Калия, натрия или лития, могут взаимодействовать с водой. В этом случае в продуктах реакции обнаруживаются соединения, относящиеся к гидроксидам. Свойства этих веществ, особенности протекания химических процессов, в которых участвуют основания, обусловлены присутствием в их молекулах гидроксильной группы. Так, в реакциях электролитической диссоциации основания расщепляются на ионы металла и анионы OH - . Как основания взаимодействуют с оксидами неметаллов, кислотами и солями, мы и рассмотрим в нашей статье.

Номенклатура и строение молекулы

Чтобы правильно назвать основание, требуется к названию металлического элемента прибавить слово гидроксид. Приведем конкретные примеры. Основание алюминия относится к амфотерным гидроксидам, свойства которых мы рассмотрим в статье. Обязательное присутствие в молекулах оснований гидроксильной группы, связанной с катионом металла ионным типом связи, можно определить с помощью индикаторов, например, фенолфталеина. В водной среде избыток ионов OH - определяется по изменению цвета раствора индикатора: бесцветный фенолфталеин становится малиновым. Если металл проявляет несколько валентностей, он может образовывать несколько оснований. Например, железо имеет два основания, в которых равна 2 или 3. Первое соединение характеризуется признаками второе - амфотерных. Поэтому свойства высших гидроксидов отличаются от соединений, в которых металл имеет низшую степень валентности.

Физическая характеристика

Основания - это твердые вещества, устойчивые к нагреванию. По отношению к воде они делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. Первая группа образована активными в химическом отношении металлами - элементами первой и второй групп. Нерастворимые в воде вещества состоят из атомов других металлов, чья активность уступает натрию, калию или кальцию. Примерами таких соединений могут служить основания железа или меди. Свойства гидроксидов будут зависеть от того, к какой группе веществ они относятся. Так, щелочи являются термически прочными и не разлагаются при нагревании, тогда, как нерастворимые в воде основания под действием высокой температуры разрушаются, образуя оксид и воду. Например, основание меди разлагается следующим образом:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Химические свойства гидроксидов

Взаимодействие между собой двух важнейших групп соединений - кислот и оснований - именуют в химии реакцией нейтрализации. Такое название можно объяснить тем, что химически агрессивные гидроксиды и кислоты образуют нейтральные продукты - соли и воду. Являясь, по сути, обменным процессом между двумя сложными веществами, нейтрализация характерна как для щелочей, так и для нерастворимых в воде оснований. Приведем уравнение реакции нейтрализации между едким калием и хлоридной кислотой:

KOH + HCl = KCl + H 2 O

Важное свойство оснований щелочных металлов является их способность реагировать с кислотными оксидами, в результате можно получить соль и воду. Например, пропуская через гидроксид натрия углекислый газ, можно получить его карбонат и воду:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

К реакциям ионного обмена относится взаимодействие между щелочами и солями, идущее с образованием нерастворимых гидроксидов или солей. Так, приливая по каплям раствор в раствор сернокислой меди, можно получить голубой желеобразный осадок. Это основание меди, нерастворимое в воде:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Химические свойства гидроксидов, нерастворимых в воде, отличаются от щелочей тем, что они при небольшом нагревании теряют воду - дегидратируются, переходя в форму соответствующего основного окисла.

Основания, проявляющие двойственные свойства

Если элемент или может реагировать и с кислотами, и с щелочами - его называют амфотерным. К таковым относятся, например, цинк, алюминий и их основания. Свойства амфотерных гидроксидов позволяют записывать их молекулярные формулы как в выделяя при этом гидроксогруппу, так и в виде кислот. Представим несколько уравнений реакций основания алюминия с хлоридной кислотой и гидроксидом натрия. Они иллюстрируют особые свойства гидроксидов, относящихся к амфотерным соединениям. Вторая реакция проходит с распадом щелочи:

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

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

Продуктами процессов будут вода и соли: хлорид алюминия и алюминат натрия. Все амфотерные основания не растворяются в воде. Добывают их в результате взаимодействия соответствующих солей и щелочей.

Способы получения и применение

В промышленности, требующей больших объемов щелочей, их получают электролизом солей, содержащих катионы активных металлов первой и второй группы периодической системы. Сырьем для добычи, например, едкого натрия, служит раствор поваренной соли. Уравнение реакции будет таким:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2

Основания малоактивных металлов в лаборатории получают взаимодействием щелочей с их солями. Реакция относится к типу ионного обмена и заканчивается выпадением осадка основания. Простой способ получения щелочей - это реакция замещения, проходящая между активным металлом и водой. Она сопровождается разогреванием реагирующей смеси и относится к экзотермическому типу.

Свойства гидроксидов используют в промышленности. Особую роль здесь играют щелочи. Их применяют в качестве очистителей керосина и бензина, для получения мыла, обработки натуральной кожи, а также в технологиях производства искусственного шелка и бумаги.

Так как оксиды d-металлов нерастворимы в воде, их гидроксиды получают косвенным путем с помощью обменных реакций между их солями и растворами щелочей:

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaCl;

MnCl 2 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl (в отсутствии кислорода);

FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4 (в отсутствии кислорода) .

Гидроксиды d-элементов в низших степенях окисления являются слабыми основаниями; они нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в кислотах:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Гидроксиды d-элементов в промежуточных степенях окисления и гидроксид цинка растворяются не только в кислотах, но и в избытке растворов щелочей с образованием гидроксокомплексов (т.е. проявляют амфотерные свойства), например:

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O;

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ;

Cr(OH) 3 + 3HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O;

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

В более высоких степенях окисления переходные металлы образуют гидроксиды, которые проявляют кислотные свойства или амфотерные свойства с преобладанием кислотных:

С увеличением степени окисления элемента основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные - возрастают.

Поэтому, по периоду слева направо наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов d-металлов в высших степенях окисления до подгруппы Mn, затем кислотные свойства ослабевают:

Sc(OH) 3 - TiO 2 xH 2 O - V 2 O 5 xH 2 O - H 2 CrO 4 - HMnO 4

Усиление кислотных свойств

Fe(OH) 3 - Co(OH) 2 - Cu(OH) 2 - Zn(OH) 2

Медленное ослабление кислотных свойств

Рассмотрим изменение свойств гидроксидов d-металлов в подгруппах. Сверху вниз по подгруппе основные свойства гидроксидов d-элементов в высших степенях окисления возрастают, кислотные свойства уменьшаются. Например, для шестой группы d-металлов:

H 2 CrO 4 - резко - MoO 3 H 2 O - слабо - WO 3 H 2 O

Кислотные свойства уменьшаются

Окислительно-восстановительные свойства соединений d-элементов

Соединения d - элементов в низших степенях окисления проявляют, в основном, восстановительные свойства, особенно в щелочной среде. Поэтому, например, гидроксиды Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) являются очень неустойчивыми и быстро окисляются кислородом воздуха:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3

Чтобы гидроксид кобальта (II) или никеля (II) перевести в Co(OH) 3 или Ni(OH) 3 , необходимо использовать более сильный окислитель - например, перекись водорода H 2 O 2 в щелочной среде или бром Br 2:

2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Co(OH) 3;

2 Ni(OH) 2 + Br 2 +2NaOH = 2 Ni(OH) 3 + 2NaBr

Производные Ti(III), V(III), V(II), Cr (II) легко окисляются на воздухе, некоторые соли могут окисляться даже водой :

2Ti 2 (SO 4) 3 + O 2 + 2H 2 O = 4TiOSO 4 + 2H 2 SO 4;

2CrCl 2 + 2H 2 O = 2Cr(OH) Cl 2 + H 2

Соединения d-элементов в высших степенях окисления (от +4 до +7) обычно проявляют окислительные свойства. Однако, соединения Ti (IV) и V (V) всегда устойчивы и поэтому обладают относительно слабыми окислительными свойствами:

TiOSO 4 + Zn + H 2 SO 4 = Ti 2 (SO 4) 3 + ZnSO 4 + H 2 O;

Na 3 VO 4 + Zn + H 2 SO 4 = VOSO 4 + ZnSO 4 + H 2 O

Восстановление идет в жестких условиях - атомарным водородом в момент его выделения (Zn + 2H + = 2H· + Zn 2+).

А соединения хрома в высших степенях окисления являются сильными окислителями, особенно в кислой среде:

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

2CrO 3 + C 2 H 5 OH = Cr 2 O 3 + CH 3 COH + H 2 O

Еще более сильные окислительные свойства проявляют соединения Mn(VI), Mn(VII) и Fe(VI):

2KMnO 4 + 6KI + 4H 2 O = 2MnO 2 + 3I 2 + 8KOH;

4K 2 FeO 4 + 10H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + 3O 2 +10H 2 O+ 4K 2 SO 4

Таким образом, окислительные свойства соединений d-элементов в высших степенях окисления по периоду слева направо возрастают.

Окислительная способность соединений d-элементов в высших степенях окисления по подгруппе сверху вниз ослабевает . Например, в подгруппе хрома: бихромат калия K 2 Cr 2 O 7 взаимодействует даже с таким слабым восстановителем, как SO 2 . Чтобы восстановить молибдат- или вольфрамат-ионы необходим очень сильный восстановитель, например, солянокислый раствор хлорида олова (II):

K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

3 (NH 4) 2 MoO 4 + НSnCl 3 + 9HCl = MoO 3 MoO 5 + H 2 SnCl 6 +4H 2 O + 6NH 4 Cl

Последняя реакция идет при нагревании, а степень окисления d-элемента уменьшается совсем незначительно.

Соединения d-металлов в промежуточной степени окисления обладают окислительно-восстановительной двойственностью . Например, соединения железа (III) в зависимости от характера вещества-партнера могут проявлять как свойства восстановителя:

2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl +8H2O,

так и окислительные свойства:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 +2KCl.

Бронза: Cu (70-96%), Sn (все остальное).

Константан: Cu (55%), Ni (44%).

Латунь: Cu (54-90%), Zn (все остальное).

Нойзильбер: Cu (50-65%), Ni (8-26%), Zn (все остальное).

Применение:

Бронза – изготовление деталей машин. Константан – материал электросопротивления.

Латунь – изготовление проводов, листов, профилей, арматуры. Нойзильбер – материал для приборов точной механики и ме-

Вопрос № 21

От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов металлов? Поясните на конкретных примерах.

Свойства оксидов и гидроксидов металлов зависят от степени окисления металла. Чем выше степень окисления металла, тем сильнее выражены его кислотные свойства. Это хорошо видно на примере оксидов хрома.

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства. При реакциях с кислотами они образуют соли.

СrO + 2НСl = СrСl2 + Н2 О

Сr(ОН)2 + 2НСl = CrCl2 + 2Н2 O

Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

Сr2 О3 + 6HCl = 2СrСl3 + 3Н2 О Сr2 О3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na

Сr(ОН)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2 О Сr(ОН)3 + NaOH = Na

Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом, при реакции с водой образует хромовую кислоту Н2 CrO4 :

СrO3 + Н2 О = Н2 CrO4

При реакции хромовой кислоты или оксида хрома (VI) с основаниями образуются соли – хроматы:

СrО2 + 2NaOH = Na2 CrO4 + Н2 О

Н2 СrО4 , + 2NaOH = Na2 CrO4 + 2Н2 O

Задача № 1

Какую массу чистого железа можно получить из 250 т руды с массовой долей пирита FeS2 0,7, если выход составляет 82%?

Из пирита сначала получают оксид железа (III):

FeS2 + О2 Fе2 О3 + SO2

Для расстановки коэффициентов воспользуемся методом электронного баланса:

2 − 1			3 − 2	4 − 2
FeS2		→ Fe2 O3
−1	− 10e− →
		− →
Fe − e
	4e − →		−2

4FeS2 + 11O2 = 2Fе2 О3 + 8SO2

Из оксида железа (III) железо можно получить при помощи любогоподходящеговосстановителя, например оксидауглерода(II):

Fе2 О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2 (2)

Вычислим массу чистого пирита в руде:

M(FeS2 ) = w(FеS2 ) · m(руды) = 0,7 · 250 т = 175 т.

Вычислим молярную массу пирита:

M(FeS2 ) = 56 + 32 · 2 = 120 г/моль

Вычислим количество вещества пирита:

По уравнению (1) из 4 моль пирита получится 2 моль оксида железа. По уравнению (2) из 1 моль оксида железа получается 2 моль железа. Всего, значит, из 4 моль пирита получается 4 моль железа. Следовательно, из 1,46·106 моль пирита при теоретическом 100% выходе можно получить 1,46·106 моль железа. Поскольку выход железа составляет 82%, или 0,82, практически можно получить 0,82 · 1,46·106 ≈ 1,2·106 моль. Молярная масса железа равна 56 г/моль, вычислим массу железа:

m(Fe) = ν (Fe) · M(Fe) = 1,2·106 моль · 56 г/моль = 67,2 · 106 = 67,2 т.

Ответ : можно получить 67,2 т железа.

Задача № 2

При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько по массе и количеству вещества образовалось гидроксида натрия в растворе.

Запишем уравнения процессов, происходящих на электродах:

2H2 O + 2e− → 2OH− + H2
2Cl− − 2e− → Cl2

2NaCl + 2H2 O = 2NaOH + Сl2 + Н2

Таким образом, в растворе образуется гидроксид натрия, на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.

По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на катоде водорода приходится 2 моль образовавшегося в растворе гидроксида натрия. Пусть при выделении 0,32 моль водорода в растворе образуется х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:

1 2 = 0, x 32 , x = 0,32 1 2 = 0,64 моль

Определим молярную массу гидроксида натрия:

m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,64 моль · 40 г/моль = 25,6 г.

Ответ : в растворе образовалось 0,64 моль (25,6 г) гидроксида натрия.

Задача № 3

Через 1 л 18%-го раствора сульфата меди (II) (ρ = 1,12 г/см3 ) пропустили 23,2 л сероводорода. Какое вещество и сколько по массе выпало в осадок?

В осадок выпадает сульфид меди (II):

CuSO4 + H2 S = CuS↓ + H2 SO4

Вычислим количество вещества сероводорода:

Вычислим массу раствора сульфата меди: m(раствора) = ρ · V = 1,12 г/мл · 1000 мл = 1120 г.

Вычислим массу сульфата меди в растворе:

m(CuSO4 ) = c(CuSO4 ) · m(раствора) = 0,18 · 1120 г = 201,6 г

Определим молярную массу сульфата меди:

M(CuSO4 ) = 64 + 32 + 16 · 4 = 160 г/моль

Вычислим количество вещества сульфата меди:

По уравнению реакции 1 моль сероводорода реагирует с 1 моль сульфата меди, значит в реакцию с 1,036 моль сероводорода вступит 1,036 моль сульфата меди, то есть сульфат меди взят в избытке и расчет ведем по сероводороду. По уравнению реакции из 1 моль сероводорода образуется 1 моль сульфида меди (II), значит из 1,036 моль сероводорода образуется 1,036 моль сульфида меди (II). Вычислим молярную массу сульфида меди (II):

M(CuS) = 64 + 32 = 96 г/моль.

Вычислим массу сульфида меди (II):

m(CuS) = ν (CuS) · M(CuS) = 1,036 моль · 96 г/моль ≈ 120,96 г.

В осадок выпадает 121 г сульфида меди (II).

Задача № 4

При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40%-ным раствором гидроксида натрия (ρ = 1,4 г/см3 ) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите процентный состав исходной смеси и объем раствора NaOH, вступившего в реакцию.

Уравнения реакций:

2Аl + 2NaOH + 6Н2 О = 2Na + 3Н2 (1)

Аl2 O3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na (2)

Вычислим количество вещества выделившегося водорода:

По уравнению реакции при взаимодействии 2 моль алюминия с раствором щелочи выделяется 3 моль водорода. Пусть 0,15 моль водорода выделится при реакции x моль алюминия с раствором щелочи. Составим пропорцию:

2 3 = 0, x 15 , x = 0,15 3 2 = 0,1 моль

Молярная масса алюминия равна 27 г/моль, вычислим массу алюминия:

m(Al) = ν (Al) · M(Al) = 0,1 моль · 27 г/моль = 2,7 г

Вычислим массовую долю алюминия в смеси:

	w(Al) =	m(Al)		100% =		100% = 30%
		m(смеси)

Вычислим массовую долю оксида алюминия в смеси: w(Аl2 О3 ) = 100% – w(Al) = 70%.

По уравнению (1) 2 моль алюминия реагирует с 2 моль гидроксида натрия, значит 0,1 моль алюминия реагирует с 0,1 моль гид-

роксида натрия. В смеси содержится 9 – 2,7 = 6,3 г оксида алюминия. Вычислим молярную массу оксида алюминия:

М(Аl2 O3 ) = 27 · 2 + 16 · 3 = 102 г/моль.

Вычислим количество вещества оксида алюминия:

По уравнению реакции (2) 1 моль оксида алюминия реагирует с 2 моль гидроксида алюминия. Пусть 0,062 моль оксида алюминия реагирует с х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:

1 2 = 0,062 х , x = 0,062 1 2 = 0,124 моль

Таким образом, всего необходимо 0,1 + 0,124 = 0,224 моль гидроксиданатрия. Определиммолярнуюмассугидроксиданатрия:

M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль

Вычислим массу гидроксида натрия:

m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,224 моль · 40 г/моль = 8,96 г.

Вычислим массу раствора гидроксида натрия с концентрацией

40%, или 0,4.

	m(раствора) =	m(NaOH)			≈ 22,4 г
		c(NaOH)

Вычислим объем раствора: гидроксида натрия:

V = m ρ = 1,22 4 г,4 / млг = 16 мл

Ответ : в смеси содержится 30% алюминия и 70% оксида алюминия; потребуется 16 мл раствора гидроксида натрия.

Задача № 5

Вещество, полученное при прокаливании 1,28 г меди в струе кислорода, превратили в хлорид меди (II). Вычислите, какой объем (в мл) 4%-ной соляной кислоты (ρ = 1,02 г/см3 ) израсходовали и какова масса выделившегося хлорида меди (II).

Припрокаливаниимедивкислородеобразуетсяоксидмеди(II):

2Cu + О2 = 2CuO (1)

При реакции оксида меди (II) с соляной кислотой образуется хлорид меди (II):

СuО + 2НСl = СuСl2 + H2 O

Молярная масса меди равна 64 г/моль. Вычислим количество вещества меди:

По уравнению реакции (1) из 2 моль меди образуется 2 моль оксида меди (II), значит из 0,02 моль меди образуется 0,02 моль оксида меди (II). По уравнению (2) 1 моль оксида меди (II) реагирует с 2 моль хлороводорода. Пусть 0,02 моль оксида меди (II) реагирует с х моль хлороводорода. Составим пропорцию:

1 2 = 0, х 02 , x = 0,02 1 2 = 0,04 моль

Определим молярную массу хлороводорода:

М(НСl) = 1 +35,5 = 36,5 г/моль.

Вычислим массу хлороводорода:

m(HCl) = ν (HCl) · M(HCl) = 0,04 моль· 36,5 г/моль = 1,46 г.

Вычислим массу 4%-ной соляной кислоты:

Вычислим объем соляной кислоты:

По уравнению реакции (2) из 1 моль оксида меди (II) образуется 1 моль хлорида меди (II), значит из 0,02 моль оксида меди (II) образуется 0,02 моль хлорида меди (II). Определим молярную массу хлорида меди (II):

М(СuСl2 ) = 64 + 35,5 · 2 = 135 г/моль.

Вычислим массу хлорида меди (II):

m(CuCl2 ) = ν (CuCl2 ) · M(CuCl2 ) = 0,02 моль · 135 г/моль = 2,7 г.

Ответ : израсходовали 35,8 мл соляной кислоты; образовалось 2,7 г хлорида меди (II).

Глава VI. Неметаллы

Задачи к §§1-3 (стр.140)

Вопрос № 1

Чем отличается строение атомов и простых веществ неметаллов от металлов?

а) Атомы большинства неметаллов имеют 4 и более электрона на внешней электронной оболочке, у атомов металлов же на внешней оболочке находится от одного до трех электронов.

б) Простые вещества – металлы всегда образуют так называемую металлическую кристаллическую решетку. Простые вещества

– неметаллы либо образуют атомную решетку (например, углерод, кремний, сера, фосфор), либо имеют молекулярное строение (например, водород, кислород, азот).

Вопрос № 2

На основе периодической системы выявите закономерности, наблюдаемые при изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов.

В группах периодической системы при движении сверху вниз окислительные свойства неметаллов ослабевают, и соответственно восстановительные свойства усиливаются.

В периодах окислительные свойства неметаллов усиливаются слева направо.

Вопросы №№ 4-5

Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов в периодах и группах? Даны формулы кислотных

оксидов: a) N2 O5 , CO2 , Cl2 O7 и SO3 ; б) P2 O5 , As2 O5 , N2 O5 и Sb2 O5 . Рас-

положитеихвпорядкевозрастаниякислотныхсвойствоксидов.

Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому порядок будет следующим:

а) СО2 , N2 O5 , SO3 , Cl2 O7

б) Sb2 O5 , AS2 O5 , P2 O5 , N2 O5

Вопрос № 6

Пользуясь таблицей учебника (стр. 134), дополнительно напишите по два-три уравнения химических реакций кислотных оксидов, не представленных в таблице, с основаниями, основными оксидами, водой.

1) Реакции с основаниями:

SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2 О

Р2 O5 + 6КОН = 2К3 РO4 + 3Н2 O

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + Н2 O

2) Реакции с основными оксидами:

SO2 + СаО = СаSО3

P2 O5 + 3СаО = Са3 (РO4 )2

CO2 + Na2 O = Na2 CO3

3) Реакции с водой:

Сl2 О7 + Н2 O = 2НСlO4 N2 O5 + Н2 O = 2HNO3

Вопрос № 7

Укажите сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот.

Общие свойства . Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6:

Cu + 4НNО3 = Cu(NО3 )2 + 2NO2 + 2Н2 O

Cu + 2H2 SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2 O

Отличительные свойства . Разбавленная серная кислота реагирует с металлами с выделением водорода, то есть окислителем служит водород в степени окисления +1.

Mg + H2 SO4 = MgSO4 + H2

Mg − 2e		− → Mg
		− → H 2

В разбавленной азотной кислоте же окислителем все равно является азот в степени окисления +5. Состав продуктов реакции зависит от концентрации кислоты и химической активности металла:

3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O 4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3 )2 + N2 О + 5H2 O

Вопрос № 8

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от +6 до +4. Составьте уравнение.

2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6Н2 O

	2e − →
	−3e − →

Вопрос № 9

Почему нелетучие водородные соединения так резко отличаются от летучих водородных соединений?

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.

Большинство оснований - твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.

Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.

Получение гидроксидов

Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .

Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.

Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:

FeCl 3 + 3NaOH aq = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl.

Химические свойства гидроксидов

Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.

Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ - лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).

Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.

Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета - это оксид меди (II):

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:

Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4 ;

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

Применение гидроксидов

Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси -средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.

Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова - 63,6%; кислорода - 34,2%; водорода - 2,2%. Определите формулу этого гидроксида.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H); x:y:z = 63,6/119: 34,2/16: 2,1/1; x:y:z = 0,53: 2,14: 2,1 = 1: 4: 4. Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4 .
Ответ	Формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH) 4

ПРИМЕР 2

Задание	Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г.
Решение	Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = m(X) / m solution × 100%. Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя: m solution = m(H 2 O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г. Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария: BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 . Рассчитаем количества моль исходных веществ: n(H 2 O) = m(H 2 O) / M(H 2 O); M(H 2 O) = 18 г/моль; n(H 2 O) = 50 / 18 = 2,8 моль. n(BaO) = m(BaO) / M(BaO); M(BaO) = 153 г/моль; n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль. Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению n(BaO) :n(Ba(OH) 2) = 1:1, т.е. n(Ba(OH) 2) = n(BaO) = 1,04 моль. Тогда масса образовавшегося гидроксида бария будет равна: m(Ba(OH) 2) = n(Ba(OH) 2) × M(Ba(OH) 2); M(Ba(OH) 2) = 171 г/моль; m(Ba(OH) 2) = 0,008 ×171 = 1,368 г. Найдем массовую долю гидроксида бария в растворе: ω (Ba(OH) 2) = 1,368 / 51,2 × 100% = 2,67%.
Ответ	Массовая доля гидроксида бария равна 2,67%