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.

Амфотерные соединения

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K 2 O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + H2O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO 3 и кислотный гидроксид H 2 SO 4 (серную кислоту):

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью . Таким оксидам и гидроксидам и будет приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4 , например (Al 2 O 3 , Al (OH ) 3 , Fe 2 O 3 , Fe (OH ) 3)

И четыре исключения: металлы Zn , Be , Pb , Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Be ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства .

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): ZnO, Zn(OH) 2 , BeO, Be(OH) 2 , PbO, Pb(OH) 2 , SnO, Sn(OH) 2 , Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3 , Cr 2 O 3 , Cr(OH) 3 .

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами .

• с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be(NO 3 ) 2 + H 2 O

Точно так же реагируют гидроксиды:

Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb(OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

Взаимодействие основных соединений с амфотерными при сплавлении.

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn (OH ) 2 как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H 2 ZnO 2 . И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO 2 2- двухвалентный:

2K OH (тв.) + H 2 ZnO 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Полученное вещество K 2 ZnO 2 называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H 2 ZnO 2 (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H 2 ZnO 2 – нехорошо. Пишем как обычно Zn (OH ) 2 , но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

2KOH (тв.) + Zn (OH ) 2(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

Be(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (метабериллат натрия, или бериллат)

Pb(OH) 2( тв .) + 2NaOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + Na 2 PbO 2 (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al (OH ) 3 , Cr (OH ) 3 , Fe (OH ) 3) немного иначе.

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al (OH ) 3 , запишем в виде кислоты: H 3 AlO 3 , но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

H 3 AlO 3 – H 2 O → HAlO 2 + H 2 O .

Вот с этой «кислотой» (HAlO 2) мы и работаем:

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO 2 записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KAlO 2 (метаалюминат калия)

То же самое и с гидроксидом хрома:

Cr(OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr(OH) 3( тв .) + KOH ( тв .) (t ,сплавление)→ 2H 2 O + KCrO 2 (метахромат калия,

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

Sn(OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb(OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn (OH ) 2 , Pb (OH ) 2), и +4 (Sn (OH ) 4 , Pb (OH ) 4).

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

Степень окисления
Формула гидроксида	Sn (OH ) 2	Pb (OH ) 2	Sn (OH ) 4	Pb (OH ) 4
Формула гидроксида в виде кислоты	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Соль (калиевая)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Название соли			метастаннАТ	метаблюмбАТ

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

Взаимодействия:

Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

ZnO (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO (тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnO (тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

Zn(OH) 2 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + H 2 O

Амфотерного гидроксида со щелочью:

Zn (OH ) 2(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

Zn (OH ) 2(тв.) + K 2 CO 3(тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

ZnCO 3 (тв.) + K 2 O (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

ZnCO 3(тв.) + 2KOH (тв.) (t ,сплавление)→ K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO 3(тв.) + K 2 CO 3( тв .) (t, сплавление)→ K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

	Гидроксид	Гидроксид в виде кислоты	Кислотный остаток		Название соли
BeO	Be(OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Метабериллат (бериллат)
ZnO	Zn(OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Метацинкат (цинкат)
Al 2 O 3	Al(OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Метаалюминат (алюминат)
Fe 2 O 3	Fe(OH) 3	HFeO 2	FeO 2 —	KFeO 2	Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)
	Sn(OH) 2	H 2 SnO 2	SnO 2 2-	K 2 SnO 2
	Pb(OH) 2	H 2 PbO 2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn (OH ) 4	H 2 SnO 3	SnO 3 2-	K 2 SnO 3	МетастаннАТ (станнат)
PbO 2	Pb (OH ) 4	H 2 PbO 3	PbO 3 2-	K 2 PbO 3	МетаблюмбАТ (плюмбат)
Cr 2 O 3	Cr(OH) 3	HCrO 2	CrO 2 —	KCrO 2	Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

Взаимодействие амфотерных соединений с растворами ЩЕЛОЧЕЙ (здесь только щелочи).

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами , и когда он окружен шестью гидроксид-ионами .

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

Al(OH) 3 + OH — → Al(OH) 4 —

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

Al(OH) 3 + 3OH — → Al(OH) 6 3-

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно . Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al (OH ) 4 — или Al (OH ) 6 3- .

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки .

Al (OH ) 3 + KOH → K (тетрагидроксоалюминат калия)

Al (OH ) 3 + 3KOH → K 3 (гексагидроксоалюминат калия)

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K 3 (допустимо образование K ». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

Амфотерное вещество		Название соли
Al 2 O 3 Al(OH) 3		Тетрагидроксоалюминат натрия	Al(OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Гексагидроксоалюминат натрия	Al(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn(OH) 2	K 2	Тетрагидроксоцинкат натрия	Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K 4	Гексагидроксоцинкат натрия	Zn(OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Be(OH) 2	Li 2	Тетрагидроксобериллат лития	Be(OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Be + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Гексагидроксобериллат лития	Be(OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Be + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr 2 O 3 Cr(OH) 3		Тетрагидроксохромат натрия	Cr(OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Гексагидроксохромат натрия	Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe(OH) 3		Тетрагидроксоферрат натрия	Fe(OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Гексагидроксоферрат натрия	Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na 3 + 6H 2 SO 4 → 3Na 2 SO 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства либо оснований, либо кислот.

К амфотерным гидроксидам относятся:

Ве(ОН) 2 , Zn(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Сr(ОН) 3 , Sn(ОН) 2 , Рb(OH) 2

и некоторые другие.

Амфотерные гидроксиды реагируют :

а) с кислотами,

Например:

А1(ОН) 3 + ЗНС1 = А1С1 3 + ЗН 2 О,

Zn(ОН) 2 + Н 2 SО 4 = ZnSO 4 + 2Н 2 О;

б) с кислотными оксидами,

2А1(ОН) 3 +3SiO 2 А1 2 (SiO 3) 3 + ЗН 2 О.

В этих реакциях амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований.

в) с основаниями ,

при сплавлении твердых веществ образуются соли.

Например:

А1(ОН) 3 + NaОН тв. NaА1O 2 + 2Н 2 О,

Zn(ОН) 2 + 2КОН тв. К 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

В этих реакциях амфотерные гидроксиды проявляют свойства кислот.

В реакциях с водными растворами щелочей образуются соответствующие комплексные соединения.

Например:

А1(ОН) 3 + NaОН раствор = Na[А1(OH) 4 ],

тетрагидроксоалюминат натрия

Zn(ОН) 2 + 2КОН раствор = K 2

тетрагидроксоцинкат калия

г) с основными оксидами :

2Cr(OH) 3 + K 2 O 2KCrO 2 + 3H 2 O.

В этой реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. Реакция протекает при сплавлении реагентов.

Способы получения оснований

1. Общим способом получения оснований является реакция обмена раствора соли сраствором щелочи. При взаимодействии образуется новое основание и новая соль.

Например:

CuSO 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + К 2 SО 4 ,

K 2 CO 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 ↓.

Этим методом могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания.

2. Щелочи можно получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой .

Например:

2Nа +2Н 2 О = 2NаОН + Н 2 ,

Са +2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2 .

3. Щелочи могут быть получены также взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Например:

Nа 2 О + Н 2 О = 2NаОН,

СаО+Н 2 О = Са(ОН) 2 .

4. В технике щелочи получают электролизом растворов солей (например, хлоридов).

Например:

2NaС1 + 2Н 2 О
2NаОН + Н 2 + С1 2 .

Области применения оснований

Гидроксиды натрия и калия (NаОН и КОН) используются для очистки нефтепродуктов, для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, применяются в текстильной и кожевенной промышленности и др. Щелочи входят в состав растворов для химического обезжиривания поверхностей черных и некоторых цветных металлов перед нанесением защитных и декоративных покрытий.

Гидроксиды калия, кальция, бария применяются в нефтяной промышленности для приготовления ингибированных буровых растворов, позволяющих разбуривать неустойчивые горные породы. Закачка в пласт растворов щелочей способствует повышению нефтеотдачи продуктивных пластов.

Гидроксиды железа (III), кальция и натрия используются в качестве реагентов для очистки газов от сероводорода.

Гашеная известь Са(ОН) 2 применяется в качестве ингибитора коррозии металлов под действием морской воды, а также в качестве реагента для устранения жесткости воды и очистки мазута, идущего на приготовление смазочных масел.

Гидроксиды алюминия и железа (III) используются в качестве флокулянтов для очистки воды, а также для приготовления буровых растворов.

Основания - Это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Бренстеда) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса)

Химические свойства оснований

Щелочи	Нерастворимые основания
Изменение окраски индикторов
фенолфталеин - малиновый метилоранж - оранжевый лакмус- синий универсальный индикатор - от синего до фиолетового	не меняют
Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2OCu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O
Взаимодействие с кислотными оксидами
SO2+2KOH=K2SO3+H2O4SO2+2KOH=K2SO3+H2O4
Взаимодействие с амфотерными оксидами
Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3Al2O3+6NaOH+3H2O=2Na3 в растворе Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O в расплаве
Взаимодействие с солями
средними (правило Бертолле): 2NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO42NaOH+MgSO4=Mg(OH)2↓+Na2SO4 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2ONaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
Разложение при нагревании
не разлагаются, кроме LiOH: 2LiOH−→−−−−−800∘C,H2Li2O+H2O2LiOH→800∘C,H2Li2O+H2O	Cu(OH)2=CuO+H2OCu(OH)2=CuO+H2O
Взаимодействие с неметаллами
2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O2NaOH(конц., хол.)+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O6NaOH(конц., гор.)+3Cl2=NaClO3+5NaCl+3H2O

Методы получения оснований

1 . электролиз водных растворов солей активных металлов:

2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl2

В ходе электролиза солей металлов, стоящих в ряду напряжения до алюминия, на катоде происходит восстановление воды с выделением газообразного водорода и гидроксид-ионов. Катионы металла, образованные в ходе диссоциации соли, образуют с полученными гидроксид-ионами основания.

2 . взаимодействие металлов с водой: 2Na+2H2O=2NaOH+H22Na+2H2O=2NaOH+H2 Этот метод не находит практического применения ни в лаборатории, ни в промышленности

3 . взаимодействие оксидов с водой: CaO+H2O=Ca(OH)2CaO+H2O=Ca(OH)2

4 . обменные реакции (можно получать и растворимые и нерастворимые основания): Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓Ba(OH)2+K2SO4=2KOH+BaSO4↓ CuCl2+2NaOH=Cu(OH)2↓+2NaNO3

Амфотерные соединения – это вещества, которые в зависимости от условий реакций проявляют кислотные или основные свойства.

Ам­фо­тер­ные гид­рок­си­ды – нерас­тво­ри­мые в воде ве­ще­ства, и при на­гре­ва­нии они раз­ла­га­ют­ся на оксид ме­тал­ла и воду:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

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

При­ме­ром ам­фо­тер­но­го гид­рок­си­да может слу­жить гид­рок­сид цинка. Фор­му­ла этого гид­рок­си­да в ос­нов­ной форме – Zn(OH) 2 . Но можно за­пи­сать фор­му­лу гид­рок­си­да цинка в кис­лот­ной форме, по­ста­вив на пер­вое место атомы во­до­ро­да, как в фор­му­лах неор­га­ни­че­ских кис­лот: H 2 ZnO 2 (Рис. 1). Тогда ZnO 2 2- будет кис­лот­ным остат­ком с за­ря­дом 2-.

Осо­бен­но­стью ам­фо­тер­но­го гид­рок­си­да яв­ля­ет­ся то, что в нем мало раз­ли­ча­ют­ся по проч­но­сти связи О-Н и Zn-O. От­сю­да и двой­ствен­ность свойств. В ре­ак­ци­ях с кис­ло­та­ми, го­то­вы­ми от­дать ка­ти­о­ны во­до­ро­да, гид­рок­си­ду цинка вы­год­но раз­ры­вать связь Zn-O, от­да­вая ОН-груп­пу и вы­сту­пая в роли ос­но­ва­ния. В ре­зуль­та­те таких ре­ак­ций об­ра­зу­ют­ся соли, в ко­то­рых цинк яв­ля­ет­ся ка­ти­о­ном, по­это­му их на­зы­ва­ют со­ля­ми ка­ти­он­но­го типа:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

Амфотерные оксиды - солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от III до IV, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они могут взаимодействовать с кислотами и с основаниями (щелочами):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Типичные амфотерные оксиды: H 2 O, BeO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и др.

9. Химическая термодинамика. Понятия системы, энтропия, энтальпия, тепловой эффект химической реакции, закон Гесса и его следствие. Эндотерм и Экзотерм реакции, 1 и 2 законы термодинамики, Скорость химической реакции (факторы влияющие), правило Вант- Гоффа, уравнение Вант- Гоффа.

Химическая термодинамика – наука, изучающая условия устойчивости систем и законы.

Термодинамика – наука о макросистемах.

Термодинамическая система – макроскопическая часть окружающего мира, в которой протекают различные физические и химические процессы.

Дисперсной системой называется гетерогенная система, в которой мелкие частицы одной фазы равномерно распределены в объеме другой фазы.

Энтропия (От греческого entropia) - поворот, превращение. Понятие энтропии впервые было введено в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии. Энтропия широко применяется и в других областях науки: в статистической физике как мера вероятности осуществления какого -- либо макроскопического состояния; в теории информации -- мера неопределенности какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы. Все эти трактовки энтропии имеют глубокую внутреннюю связь.

Энтальпия (тепловая функция, теплосодержание) - термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

Тепловые эффекты принято указывать в термохимических уравнениях химических реакций, используя значения энтальпии (теплосодержания) системы ΔН.

Если ΔН < 0, то теплота выделяется, т.е. реакция является экзотермической.

Для эндотермических реакций ΔН > 0.

Тепловой эффект химической реакции - это выделенная или поглощенная теплота при данных количествах реагирующих веществ.

Тепловой эффект реакции зависит от состояния веществ.

Рассмотрим термохимическое уравнение реакции водорода с кислородом:

2H 2 (г )+ O 2 (г )= 2H 2 O (г ), ΔH =−483.6 кДж

Эта запись означает, что при взаимодействии 2 моль водорода с 1 моль кислорода образуются 2 моль воды в газообразном состоянии. При этом выделяется 483.6(кДж) теплоты.

Закон Гесса - Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Следствия из закона Гесса:

Тепловой эффект обратной реакции равен тепловому эффекту прямой реакции с обратным знаком, т.е. для реакций

отвечающие им тепловые эффекты связаны равенством

2. Если в результате ряда последовательных химических реакций система приходит в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма тепловых эффектов этих реакций равна нулю, т.е. для ряда реакций

сумма их тепловых эффектов

Под энтальпией образования понимают тепловой эффект реакции образования 1 моля вещества из простых веществ. Обычно используют стандартные энтальпии образования. Их обозначают или (часто один из индексов опускают; f – от англ. formation).

Первое начало термодинамики - Изменение внутренней энергии системы при переходе ее из одного состояния в другое равно сумме работы внешних сил и количества теплоты, переданного системе

Согласно первому началу термодинамики, работа может совершаться только за счет теплоты или какой-либо другой формы энергии. Следовательно, работу и количество теплоты измеряют в одних единицах -джоулях (как и энергию).

где ΔU - изменение внутренней энергии, A - работа внешних сил, Q - количество теплоты, переданной системе.

Второе начало термодинамики - Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему

Правило Вант-Гоффа гласит, что при повышении температуры на каждые 10 о скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Уравнение, которое описывает это правило, следующее:{\displaystyle ~V_{2}=V_{1}\cdot \gamma ^{\frac {T_{2}-T_{1}}{10}}}

где V 2 – скорость протекания реакции при температуре t 2 , а V 1 – скорость протекания реакции при температуре t 1 ;

ɣ - температурный коэффициент скорости реакции. (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Эндотерми́ческие реа́кции - химические реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения{\displaystyle \Delta H>0}{\displaystyle \Delta U>0}, таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты.

К эндотермическим реакциям относятся:

реакции восстановления металлов из оксидов,

электролиза (поглощается электрическая энергия),

электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде),

ионизации,

взрыв воды-подводимое к малому количеству воды большое количество тепла тратится на мгновенный нагрев и фазовый переход жидкости в перегретый пар,при этом внутреняя энергия увеличивается и проявляется в виде двух энергий пара-внутримолекулярной тепловой и межмолекулярной потенциальной.

фотосинтеза.

Экзотермическая реакция - химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Противоположна эндотермической реакции.

Видеоурок 2: Амфотерные гидроксиды. Опыты

Лекция: Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Гидроксиды и их классификация

Как вы уже знаете основания образуются атомами металлов и гидроксогруппой (ОН -), поэтому иначе их называют гидроксидами. Существует несколько классификаций оснований.

1. По отношению к воде они подразделяются на:

растворимые,

нерастворимые.

К растворимым основаниям относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, поэтому их называют щелочами. В эту же группу можно отнести и гидроксид аммония, но он в отличии от первых, является более слабым электролитом. Основания, образованные остальными металлами в воде не растворяются. Щелочи в водном р-ре диссоциируются полностью до катионов металла и анионов гидроксид - ионов ОН - . К примеру: NaOH → Na + + OH - .

2. По взаимодействию с иными химическими веществами гидроксиды делятся на:

основные гидроксиды,

кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты),

амфотерные гидроксиды.

Данное деление зависит от заряда катиона металла. Когда заряд катиона равен +1 или +2, то гидроксид будет обладать основными свойствами. Амфотерными основаниями считаются гидроксиды, катионы металла которых имеют заряд, равный +3 и +4.

Но существует ряд исключений:

La(OH) 3 , Bi(OH) 3 , Tl(OH) 3 – основания;

Be (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Pb(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 - амфотерными основания.

Химические свойства оснований

Основания способны реагировать с кислотами и кислотными оксидами. В ходе взаимодействия происходит образование солей и воды:

Ва(ОН) 2 + СО 2 → ВаСО 3 + Н 2 О;

КОН + HCl → KCl + Н 2 О.

Щелочи, гидроксид аммония всегда реагируют с растворами солей, только в случае образования нерастворимых оснований:

2КОН + FeCl 2 → 2КCl + Fe(ОН) 2 ;

6NH 4 OH + Al 2 (SO 4) 3 → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4)2SO 4 .

Реакция кислоты с основанием именуется нейтрализацией. В ходе данной реакции, катионы кислот Н+ и анионы оснований ОН- образуют молекулы воды. После чего, среда раствора становится нейтральной. В результате начинается выделение тепла. В растворах, это ведет к постепенному нагреву жидкости. В случае крепких растворов, тепла более чем достаточно, чтобы жидкость начала кипеть. Необходимо помнить, что реакция нейтрализации происходит достаточно быстро.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные основания реагируют и с кислотами и со щелочами. В ходе взаимодействия происходит образование соли и воды. При прохождении какой - либо реакции с кислотами, амфотерные основания всегда проявляют свойства типичных оснований:

Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .

В ходе реакции со щелочами, амфотерные основания способны проявлять свойства кислот. В процессе сплавления со щелочами, образуется соль и вода.