Определение классификация химические свойства получение. Получение и свойства оснований
Наука служит лишь для того, чтобы дать нам понятие о размерах нашего невежества. Г.Ламене
Основания - сложные вещества, состоящие из ионов металлов и гидроксогрупп
Номенклатура ОСНОВАНИЙ
По международной номенклатуре названия оснований складываются из слова "гидроксид" и названия металла. Если металл проявляет переменную валентность, то в скобках указывается его валентность.
Например:
КОН- гидроксид калия,
Cu(OH) 2 - гидроксид меди (II)
Классификация оснований
По растворимости в воде все основания можно подразделить на растворимые в воде и нерастворимые:
Основания, растворимые в воде, называются щелочами
Основания различаются по кислотности. Они бывают одно- и многокислотные. Кислотность оснований определяется количеством гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотные остатки.
Однокислотные основания образуют одновалентные металлы.
Многокислотные основания образуют многовалентные металлы.
Например:
Однокислотное основание,
- двухкислотное основание,
- трехкислотное основание и т.д.
Химические свойства оснований
Растворы щелочей, мыльные на ощупь меняют окраску индикаторов:
а) фиолетовый лакмус - в синий цвет,
б) бесцветный раствор фенолфталеина - в малиновый цвет.
В) желтый универсальный – в синий
Г) оранжевый метилоранж – в желтый
- Большинство трудно растворимых оснований при нагревании легко разлагаются на оксид и воду:
- Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду:
- Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:
3. Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.
3.1. Классификация, получение и свойства оснований
Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .
По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:
Однокислотные основания - KOH , NaOH ;
Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;
Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .
Получение оснований
1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(суммарная реакция электролиза)
Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .
Химические свойства оснований
1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .
2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .
Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина
Неорганические соединения, содержащие гидроксильные группы или гидроксид-анионы, связанные с атомом металла или неметалла, называются гидроксидами . В зависимости от свойств гидроксиды делят на кислотные (кислородсодержащие кислоты), основные (основания) и амфотерные, проявляющие свойства кислоты или основания в зависимости от партнера по реакции:
Таким образом, основания - это основные гидроксиды, образующие соли при взаимодействии с кислотами , например:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O
Амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями :
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O;
Al(OH) 3 + 3KOH = K 3
Амфотерные гидроксиды образуют элементы, образующие амфотерные оксиды: цинк, алюминий, хром(III) и др.
В зависимости от числа гидроксильных групп, способных нейтрализовать кислоты, основания делят на однокислотные - NaOH, двухкислотные - Ba(OH) 2 и трехкислотные, например, Cr(OH) 3 . Кроме этого выделяют в отдельные группы основания, нерастворимые в воде и щелочи - сильные основания, растворимые в воде. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Гидроксиды называют следующим образом: гидроксид элемента(степень окисления). Для элементов, проявляющих постоянную валентность, степень окисления обычно не указывают. Примеры: NaOH - гидроксид натрия, Ba(OH) 2 - гидроксид бария, Cr(OH) 3 - гидроксид хрома(III).
Общие методы получения оснований
1. Взаимодействие щелочного или щелочноземельного металла с водой, например:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2. Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей щелочных или щелочноземельных металлов:
эл.ток
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
катод анод
4. Нерастворимые в воде основания получают взаимодействием растворимых солей металлов с растворами щелочей:
CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + 2NaCl
5. Необратимый гидролиз солей также может быть использован как метод получения малорастворимых оснований, например:
2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 6NaCl + 3CO 2
Общие химические свойства оснований . Малорастворимые в воде слабые основания термически неустойчивы и при нагревании легко отщепляют воду, образуя оксид металла:
Cu(OH) 2 CuO + H 2 O
Основания, содержащие металл в промежуточной степени окисления, могут окисляться кислородом или другими окислителями, например:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3
Некоторые неметаллы (хлор, сера, фосфор) в водных растворах щелочей подвергаются диспропорционированию:
Cl 2 + 2KOH = KClO + KCl + H 2 O;
3S + 6KOH 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O
Металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, а также кремний, растворяются в водных растворах щелочей с выделением водорода:
2Al + 6KOH + 6H 2 O = 2K 3 + 3H 2 ;
Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2
Основания, как основные гидроксиды, реагируют с кислотами и с кислотными оксидами с образованием солей:
Сa(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O;
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
Основания, растворимые в воде (щелочи), реагируют с солями с образованием малорастворимых гидроксидов, например:
FeCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + 2NaCl
а) получение оснований .
1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2 + K 2 SO 4 ,
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2 .
3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
б) химические свойства оснований .
1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O .
2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.
3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.
FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3 + 3 KCl
4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:
2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,
Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О.
КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н х А, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.
Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная, HNO 3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH 3 COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H 2 SO 4 – серная, H 2 S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные: H 3 PO 4 – ортофосфорная, H 3 AsO 4 – ортомышьяковая.
В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H 2 S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о - и слова «водородная» (H 2 S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н- , -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H 2 SO 4 – серная, H 2 CrO 4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H 2 SO 3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватист ая, HClO 2 – хлорист ая, HClO 3 – хлорноват ая, HClO 4 – хлорн ая).
С
точки зрения теории электролитической
диссоциации, кислоты – электролиты,
диссоциирующие в водном растворе с
образованием в качестве катионов только
ионов водорода:
Н х А хН + +А х-
Наличием Н + -ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).
Получение и свойства кислот
а) получение кислот .
1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:
2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.
3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2 HBr ,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,
FeS+ H 2 SO 4 (paзб.) = H 2 S + FeSO 4 ,
NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,
4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO
б) химические свойства кислот .
1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3 , H 3 BO 3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.
H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O
2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.
3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.
Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2
4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(разбавл), H 3 PO 4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:
Zn+H 2 SO 4(разб) =ZnSO 4 +H 2
Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2
Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:
Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,
Рb + 4НNО 3(конц) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
а с основаниями – как кислоты:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакция протекает в растворе щелочи);
Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).
С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.
Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:
Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.
СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO 4) – при избытке основания.
Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрома (III), AlCl 3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO 3) 2 – гидрокарбонат кальция, NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl 2 – гидроксохлорид алюминия, 2 SO 4 - дигидроксосульфат хрома(III).
Получение и свойства солей
а) химические свойства солей .
1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:
Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:
2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.
2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.
3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:
BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.
4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».
б) способы получения солей .
В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:
1) Взаимодействие металлов с неметаллами:
Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,
2) Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.
3) Взаимодействие металлов с кислотами:
Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .
4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:
3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.
5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:
2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.
6) Взаимодействие кислот с солями:
HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .
7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:
3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.
8) Взаимодействие двух солей в растворе:
NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.
9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:
Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.
10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:
CaO+CO 2 =CaCO 3 .
Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.