Главная страница / Страница 631Карта сайта | Контакты

Амфотерные гидрооксиды

Амфотерные гидрооксиды

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН—. Такими являются Аl(ОН)3, Zn(ОН)2, Cr(ОН)3, Ве(ОН)2, Gе(ОН)2, Sn(ОН)4, Pb(ОН)2 и др. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кис­лот, так и с растворами щелочей. Например; Аl(ОН)3 + ЗНСl = АlСl3 + ЗН2О, Аl(ОН)3 + NаОН + 2Н2О = Na[Al(OH)4(H2O)2] В настоящее время растворение амфотерных гидроксидов в щелочных растворах обычно рассматривается как процесс образования гидроксосолей (гидроксокомплексов). Экспериментально доказано существование гидроксокомплексов многих металлов: [Zn(ОН4)]2-, [Аl(ОН)4(Н2О)2]—, [Аl (ОH)6]3- и т.д. Наиболее прочны гидроксокомплексы алюминия, а из них — [Аl(ОН)4(Н2О)2]—. Такой подход не меняет сделанных выводов: у амфотерного гидроксида, например у Аl(ОН)3 и ему подобных, в кислой среде равновесие смещается в сторону образования солей алюминия, в щелочной — в сторону образования гидроксокомплексов. Очевидно, в водном растворе существует равновесие, которое более точно описывается уравнением Аl3+ + ЗОН— Аl(ОН)3 = Аl(ОН)3…

Свойства оснований

Свойства оснований

Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса — в синий цвет, бесцветного фенолфта­леина — в малиновый цвет. Щелочи NaОН и КОН очень устойчивы к нагреванию. Например, NaОН кипит при температуре 1400oС без разложения. Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Например: Cu(ОН)2 = СuО + Н2O2Fе(ОН)3 = Fе2O3 + ЗН2О Важнейшие химические свойства оснований обусловливаются их отношением к кислотам, кислотным оксидам и солям. 1. При взаимодействии оснований с кислотами в эквивалентных количествах образуются соль и вода: КОН + НСl = КСl +…

Номенклатура. Получение

Номенклатура. Получение

Диссоциацию оснований более точно, с учетом гидратации ионов, следует писать так:            КОН(к.) К+(водн.) + ОН—(водн.) NH3.H2O1 NH4+(водн.) + ОН—(водн.) 1. Это соединение часто записывают как NH4OH и называют гидроксидом аммония. Основания в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в слу­чае гидрата аммиака) и гидроксид—ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид—ионов, основания не образуют. Согласно международной номенклатуре назва­ния оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, КаОН — гидроксид натрия, КОН — гидроксид калия, Са(ОН)2 — гидроксид кальция. Если элемент образует несколько осно­ваний, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe (ОН)2 — гидроксид железа (II), Fe(ОН)3 — гид­роксид железа (III). Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие. Например, гидроксид натрия NaОН называют едкий натр;…

Получение. Свойства

Получение. Свойства

Основные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований. Получение основных оксидов: 1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода: 2Mg + О2 = 2МgО, 2Сu + О2 = 2СuО. Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na2О, К2О крайне труднодоступны. 2….

Классификация и номенклатура

Классификация и номенклатура

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элемен­тов, одним из которых является кислород. Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому прежде всего следует рас­смотреть номенклатуру оксидов. Согласно современной международной номенклатуре лю­бой оксид называется…

Метод полуреакций

Метод полуреакций

Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и  процесса восстановления с последующим  суммированием их в общее уравнение. В  качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали  при объяснении метода  электронного баланса. При пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnО4 малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образова­ния элементной серы, т.е. протекания процесса: Н2S → S + 2H+ Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства: Н2S — 2е— = S + 2H+ Это первая полуреакция — процесс окисления восстановителя Н2S. Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4— (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой MnO4— → Mn2+ В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов МnО4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записыва­ем так: MnO4— + 8Н+→ Мn2+ + 4Н2О Чтобы стрелку заменить на знак равенства,…

Метод электронного балланса

Метод электронного балланса

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно рав­няться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составле­ния уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на осно­ве известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах. Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления: Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повы­шается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) -окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями    из которых следует,  что при восстановителе  и окислителе коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции: Cu + Pd(NO3)2 = Cu(NO3)2…

Гидролиз солей

Гидролиз солей

Выше показано, что реакция чистой воды является нейтраль­ной (рН = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют, соответственно, кислую (рН < 7) и щелочную (рН > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию — причиной этого является гидролиз солей. Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называется гидролизом солей. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов: 1. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NаNО3) при растворении в воде не гидролизуются, и рас­твор соли имеет нейтральную реакцию….

Ионное произведение воды. pH раствора

Ионное произведение воды. pH раствора

КH2O = 1.10-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры. При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН—, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН—]. Используя значение ионного произведения воды, находим: [H+] = [ОН—] =  моль/л. Таковы концентрации ионов Н+ и ОН—…

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер. При составлении ионных уравнений реакций следует руководство­ваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак ↓, стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак ↑ обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Для закрепления этих положений рассмотрим два примера. Пример 1. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах. Разобьем решение задачи на четыре этапа. 1….