Гидроксиды их свойства и противопоказания

Ãèäðîêñèäû – ýòî õèìè÷åñêèå ñîåäèíåíèÿ, ñîñòîÿùèå èç àòîìà ìåòàëëà è ãèäðîêñèëüíîé ãðóïïû (ÎÍ). Íàïðèìåð, ãèäðîêñèä íàòðèÿ – NaOH, ãèäðîêñèä êàëüöèÿ – Ca(OH)2, ãèäðîêñèä áàðèÿ – Ba(OH)2 è ò.ä.

Ïîëó÷åíèå ãèäðîêñèäîâ.

1. Ðåàêöèÿ îáìåíà:

CaSO4 + 2NaOH = Ca(OH)2 + Na2SO4,

2. Ýëåêòðîëèç âîäíûõ ðàñòâîðîâ ñîëåé:

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 ↑+ Cl2↑,

3. Âçàèìîäåéñòâèå ùåëî÷íûõ è ùåëî÷íî-çåìåëüíûõ ìåòàëëîâ èëè èõ îêñèäîâ ñ âîäîé:

Ê + 2H2O = 2KOH + H2 ↑,

Õèìè÷åñêèå ñâîéñòâà ãèäðîêñèäîâ.

1. Ãèäðîêñèäû èìåþò ùåëî÷íîé õàðàêòåð ñðåäû.

2. Ãèäðîêñèäû ðàñòâîðÿþòñÿ â âîäå (ùåëî÷è) è áûâàþò íåðàñòâîðèìûìè. Íàïðèìåð, KOH – ðàñòâîðÿåòñÿ â âîäå, à Ca(OH)2 – ìàëîðàñòâîðèì, èìååò ðàñòâîð áåëîãî öâåòà. Ìåòàëëû 1-îé ãðóïïû ïåðèîäè÷åñêîé òàáëèöû Ä.È. Ìåíäåëååâà äàþò ðàñòâîðèìûå îñíîâàíèÿ (ãèäðîêñèäû).

3. Ãèäðîêñèäû ðàçëàãàþòñÿ ïðè íàãðåâå:

Cu(OH)2=CuO + H2O.

4. Ùåëî÷è ðåàãèðóþò ñ êèñëîòíûìè è àìôîòåðíûìè îêñèäàìè:

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O.

5. Ùåëî÷è ìîãóò ðåàãèðîâàòü ñ íåêîòîðûìè íåìåòàëëàìè ïðè ðàçëè÷íûõ òåìïåðàòóðàõ ïî-ðàçíîìó:

NaOH + Cl2 = NaCl + NaOCl + H2O (õîëîä),

NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (íàãðåâ).

6. Âçàèìîäåéñòâóþò ñ êèñëîòàìè:

KOH + HNO3 = KNO3 + H2O.

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)2 и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

H2SO4 + H2O ⇄ HSO4— + H3O+(катион гидроксония)

H2SO4 + CH3COOH ⇄ HSO4— + CH3COOH2+

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)2 — гидроксид кальция
Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)
Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH4OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH4+.

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)2, Al(OH)3).
2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH2), Al(OH)3).
3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)2, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)3, Zn(OH)2).
4. По силе (по степени диссоциации) различают:
   а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.
   б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.

Сила оснований

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты. Для этого используют константу основности Kb — константу равновесия для реакции между основанием и кислотой, причём в качестве кислоты выступает вода. Чем выше значение константы основности, тем выше сила основания и тем сильнее его способность отщеплять протон. Также вместо самой константы часто используют показатель константы основности pKb. Например, для аммиака NH3 имеем:

Получение

1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2

2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

Na2O + H2O → 2NaOH,

CaO + H2O → Ca(OH)2.

3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2 + CI2

4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами, имеющими различную окраску. В воде нерастворимы, кроме щелочей.

Внимание! Щёлочи являются очень едкими веществами. При попадании на кожу растворы щелочей вызывают сильные долгозаживающие ожоги, при попадании в глаза могут вызвать слепоту. При работе с ними следует соблюдать технику безопасности и пользоваться индивидуальными средствами защиты.

Химические свойства

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид – ионов ОН—.

1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – малиновый

лакмус – синий

метиловый оранжевый – желтый

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O,

растворимое

Mg(OH)2 + 2HCI → MgCI2 + 2H2O.

нерастворимое

3. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при плавлении:

2NaOH + AI2O3 → 2NaAIO2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3 → NaAIO2 + 2H2O.

б) в растворе:

2NaOH + AI2O3 +3H2O → 2Na[AI(OH)4],

NaOH + AI(OH)3 → Na[AI(OH)4].

5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2

6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.

7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2 → CaO + H2O,

Cu(OH)2  → CuO  + H2O.

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) – HNO3, H3PO4 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:

CuSO4
+ 2KOH = Cu(OH)2↓
+ K2SO4,

K2SO4
+ Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3↓.

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,

AlCl3
+ 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl,

Al(OH)3
+ KOH = K[Al(OH)4].

В подобных
случаях для
получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором
амфотерные оксиды
не растворяются:

AlCl3
+ 3NH4OH
= Al(OH)3↓
+ 3NH4Cl.

Гидроксиды
серебра, ртути
настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной
реакцией
вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO3
+ 2KOH = Ag2O↓
+ H2O + 2KNO3.

2. Щелочи в
технике
обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

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

(суммарная
реакция электролиза)

Щелочи могут
быть также
получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их
оксидов с
водой:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2↑,

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Химические
свойства оснований

1. Все
нерастворимые в
воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3
= Fe2O3 + 3H2O,

Ca(OH)2
= CaO + H2O.

2. Наиболее
характерной
реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами –
реакция
нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,

Cu(OH)2
+ H2SO4 = CuSO4
+ 2H2O.

3. Щелочи
взаимодействуют
с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH
+ CO2 = K2CO3
+ H2O,

2NaOH
+ Al2O3 = 2NaAlO2
+ H2O.

4. Основания
могут
вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO3
+ 2KOH = Na2SO3 + K2SO3
+2H2O,

Ca(HCO3)2
+ Ba(OH)2 = BaCO3↓
+ CaCO3 + 2H2O.

Cu(OH)2
+ 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4
+2H2O.

5. Необходимо
особенно
подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми
неметаллами
(галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NaOH + Cl2 = NaCl +NaOCl + H2O (на
холоду),

6KOH + 3Cl2 = 5KCl
+
KClO3 + 3H2O (при
нагревании),

6KOH
+ 3S = K2SO3 + 2K2S
+ 3H2O,

3KOH
+ 4P + 3H2O = PH3↑
+ 3KH2PO2,

2NaOH
+ Si + H2O = Na2SiO3
+ 2H2↑.

6. Кроме того,
концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять
также и
некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными
свойствами):

2Al
+ 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4]
+ 3H2↑,

Zn
+ 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4]
+ H2↑.

Растворы щелочей
имеют рН
> 7 (щелочная среда), изменяют
окраску индикаторов
(лакмус – синяя, фенолфталеин – фиолетовая).

© М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

К следующему разделу
К оглавлению

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 валентность металла равна 2 или 3. Первое соединение характеризуется признаками основных гидроксидов, 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 + H2O

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 + H2O

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 + CO2 = Na2CO3 + H2O

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

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2 SO4

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 сложное вещество 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 виде оснований, 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 = 2AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

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 + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

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.