ГИДРОКСИДЫ, неорганические соединения металлов общей формулы М(OH)n, где М металл, n его степень окисления. Гидроксиды основания или амфотерные (обладают кислотными и основными свойствами) соединения, гидроксиды щелочных и щелочно земельных… … Современная энциклопедия
Химические соединения оксидов с водой. Гидроксиды многих металлов основания, а неметаллов кислоты. Гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными. Обычно термин гидроксид относится только к основаниям. См.… … Большой Энциклопедический словарь
ГИДРОКСИДЫ, неорганические химические соединения, содержащие ион ОН, проявляющие свойства ОСНОВАНИЙ (веществ, присоединяющих протоны и реагирующих с кислотой, образующих при этом соль и воду). Сильные неорганические основания, такие как… … Научно-технический энциклопедический словарь
ГИДРОКСИДЫ - хим. соединения (см.) с водой. Г. многих металлов (см.), а неметаллов (см.). В формуле основания на первом месте ставится хим. символ металла, на втором кислорода и на последнем водорода (гидроксид калия КОН, гидроксид натрия NaOH и др.). Группа… … Большая политехническая энциклопедия
Химические соединения оксидов с водой. Гидроксиды многих металлов основания, а неметаллов кислоты. Гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными. Обычно термин «гидроксиды» относится только к основаниям … Энциклопедический словарь
Неорг. соед. металлов общей ф лы М(ОН)n, где и степень окисления металла М. Являются основаниями или амфотерными соединениями. Г. щелочных, щел. зем. металлов и Тl(I) наз. щелочами, Кристаллич. решетки Г. щелочных и щел. зем. металлов содержат… … Химическая энциклопедия
Неорганич. соединения, содержащие одну или неск. групп ОН. Могут быть основаниями или амфотерными соединениями (см. Амфотерность). Г. встречаются в природе в виде минералов, например гидраргиллит А1(ОН)3, брусит Mg(OH)2 … Большой энциклопедический политехнический словарь
Хим. соед. оксидов с водой. Г. мн. металлов основания, а неметаллов кислоты. Г., проявляющие как основные, так и кислотные свойства, наз. амфотерными. Обычно термин Г. относится только к основаниям. См. также Щёлочи … Естествознание. Энциклопедический словарь
гидроксиды - гидрокс иды, ов, ед. ч. с ид, а … Русский орфографический словарь
гидроксиды - мн., Р. гидрокси/дов; ед. гидрокси/д (2 м) … Орфографический словарь русского языка
Книги
- Химия. Учебник для академического бакалавриата , Зайцев О.С.. При раскрытии курса особое внимание уделено вопросам термодинамики и кинетики химических реакций. Впервые представлены вопросы новой области химических знаний, крайне важной для специалистов…
- Неорганическая и аналитическая химия скандия , Л. Н. Комиссарова. В монографии обобщены сведения об основных группах неорганических соединений скандия (интерметаллиды, бинарные бескислородные соединения, в том числе галогенидыи роданиды, сложные оксиды,…
Гидраты оксидов имеют общее название- гидрооксиды . Основаниями(основными гидрокисдами) называются гидраты основных оксидов.Общая формулы- Me ( OH ) n . Количество гидроксильных групп(OH) в молекулу определяет ее кислотность.
Большинство оснований нерастворимо в воде, растворимы только Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов(их называют щелочами ), а также аммония . В водных растворах основания диссоцируют на катион металла гидроксильную группу, амфотерные гидроксиды диссоцируют одновременно и как кислоты, и как основания . Многокислотные основания диссоцируют ступенчато:
Me x + +xOH - ⇌ Me(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x - (диссоциация амфотерного гидроксида(общая схема))
*Это интересно
Сейчас существует 3 основных теории кислот и оснований:
1. Протолитическая теория Брёнстеда - Лоури .В ней кислота- молекула или ион, способная быть в данной реакции донорами протонов , соответственно основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны. И кислоты, и основания получили название протолиты.
2. Теория кислот и оснований Льюиса . В ней кислота-любая частица способная принимать пару электронов, а основание- частица, способная отдавать эту пару. Теория Льюиса очень похожа на теорию Брёнстеда - Лоури, но отличается от неё тем, что охватывает более широкий круг соединений.
3. Теория Усановича. В ней кислота - это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание - частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы .
Номенклатура:
Неорганические соединения, содержащие группы -OH, называются гидроксидами. NaOH - гидроксид натрия, Fe(OH) 2 - гидроксид железа(II), Ba (OH )2-гидроксид бария. (в скобочках указана валентность элемента (если она переменная))
Для соединений, содержащих кислород, используют названия гидроксидов, с приставкой «мета»: AlO(OH) - метагидроксид алюминия, Mn O(OH) - метагидроксид марганца
Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, Me 2 O n ∙ n H 2 O, недопустимо писать формулы типа Me(OH) n . Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется. Примеры названий: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - полигидрат оксида таллия(III), MnO 2 ∙n H 2 O - полигидрат оксида марганца(IV)
Так же существуют гидраты -NH 3 ∙H 2 O (гидрат аммиака ) = NH 4 OH (гидроксид аммония).
Основания дают соли при взаимодействии с кислотами (реакция нейтрализации), при взаимодействии с кислотным оксидом, амфотерным гидроксидом, амфотерным металлом, амфотерным оксидом, неметаллом.
NaOH+HCl→NaCl+H 2 O (реакция нейтрализации)
2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O (реакция с смешанным ангидридом)
Cl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O (реакция идёт без нагреванием)
Cl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакция идёт с нагреванием)
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
Способы получения оснований:
1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов, и аммиака с водой. Металлы (только щелочные или щелочноземельные), взаимодействуя с водой образуют щелочь и выделяют водород. Аммиак взаимодействуя с водой образует неустойчивое соединение NH 4 OH:
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. Непосредственное присоединение основными оксидами воды. Большинство основных оксидов воду непосредственно не присоединяют, только оксиды ЩМ(щелочные металлы) и ЩЗМ(щелочноземельные металлы), присоединяя воду, образуют основания:
Li 2 O+H 2 O→2LiOH
BaO+H 2 O→ Ba ( OH ) 2
3. Взаимодействие с солями . Это один из наиболее распространённых способов получения солей и оснований. Так как это реакция ионного обмена, то оба реагента должны быть растворимы, а один из продуктов- нет:
NaOH+FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓
Na 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓
4. Электролиз растворов солей щелочных и щелочноземельных металлов .При электролизе растворов данных солей металлы никогда не выделяются на катоде(вместо них выделяется водород из воды:и 2H 2 O-2e - =H 2 ↓+2OH - ), а на аноде восстанавливается галоген (все, кроме F - ), или в случае кислородосодержащей кислоты идёт следующая реакция:
2H 2 O-4e - =4H + +O 2 ,галогены восстанавливаются по схеме: 2X - -2e - =X 2 (где X – галоген)
2NaCl+2H
2
O→2NaOH+Cl
2
+H
2
В водном растворе скапливается щелочь, которую затем можно выделить, упаривая раствор.
Это интересно:
Пероксиды и надпероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.
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
Теория Брёнстеда -Лоури позволяет количественно оценить силу оснований, то есть их способность отщеплять протон от кислот. Это принято делать при помощи константы основности K b . Например, для аммиака как основания Брёнстеда можно записать:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + +OH -
Для более удобного отображения константы основности используют отрицательный логарифм: pK b = -log K b . Так же логично, что сила оснований возрастает в ряду напряжения металлов справа налево.
NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (метод получения алкенов, этилена (этена) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.
NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 5 OH (метод получения спиртов, этанола в данном случае), использовался водный раствор гидроксида натрия.
2 NaOH + C 2 H 5 Cl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (метод получения алкинов, ацетилена (этина) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.
C 6 H 5 OH (фенол) + NaOH → C 6 H 5 ONa + H 2 O
Продуктом замещения одного из водородов аммиака на гидроксильную группу является гидрокисламин( NH 2 OH ). Он образуется при электролизе азотной кислоты (с ртутными или свинцовыми катодами), в результате ее восстановления атомарным водородом, образующимся так как параллельно происходит электролиз воды:
HNO 3 +6 H → NH 2 OH +2 H 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Амфотерные гидроксиды.
Это соединения дают соли как при взаимодействии с кислотами (средние соли) так и при взаимодействиями с основаниями (комплексные соединения). Все амфотерные гидроксиды мало растворимы. Их диссоциацию можно рассмотреть, как по основному, так и по кислотному типу, но поскольку эти 2 процесса идут одновременно, то процесс можно записать следующим образом (Me-металл):
Me x+ +xOH - ⇌ Me(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x-
Так как амфотерные гидроксиды есть гидраты амфотерных оксидов, их наиболее яркие представители – гидраты следующих оксидов:ZnO,Al 2 O 3 ,BeO, SnO,PbO,Fe 2 O 3 ,Cr 2 O 3 ,MnO 2 ,TiO 2 .
Примеры реакций:
NaOH+Al(OH) 3 ↓→Na - гидроксоаллюминат натрия
Al(OH) 3 ↓+3HCl→AlCl 3 +3H 2 O
Но, зная, что амфотерные гидроксиды диссоциируют и по кислотному типу тоже, можно записать их взаимодействие с щелочами по другому уравнению:
Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (в растворе)
H 2 ZnO 2 ↓+2NaOH→Na 2 ZnO 2 +H 2 O (в расплаве)
1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O (здесь образовался ортоалюминат натрия (реакция происходила в растворе), но если реакция будет при сплавлении, то будет образовываться метаалюминат натрия)
2) HAlO 2 +NaOH→NaAlO 2 +H 2 O (образовался метааллюминат натрия, значит в реакции 1 и2 вступали ортоалюминевая и металюминевая кислоты соответственно)
Получают амфотерные гидроксиды обычно взаимодействием их солей с щелочами, количество которых точно рассчитывают по уравнению реакции:
3NaOH+ Cr(NO 3 ) 3 →3NaNO 3 +Cr(OH) 3 ↓
2NaOH+ Pb(CH 3 COO) 2 →2CH 3 COONa+Pb(OH) 2 ↓
Редактор: Харламова Галина Николаевна
Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Общая формула оснований Ме(ОН) n . Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН – .
Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания . Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов О Н – , образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион О Н – ; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона О Н – ; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH) 2 ), трехкислотные (Fe(OH) 3) и четырехкислотные (Th(OH) 4). Однокислотным является, например, основание КОН.
Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1) .
Таблица 1 - Амфотерные гидроксиды
|
Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма) |
Кислотный остаток и его валентность |
Комплексный ион |
|
Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2 |
ZnO 2 (II) |
2– |
|
Al(OH) 3 / HAlO 2 |
AlO 2 (I) |
– , 3– |
|
Be(OH) 2 / H 2 BeO 2 |
BeO 2 (II) |
2– |
|
Sn(OH) 2 / H 2 SnO 2 |
SnO 2 (II) |
2– |
|
Pb(OH) 2 / H 2 PbO 2 |
PbO 2 (II) |
2– |
|
Fe(OH) 3 / HFeO 2 |
FeO 2 (I) |
– , 3– |
|
Cr(OH) 3 / HCrO 2 |
CrO 2 (I) |
– , 3– |
Физические свойства. Основания - твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.
Химические свойства оснований
1) Диссоциация : КОН + n Н 2 О К + × m Н 2 О + ОН – × d Н 2 О или сокращенно: КОН К + + ОН – .
Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH) 2 диссоциирует по двум ступеням:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 ступень);
FeOH + Fe 2+ + OH – (2 ступень).
2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):
индикатор + ОН – (щелочь )окрашенное соединение.
3 ) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2 ). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH) 2 , у которого t разл достаточно высока (примерно 1000 ° C ).
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O .
Таблица 2 - Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов
| Гидроксид | t разл , ° C | Гидроксид | t разл , ° C | Гидроксид | t разл , ° C |
| LiOH | 925 | Cd(OH) 2 | 130 | Au(OH) 3 | 150 |
| Be(OH) 2 | 130 | Pb(OH) 2 | 145 | Al (OH) 3 | >300 |
| Ca(OH) 2 | 580 | Fe(OH) 2 | 150 | Fe(OH) 3 | 500 |
| Sr(OH) 2 | 535 | Zn (OH) 2 | 125 | Bi (OH) 3 | 100 |
| Ba(OH) 2 | 1000 | Ni (OH) 2 | 230 | In (OH) 3 | 150 |
4 ) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn ):
В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2
2Al + 2OH – + 6H 2 О ® 2 – + 3H 2 .
При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl О 2 + 3H 2 .
5 ) Взаимодействие щелочей с неметаллами :
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O .
6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами :
2NaOH + СО 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O .
В растворе: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .
При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .
7) Взаимодействие оснований с кислотами :
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH – ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O
H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn(OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.
8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1 ):
В растворе: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .
9 ) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание :
CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:
2NaOH + ZnS О 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Щелочи получают :
1) Взаимодействием оксида металла с водой :
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2 .
2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой :
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 .
3) Электролизом растворов солей :
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .
4 ) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями . В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
Л.А. Яковишин
И анионов ОН - . Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами .
- В статье смысл термина основание раскрывается в первом, наиболее широко используемом значении - осно́вные гидрокси́ды .
Способы получения оснований
Получение щелочи при реакции сильноосновного оксида с водойТак как только сильноосновные оксиды способны реагировать с водой, этот способ можно использовать исключительно для получения сильных оснований или щелочей.
CaO(т) + H 2 O(ж) → Ca(OH) 2 (p)
Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, и поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.
Косвенное получение основания (гидроксида) при реакции соли со щелочью
Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.
CuSO 4 (p) + 2NaOH(p) → Cu(OH) 2 (т)↓ + Na 2 SO 4 (p) Получение щелочи при реакции замещения типичного металла с водой.
Классификация оснований
- Растворимые в воде основания (щёлочи)
LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ra(OH) 2 , CsOH, RbOH, FrOH
- Практически нерастворимые в воде гидрооксиды
Mg(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Be(OH) 2
- Другие основания
Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые, или гидроксиды типичных металлов и не типичных.
Химические свойства
См. также
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Основные гидроксиды" в других словарях:
- (гидроокиси) соединения оксидов химических элементов с водой. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных металлов называются щелочами. Классификация В… … Википедия
Химические соединения оксидов с водой. Гидроксиды многих металлов основания, а неметаллов кислоты. Гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными. Обычно термин гидроксид относится только к основаниям. См.… … Большой Энциклопедический словарь
ГИДРОКСИДЫ - хим. соединения (см.) с водой. Г. многих металлов (см.), а неметаллов (см.). В формуле основания на первом месте ставится хим. символ металла, на втором кислорода и на последнем водорода (гидроксид калия КОН, гидроксид натрия NaOH и др.). Группа… … Большая политехническая энциклопедия
Химические соединения оксидов с водой. Гидроксиды многих металлов основания, а неметаллов кислоты. Гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными. Обычно термин «гидроксиды» относится только к основаниям … Энциклопедический словарь
Основные оксиды оксиды 1, 2 и некоторых 3 валентных металлов. К ним относятся: оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li Fr оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы)… … Википедия
Хим. соед. оксидов с водой. Г. мн. металлов основания, а неметаллов кислоты. Г., проявляющие как основные, так и кислотные свойства, наз. амфотерными. Обычно термин Г. относится только к основаниям. См. также Щёлочи … Естествознание. Энциклопедический словарь
Гидроксид меди(II) Сu(ОН)2 голубое кристаллич. или аморфное в во; кристаллич. решетка ромбич. (а= 0,2949 нм, b =1,059 нм, с =0,5256 нм, z = 4); плотн. 3,368 г/см 3; C0p 96,2 Дж/(моль.K); DH0 обр 444,4 кДж/моль, DG0 обр 359,4 кДж/моль; S0298 83,7… … Химическая энциклопедия
Основные оксиды – оксиды, образующие соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. К ним относятся: оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li Fr оксиды металлов главной подгруппы второй группы… … Википедия
Гидроксиды, химические соединения окислов элементов с водой; один из главных классов неорганических соединений. Часто Г. называют гидратами окислов, что не соответствует природе Г., поскольку они не содержат отдельную молекул воды (см.… … Большая советская энциклопедия
Металл - (Metal) Определение металла, физические и химические свойства металлов Определение металла, физические и химические свойства металлов, применение металлов Содержание Содержание Определение Нахождение в природе Свойства Характерные свойства… … Энциклопедия инвестора
Физические свойства
Общая формула гидроксидов щелочных металлов – MOН.
Все гидроксиды щелочных металлов – бесцветные гигроскопичные вещества, легко расплывающиеся на воздухе, очень хорошо растворимы в воде и этаноле, при переходе от LiOH к CsOH растворимость увеличивается.
Некоторые физические свойства гидроксидов щелочных металлов приведены в таблице.
Химические свойства
Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития при нагревании до температуры 600°С разлагается:
2LiOH = Li 2 O + H 2 O.
Все гидроксиды проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют:
NaOH = Na + + OH - .
Реагируют с оксидами неметаллов:
KOH + CO 2 = KHCO 3 ;
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O;
2KOH + 2NO 2 = KNO 3 + KNO 2 + H 2 O.
Взаимодействуют с кислотами, вступают в реакцию нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.
Вступают в обменные реакции с солями:
2NaOH + CuCl 2 = Cu(OH) 2 + 2NaCl.
Реагируют с галогенами:
2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде) ;
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3Н 2 О (при нагревании).
В расплавленном состоянии взаимодействуют с амфотерными металлами и их оксидами:
2KOH + Zn = K 2 ZnO 2 + H 2 ;
2KOH + ZnO = K 2 ZnO 2 + H 2 O.
Водные растворы гидроксидов при взаимодействии с амфотерными металлами, их оксидами и гидроксидами образуют гидроксокомплексы:
2NaOH + Be + 2H 2 O = Na 2 + H 2 ;
2NaOH + BeO + H 2 O = Na 2 ;
2NaOH + Be(OH) 2 = Na 2 .
Водные растворы и расплавы гидроксидов реагируют с бором и кремнием, их оксидами и кислотами:
4NaOH + 4B + 3O 2 = 4NaBO 2 + 2H 2 O (расплав);
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 (раствор).
Получение
Гидроксиды лития, натрия и калия получают электролизом концентрированных растворов их хлоридов, при этом на катоде выделяется водород, на аноде образуется хлор:
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .
Гидроксиды рубидия и цезия получают из их солей при помощи обменных реакций:
Rb 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2RbOH + BaSO 4 .
ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ
Свойства щелочноземельных металлов
| Атомный номер | Название | Атомная масса | Электронная конфигурация | r г/см 3 | t°пл. °C | t°кип. °C | ЭО | Атомный радиус, нм | Степень окисления |
| Бериллий Be | 9,01 | 2s 2 | 1,86 | 1,5 | 0,113 | +2 | |||
| Магний Mg | 24,3 | 3s 2 | 1,74 | 649,5 | 1,2 | 0,16 | +2 | ||
| Кальций Ca | 40,08 | 4s 2 | 1,54 | 1,0 | 0,2 | +2 | |||
| Стронций Sr | 87,62 | 5s 2 | 2,67 | 1,0 | 0,213 | +2 | |||
| Барий Ba | 137,34 | 6s 2 | 3,61 | 0,9 | 0,25 | +2 | |||
| Радий Ra | 7s 2 | ~6 | ~700 | 0,9 | – | +2 |
Физические свойства
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t°пл. и t°кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Химические свойства
1. Очень реакционноспособны.
2. Обладают положительной валентностью +2.
3. Реагируют с водой при комнатной температуре (кроме Be) с выделением водорода.
4. Обладают большим сродством к кислороду (восстановители).
5. С водородом образуют солеобразные гидриды ЭH 2 .
6. Оксиды имеют общую формулу ЭО. Тенденция к образованию пероксидов выражена слабее, чем для щелочных металлов.
Нахождение в природе
3BeO Al 2 O 3 6SiO 2 – берилл
MgCO 3 – магнезит
CaCO 3 MgCO 3 – доломит
KCl MgSO 4 3H 2 O – каинит
KCl MgCl 2 6H 2 O – карналлит
CaCO 3 – кальцит (известняк, мрамор и др.)
Ca 3 (PO 4) 2 – апатит, фосфорит
CaSO 4 2H 2 O – гипс
CaSO 4 – ангидрит
CaF 2 – плавиковый шпат (флюорит)
SrSO 4 – целестин
SrCO 3 – стронцианит
BaSO 4 – барит
BaCO 3 – витерит
Получение
Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF 2 + Mg – t ° ® Be + MgF 2
Барий получают восстановлением оксида:
3BaO + 2Al – t ° ® 3Ba + Al 2 O 3
Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:
CaCl 2 ® Ca + Cl 2
катод: Ca 2+ + 2ē ® Ca 0
анод: 2Cl - – 2ē ® Cl 0 2
Металлы главной подгруппы II группы - сильные восстановители; в соединениях проявляют только степень окисления +2. Активность металлов и их восстановительная способность увеличивается в ряду: ––Be–Mg–Ca–Sr–Ba®
1. Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяются в воде с образованием гидроксидов, которые являтся сильными основаниями:
Mg + 2H 2 O – t ° ® Mg(OH) 2 + H 2
Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2
2. Реакция с кислородом.
Все металлы образуют оксиды RO, барий-пероксид – BaO 2:
2Mg + O 2 ® 2MgO
Ba + O 2 ® BaO 2
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения:
Be + Cl 2 ® BeCl 2 (галогениды)
Ba + S ® BaS(сульфиды)
3Mg + N 2 ® Mg 3 N 2 (нитриды)
Ca + H 2 ® CaH 2 (гидриды)
Ca + 2C ® CaC 2 (карбиды)
3Ba + 2P ® Ba 3 P 2 (фосфиды)
Бериллий и магний сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Ca + 2HCl ® CaCl 2 + H 2
Mg + H 2 SO 4 (разб.) ® MgSO 4 + H 2
Бериллий также растворяется в водных растворах щелочей:
Be + 2NaOH + 2H 2 O ® Na 2 + H 2
5. Качественная реакция на катионы щелочноземельных металлов – окрашивание пламени в следующие цвета:
Ca 2+ - темно-оранжевый
Sr 2+ - темно-красный
Ba 2+ - светло-зеленый
Катион Ba 2+ обычно открывают обменной реакцией с серной кислотой или ее солями:
Сульфат бария – белый осадок, нерастворимый в минеральных кислотах.
Оксиды щелочноземельных металлов
Получение
1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2) Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO 3 – t ° ® CaO + CO 2
2Mg(NO 3) 2 – t ° ® 2MgO + 4NO 2 + O 2
Химические свойства
Типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами
MgO + H 2 O ® Mg(OH) 2
3CaO + P 2 O 5 ® Ca 3 (PO 4) 2
BeO + 2HNO 3 ® Be(NO 3) 2 + H 2 O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2
Гидроксиды щелочноземельных металлов R(OH) 2
Получение
Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
Ba + 2H 2 O ® Ba(OH) 2 + H 2
CaO(негашеная известь) + H 2 O ® Ca(OH) 2 (гашеная известь)
Химические свойства
Гидроксиды R(OH) 2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением порядкового номера; Be(OH) 2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основность R(OH) 2 увеличивается с увеличением атомного номера:
Be(OH) 2 – амфотерный гидроксид
Mg(OH) 2 – слабое основание
остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи).
1) Реакции с кислотными оксидами:
Ca(OH) 2 + SO 2 ® CaSO 3 ¯ + H 2 O
Ba(OH) 2 + CO 2 ® BaCO 3 ¯ + H 2 O
2) Реакции с кислотами:
Mg(OH) 2 + 2CH 3 COOH ® (CH 3 COO) 2 Mg + 2H 2 O
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 ® Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
3) Реакции обмена с солями:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 ¯+ 2KOH
4) Реакция гидроксида бериллия со щелочами:
Be(OH) 2 + 2NaOH ® Na 2
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca 2+ и Mg 2+ , называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca 2+ и Mg 2+ .
