллические щелочи следует брать не руками, а только щипцами или пинцетом. При попадании на кожу раствора щелочи необходимо прежде всего смыть раствор до исчезновения ощущения мылкости большим количеством воды, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.

• Запишите меры первой помощи при ожогах щелочами в тетрадь и хорошо запомните.

Нерастворимые основания являются твердыми веществами, различно окрашенными. При хранении нерастворимые основания довольно быстро разлагаются, поэтому в лаборатории их не хранят, а, как правило, используют свежеприготовленные. Химические свойства щелочей более разнообразны, чем нерастворимых оснований. Для сравнения проведем между ними параллель.

Растворимые основания
1. Растворимые основания действуют на индикаторы. «Индикатор» в переводе значит «указатель» «определитель». С помощью вещества-индикатора определяют, какое вещество имеется в избытке в данном растворе, — кислота или щелочь. Изменение цвета индикатора дает ответ на этот вопрос. Мы здесь будем говорить о трех индикаторах — лакмусе, который в нейтральной среде (вода) имеет фиолетовую окраску, о фенолфталеине (в нейтральной среде бесцветен), о метиловом оранжевом (в нейтральной среде желтый). В щелочах лакмус синеет, фенолфталеин становится малиновым, а метиловый оранжевый остается желтым (см. приложение III, п. 8 «Изменение окраски индикаторов»).
Однозначное действие на индикаторы всех растворимых оснований объясняется наличием в их растворах большой концентрации гидроксил-иона ОН-. Такие растворы обычно называют щелочными.
2. Растворимые основания (условимся в дальнейшем именовать их щелочами) могут вступать во взаимодействие с кислотными окислами. Примером является реакция известковой воды при пропускании через нее двуокиси углерода:
Са(ОН)2 + СО2 = CaCО3 + Н2О
Са2+ + 2ОН + СО2 = СаСО3 + Н2О
Это свойство рассматривалось нами при изучении химических свойств кислотных окислов.
Нерастворимые основания
 
1. Нерастворимые основания на индикаторы не действуют, так как в растворе практически не диссоциируют и не создают избытка гидроксил-ионов.
2. Нерастворимые основания реагируют с кислотными окислами лишь крайне медленно и с трудом.
3. Все основания могут вступать в реакцию с кислотами. При этом образуются соль и вода. Реакция между основаниями и кислотами, в процессе которой образуются нейтральная соль и вода, называется реакцией нейтрализации:
NaOH + HNO3 = NaNО3 +H2О
Na+ + ОН + H+ + NO3 = Na+ + NO3 + H2O
H+ + OH = H2О
Поскольку щелочи и кислоты являются веществами главным образом бесцветными, а в процессе реакции образуются также бесцветные вещества, то реакцию между ними следует проводить в присутствии индикатора, который поможет обнаружить наличие реакции. На этой реакции в количественном анализе основан метод нейтрализации.
4. Щелочи могут реагировать с растворимыми солями. При этом образуются новая соль и нерастворимое основание:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ + 3Cl + 3Na+ + ЗОН = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3ClFe3+ + 3ОН = Fe(OH)3
Удобнее для реакции со щелочью брать соль, в состав которой входит металл, образующий нерастворимое основание. В противном случае реакция будет обратимой.
Можно подобрать и такую реакцию, в которой в осадок выпадает соль,  например:
Са(ОН)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaOH
Са2+ + 2OН + 2Na+ + CO23 =  CaCO3 + 2Na+ + 2OH
Ca2+ + CO23 = CaCO3
(см. приложение III. п. 7 «Растворимость кислот, оснований и солей»).
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2Н+ + 2Cl= Сu2+ +2Сl + 2H2O
Сu(OН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2O
4. Нерастворимые основания под действием кислот растворяются. Это является достаточно ярким показателем наличия реакции.
4. Нерастворимые основания с солями не реагируют.
5. Многие основания, особенно нерастворимые, могут разлагаться на основной окисел и воду:
Ca(OH)2 = СаО + Н2О
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Нерастворимые основания постепенно разлагаются даже при обычных условиях, а растворимые — только при сильном прокаливании. Что касается едких щелочей NaOH, КОН и др., то они практически совсем не подвержены разложению.

■ 91. С какими из перечисленных веществ будет реагировать едкое кали: а) хлорид цинка, б) окись кальция, в) окись серы (VI), г) кремниевая кислота, д) карбонат магния, е) карбонат натрия; ж) нитрат меди (II). Подтвердите свой вывод уравнениями реакций в молекулярной и ионных формах. (См. Ответ)
92. Рассчитайте, сколько гидроокиси кальция вступит в реакцию с 280 г азотной кислоты, если она содержит 10% примесей. (Это новый тип химических задач, в которых исходное вещество содержит примеси.)
93. Какой объем двуокиси углерода израсходуется на реакцию с 10 г едкого натра, содержащего 20% примесей?
94. Сколько соли получится при реакции 570 г гидроокиси бария с серной кислотой, если гидроокись бария содержит 10% примесей? (См. Ответ)

Получение оснований
Растворимых
1. При непосредственном взаимодействии металла (Na, К) с водой
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2Na + 2H2O  = 2Na+ + 2OH+ H2
2. При взаимодействии основного окисла с водой:
СаО + H2О = Са(ОН)2
3. Чаше всего щелочи получают в технике из солей (например, таких, как NaCl, KCI) разложением их растворов электрическим то-
ком.
Нерастворимых
Нерастворимые ос нования первыми тремя способами получены быть не могут.
4. Как растворимые, так и нерастворимые основания могут быть получены из растворимых солей соответствующих металлов действием едких щелочей:
K2SO4 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaSO4
2K+ + SO24 + Ba2+ + 2OH = BaSO4 + 2K+ +2OH
Ba2+ + SO24 = BaSO4
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Cu2+ + SO24 + 2Na+ + 2OH = Cu(OH)2 + 2Na+ + SO24
Cu2+ + 2OH = Cu(OH)2
Это     единственный способ    получения нерастворимых оснований.

■ 95. Предложите все возможные способы получения гидроокиси кальция. (См. Ответ)
96. Каким образом можно получить гидроокись кальция, исходя из карбоната кальция?
97. Имеются медь, кислород, соляная кислота, вода, металлический натрий. Каким образом, пользуясь только этими веществами, можно получить гидроокись меди?
98. В четырех колбах находятся растворы: в одной — азотной кислоты, в другой — гидроокиси натрия, в третьей — гидроокиси бария, в четвертой — вода. Как определить, в какой колбе какой раствор? Какие реактивы для этого требуются?
99. Сколько окиси кальция потребуется для получения 37 г гидроокиси, если окись содержит 20% примесей? (См. Ответ)

§ 25. Кислоты

Кислотами называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием в качестве катионов только ионов водорода, а в качестве анионов — кислотного остатка.
Например, диссоциация азотной кислоты выражается следующим равенством:
HNО3 ⇄ Н+ + NO3
В табл. 6 и 7 приведена классификация кислот по составу и основности. 1
Названия кислот зависят от названия центрального атома, образующего кислоту, например: H24серная кислота, HNО3—азотная кислота.

Классификация кислот по составу. Таблица 6
Кислородные кислоты
Бескислородные кислоты
Формула
Название
Формула
Название
H24
HNO3
H2CO3
H34
H2SO3
H2SiO3
Серная
Азотная
Угольная
Фосфорная
Сернистая
Кремниевая
НСl
H2S
НВr
HI
HF
Соляная
Сероводородная
Бромистоводородная
Иодистоводородная
Плавиковая
Классификация кислот по основности Таблица 7
Одноосновные
кислоты
Двухосновные
кислоты
Многоосновные
кислоты
HCl
HNO3
HBr
HI
H2SO4
H2CO3
H2SO3
H2SiO3
H3PO4

Если элемент образует две или несколько кислот, то названия отличаются друг от друга окончаниями: H24серная кислота (сера в высшей положительной степени окисления), H23 — сернистая кислота (сера в низшей положительной степени окисления).
Среди кислот лишь кислородные кислоты имеют соответствующие им ангидриды. Например, серной кислоте H24 соответствует серный ангидрид SО3, фосфорной кислоте Н3РО4 —фосфорный ангидрид Р2О5 и т. д.
Если кислота бескислородная, то к названию элемента добавляется окончание «водородный»: H2S — сероводородная кислота, НВr — бромистоводородная кислота и т. д.
Бескислородные кислоты представляют собой летучие водородные соединения элементов главных подгрупп VI— VII группы, растворенные в воде. Ангидридов они, естественно, не имеют. Они также не могут быть выделены в безводном состоянии.

Диссоциация одкоосновных кислот отличается от диссоциации двухосновных и многоосновных кислот.
Двухосновные и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например диссоциация серной кислоты протекает практически по следующей схеме

Диссоциация серной кислоты

■ 100. Напишите, пользуясь периодической системой, формулы следующих кислот: а) мышьяковой, б) фтористоводородной, в) селеновой, г) хромовой, д) марганцевой, е) бромистоводородной, ж) сероводородной, з) ванадиевой. (См. Ответ)

К каким группам кислот по составу и по основности они относятся? Напишите уравнения диссоциации этих кислот. Для кислородных кислот найдите ангидриды.
По степени диссоциации кислоты разделяют на сильные, средние и слабые (табл. 8).

Классификация кислот по степени диссоциации  Таблица 7
Сильные
кислоты
Средние
кислоты
Слабые
кислоты
HCl
HNO3
H2SO4
H3PO4
H2SO3
H2SiO3
H2CO3
H2S

По физическим свойствам большая часть минеральных кислот представляет собой жидкости. Имеется и твердая кислота — фосфорная. Это кристаллическое вещество. Все кислоты по удельному весу тяжелее воды. Затвердевают они при температурах ниже нуля и смешиваются с водой в любых соотношениях. Некоторые летучие кислоты имеют запах (HCl, HNO3). Известны кислоты бесцветные и окрашенные (хромовая кислота Н2СrO4 — желтого цвета; марганцевая кислота НМnO4 — малиновая). Кислородные и бескислородные кислоты обладают общими химическими свойствами.
1. Кислоты действуют на индикаторы. Лакмус в кислотах становится розовым, фенолфталеин остается бесцветным, а метиловый оранжевый становится красным (см. приложение III, п. 7 «Изменение окраски индикаторов»).

Одинаковое действие кислот на индикаторы объясняется повышенной концентрацией ионов водорода в растворе в связи с диссоциацией кислот.
2. Кислоты вступают в реакцию с металлами:
Zn + 2НСl= ZnCl2 + H2

Zn + 2H+ + 2Cl = Zn2+ + 2Cl+ H2

Zn + 2H+ = Zn2+ + H2
Реакция с выделением водорода происходит лишь в том случае, если кислота сильная (кроме азотной) и если вступающий в реакцию металл активнее водорода и поэтому может вытеснять его из кислот.
Для того чтобы определить, достаточно ли активен металл, пользуются электрохимическим рядом напряжений металлов. Впервые этот ряд экспериментальным путем был составлен и изучен русским ученым Н. Н. Бекетрвым (см. приложение III, п. 6 «Электрохимический ряд напряжений металлов»).
Металлы в этом ряду расположены в порядке убывания их активности. Это связано с энергией, необходимой для отрыва валентных электронов. Чем активнее металл, тем легче он отдает электроны, тем меньшая энергия для этого требуется. Все металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, активнее его и могут восстанавливать его из кислот. Все металлы, стоящие правее водорода, имеют малую активность и водород из кислот не восстанавливают.
3. Кислоты могут вступать в реакцию с основными окислами, что уже рассматривалось в разделе «Основные окислы»:
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

Fe2O3 + 6Н+ + 3SO24 = 2Fe3+ + 3SO24 + 3H2

Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ 3H2O
4, Кислоты реагируют с любыми основаниями (реакция нейтрализации):
Са(ОН)2+ 2НСl = СаСl2+ 2Н2О

Са2+ + 2OН + 2Н+ + 2Сl = Са2+ + 2Сl + 2Н2О
H+ + OH = H2O

5. Кислоты вступают в реакцию с солями в том случае, если при этом образуется нерастворимый в кислотах осадок или если реагирующая кислота сильнее, чем кислота, образовавшая соль. Первому условию удовлетворяет реакция
AgNО3 + НСl = AgCl↓ + HNO3

Ag+ + NO3 + H+ + Cl = AgCl + H+ + NO3
Ag+ + Cl= AgCl
а второму реакция

CaCO3 + 2HCl = СаСl2 + H2CO3

CaCO3 + 2H+ + 2Cl = Ca2+ + 2Cl + CO2 + H2O

CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2 + H2O

Получение кислот
Кислородных
Бескислородных
1. Соединением соответствующего ангидрида с водой:
SO3 + Н2О = H2SO4.
1. Путем прямого синтеза из элементов:
Н2 + Сl2 = 2НСl.
2. Вытеснением менее стойкой кислоты из ее соли более стойкой кислотой:
Na2SiO3 + H2SO4 =Na2SO4 + H2SiO3 2Na++ SiO23+ 2H++ SO24 = 2Na+ + SO24+H2SiO3
2H+ + SiO23=H2SiO3
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
сухой конец.

■ 101. С какими из перечисленных ниже веществ может вступать в реакцию разбавленная серная кислота: а) железо; б) сульфат кальция; в) карбонат натрия; г) гидроокись цинка; д) медь; е) нитрат магния; ж) окись алюминия; з) окись углерода (IV)? В тех случаях, когда реакция возможна, напишите ее уравнение в молекулярной и ионных формах.
102. Каким способом, имея окись кремния (IV), едкий натр, воду и серную кислоту, можно получить кремниевую кислоту? Все уравнения записывать в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах в тех случаях, если это реакция между электролитами в растворах. (См. Ответ)

103. Осуществите ряд превращений.

Реакция меди в электролите

Все уравнения реакций между электролитами в растворе записывайте в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной
формах.
104. Сколько едкого натра будет израсходовано на реакцию с 200 г 3% раствора соляной кислоты? (Иногда исходное вещество может быть дано в виде раствора молярной или нормальной концентрации. Ход решения от этого не меняется.)
105. Сколько гидроокиси бария потребуется для полного осаждения сульфат-иона из 200мл 0,1 н. серной кислоты? (См. Ответ)

9

8 10