МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ ДИСЦИПЛИНА «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ» (КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИЕНЕНИЙ, ГИДРОКСИДЫ)

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ВЛАДИМИРСКОЙ ОБЛАСТИ

«ВЛАДИМИРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ

ДИСЦИПЛИНА «НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИЕНЕНИЙ, ГИДРОКСИДЫ)

Специальность: (повышенный уровень)

Владимир

2021 год

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ВЛАДИМИРСКОЙ ОБЛАСТИ

«ВЛАДИМИРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

Составлено в соответствии

с государственными требованиями

к минимуму содержания и уровню

подготовки выпускников

для специальности

Заместитель директора по УР

_ИБ Борисова________________________

И

Составила: Беляева НВ

Владимир

2021год

                                                               СОДЕРЖАНИЕ

1. Введение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 4

2. Классификация гидроксидов………………………….. . . . . . . . ….. 4

3. Номенклатура гидроксидов……………………….. . . . . . . . . . ... . . .6

            4. Химические свойства гидроксидов…………….…………………6

            5. Получение гидроксидов ……………………………………………..9

            6. Вопросы и тесты для самопроверки………………………………10

            7. Литература………………………………………………………….12

1. Введение

Вещества, существующие в природе и получаемые химическим путем, подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Таких веществ сравнительно мало: кислород (О₂), водород (Н₂), озон (О₃), хлор (Cl₂), азот (N₂), железо (Fe), фосфор (P₄), алмаз (С),

графит (С) и другие. Сложные вещества состоят из атомов двух и более химических элементов, их называют химическими соединениями: Н₂О, Al₂O₃, H₂SO₄, NaOH, NaCl, CaCO₃. Число химических соединений огромно.

По составу и свойствам соединения подразделяются на основные (или важнейшие) и не основные классы. К основным относятся оксиды, основания, кислоты и соли. Они, в свою очередь, подразделяются на группы, в которых соединения наиболее близки по свойствам. Необходимо по каждому классу и по каждой группе соединений знать состав, классификацию, номенклатуру (правила составления названий), отличительные свойства и способы получения. Необходимо усвоить и показывать на конкретных примерах взаимосвязь между классами веществ. Обязательным требованием является

также умение решать задачи и упражнения по теме.

2. Классификация гидроксидов

Гидроксидами (основаниями) называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами: NaOH, Ca(OH)₂, Cr(OH)₃. Но это определение исключает из класса оснований гидроксид аммония NH₄OH, поэтому лучше пользоваться определением на основе теории электролитической диссоциации: основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:

NaOH = Na⁺ + OH^–;

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^–

По растворимости к воде основания подразделяются на растворимые и нерастворимые.

К растворимым относятся основания щелочных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH,  RbOH, CsOH,  FrOH),  щелочноземельных  (Ca(OH)₂,  Sr(OH)₂, Ba(OH)₂,  Ra(OH)₂)  и  гидроксид  аммония NH₄OH. Свойства этих оснований определяются концентрацией в их растворах гидроксид-ионов.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов – сильные электролиты. Их диссоциация в водных растворах протекает практически необратимо, концентрация OH^– -ионов в растворах велика, поэтому растворы  мыльные на ощупь, они разъедают кожу, изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называются щелочами.

Гидроксид  аммония  –  слабый  электролит,  его  диссоциация  обратима,  поэтому  концентрация OH^–-ионов в растворах этого основания невелика, но достаточна для изменения цвета индикаторов.

Остальные основания практически нерастворимы в воде, ионы OH^– в их растворах практически отсутствуют, поэтому цвет индикаторов в них не изменяется.

По взаимодействию с другими веществами основания подразделяются на типичные и амфотерные. Типичными являются те основания, которым соответствуют основные оксиды: это все щелочи, а также Mg(OH)₂, La(OH)₃, Mn(OH)₂ , Bi(OH)₃. Амфотерными являются те основания, которым соответствуют  амфотерные  оксиды.  Это  Be(OH)₂,  Zn(OH)₂,  Al(OH)₃,  Cr(OH)₃,  Sn(OH)₂,  Sn(OH)₄, Pb(OH)₂, Pb(OH)₄, Mn(OH)₄.

Необходимо иметь в виду еще одну классификацию оснований – по числу гидроксогрупп в составе одной формульной единице. Основания с одним гидроксид-ионом называются однокислотными, с двумя – двухкислотными, с тремя – трехкислотными и с четырьмя – четырехкислотными. Кислотность основания равна количеству одноосновной кислоты, затрачиваемой на реакцию с одним молем данного основания.

На взаимодействие с одним молем однокислотного основания требуется один моль одноосновной кислоты:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Если основание двухкислотное, то требуется два моля кислоты:

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O

А если в реакции участвует один моль трех- или четырехкислотного основания, то затрачивается три или четыре моля кислоты, соответственно:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O;

Sn(OH)₄ + 4HCl = SnCl₄ + 4H₂O

3. Номенклатура гидроксидов

Названия гидроксидов (оснований) состоят из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже: KOH – гидроксид калия, Ba(OH)₂ – гидроксид бария, Al(OH)₃ – гидроксид алюминия. Если металл образует  несколько  оснований,  то  указывается  валентность  (степень  окисления)  металла  римской цифрой в скобках после названия: Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III), Sn(OH)₂ – гидроксид олова (II), Sn(OH)₄ – гидроксид олова (IV). Основание NH₄OH имеет название гидроксид аммония (NH₄⁺ –катион аммония). Молекул NH₄OH в действительности не существует. При растворении аммиака образуется гидрат аммиака, который диссоциирует с образованием NH₄⁺ -катионов и ОН^–-анионов:

NH₃∙H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^–

4. Химические свойства гидроксидов

Типичные основания и гидроксид аммония взаимодействуют с кислотами и с кислотными оксидами с образованием солей и воды:

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O;

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

Взаимодействие щелочей с кислотами называется реакцией нейтрализации. В реакции нейтрализации Н⁺-катионы кислот и ОН^–-анионы щелочей соединяются в молекулы воды, поэтому среда раствора с химической точки зрения становится нейтральной. Типичный пример реакции нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O – молекулярное уравнение;

H⁺ + OH^- = H₂O – ионное уравнение.

Рассмотрим типичные реакции нейтрализации между щелочью и кислотой при помощи структурных формул:

Такая схема наглядно показывает различие между кислотами и основаниями: кислоты склонны отщеплять атомы водорода, а основания – гидрокси-группы. В реакцию нейтрализации с кислотами вступают любые основания, а не только щелочи.

Щелочи и гидроксид аммония взаимодействуют с растворами солей с образованием нерастворимых оснований:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

6NH₄OH + 2Al₂(SO₄)₃ = 2Al(OH)₃↓ + 3(NH₄)₂SO₄

Амфотерные основания взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. В реакциях с кислотами они проявляют свойства типичных оснований:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Но при взаимодействии со щелочами амфотерные основания проявляют свойства кислот. При сплавлении со щелочами образуются обычные соли и вода:

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

а при взаимодействии с растворами щелочей – комплексные соли:

Al(OH)₃ + 3NaOH(раствор) = Na₃[Al(OH)₆]

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые способны отдавать в реакциях с другими соединениями как атомы (ионы) водорода, так и гидрокси-группы (анионы гидроксила).

Помимо гидроксида цинка, амфотерными свойствами обладают гидроксиды других металлов: Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Be(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂.

Объяснение проявления амфотерности у одних металлов и отсутствие ее у других следует искать в теории химической связи.

Амфотерные свойства проявляют те металлы, которые в Периодической таблице находятся наиболее близко к неметаллам. Как известно, неметаллы обладают большей электроотрицательностью (по сравнению с металлами), поэтому их связь с кислородом носит ковалентный характер и отличается значительной прочностью.

Связи между металлами и кислородом, как правило, ионные (из-за низкой электроотрицательности металлов). Такие связи часто менее прочны, чем ковалентные (вспомните атомные кристаллы).

Рассмотрим структурные формулы трех разных соединений: гидроксида бора B(OH)₃, гидроксида алюминия Al(OH)₃ и гидроксида кальция Ca(OH)₂.

Соединение B(OH)₃ имеет внутри молекулы наиболее "ковалентную" связь бора с кислородом, поскольку бор ближе по электроотрицательности к кислороду, чем Al и Сa. Из-за высокой электроотрицательности бору энергетически выгоднее входить в состав отрицательно заряженной частицы – то есть кислотного остатка. Поэтому формулу B(OH)₃ чаще записывают как H₃BO₃:

H₃BO₃ = 3H⁺ + BO₃^3- (в растворе)

Кальций – наименее электроотрицательный из этих элементов, поэтому в его молекуле связь Са–О носит ионный характер. Из-за низкой электроотрицательности для кальция выгодно существование в виде катиона Ca²⁺:

Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH^- (в растворе)

В связи с этим в структурных формулах пунктирными линиями отмечены связи, разрыв которых энергетически более выгоден.

Структурные формулы показывают, что соединение B(OH)₃ будет легче отдавать ионы водорода, чем ионы гидроксида, т.е. является кислотой (и по традиции должно быть записано сокращенной формулой H₃BO₃). Напротив, Ca(OH)₂ – типичное основание. Гидроксид алюминия, в котором центральный атом имеет промежуточную электроотрицательность, может проявлять как свойства кислоты, так и основания – в зависимости от партнера по реакции нейтрализации. Это наблюдается в действительности. В первой из приведенных ниже реакций Al(OH)₃ реагирует как обычное основание, а в следующих – как кислота:

2 Al(OH)₃ + 3 H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O.

Al(OH)₃ → H₃AlO₃ + NaOH = NaH₂AlO₃ + H₂O,

причем если реакцию проводить при нагревании, то соль NaH₂AlO₃ теряет одну молекулу воды и образуется алюминат натрия NaAlO₂. В растворе алюминат натрия, наоборот, легко присоединяет воду и существует в виде соли Na[Al(OH)₄]. Итак:

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O (при сплавлении);

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

(при добавлении раствора NaOH без нагревания).

У цинка электроотрицательность практически такая же, как у алюминия (1,65), поэтому гидроксид цинка Zn(OH)₂ проявляет похожие свойства. Таким образом, амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей.

Разные основания имеют разную способность отщеплять гидрокси-группы, поэтому их, подобно кислотам, подразделяют на сильные и слабые основания (таблица 1). Сильные основания в водных растворах склонны легко отдавать свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Таблица 1. Классификация оснований по силе.

Сильные основания	Слабые основания
NaOH гидроксид натрия (едкий натр) KOH гидроксид калия (едкое кали) LiOH гидроксид лития Ba(OH)2 гидроксид бария Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)	Mg(OH)2 гидроксид магния Fe(OH)2 гидроксид железа (II) Zn(OH)2 гидроксид цинка NH4OH гидроксид аммония Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) мы называем ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.

5. Получение гидроксидов

Существуют различные способы получения оснований.

1. Нерастворимые неамфотерные основания получают действием щелочей на водные растворы солей:

MnSO₄ + 2Na(OH) = Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Но  если  получаемое  этим  способом  основание  является  амфотерным,  оно  взаимодействует  с избытком щелочи. Поэтому при получении амфотерных оснований вместо щелочей используют раствор аммиака:

AlCl₃ + 3NH₄OH = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

2. Нерастворимые основания получают также с помощью солей, которые в водных растворах дают щелочную среду вследствие гидролиза. Одной из таких солей является карбонат натрия:

Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂↑

3. Щелочи получают взаимодействием соответствующих металлов или их оксидов с водой:

2К + 2H₂O = 2КOH + H₂↑;

ВaO + H₂O = Вa(OH)₂

Самыми распространенными основаниями являются щелочи NaOH и Ca(OH)₂. Гидроксид натрия получают электролизом водного раствора хлорида натрия:

                                                                                    электролиз

2NaCl + 2H₂O   →     2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Гидроксид кальция получают взаимодействием с водой оксида кальция, получаемого разложением природнго соединения – карбоната кальция:

CaСO₃ = CaO + СО₂↑;

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

6. Вопросы и тесты для самопроверки

1. Какое основание обладает амфотерными свойствами?

    1) La(OH)₃     2) Mg(OH)₂     3) Al(OH)₃     4) LiOH

2. Какое основание относится к щелочам?

    1) Al(OH)₃     2) Mg(OH)₂     3) Zn(OH)₂     4) Ca(OH)₂

3. С каким веществом будет реагировать гидроксид натрия?

    1) CaO     2) Na₂O     3) CO₂     4) CaCO₃

4. Какое взаимодействие является реакцией нейтрализации?

    1) BaCl₂ + H₂SO₄=      2) Na + H₂SO₄ =

    3) NaOH + CO₂=         4) KOH + H₂SO₄ =

5. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидроксида хрома (III) с серной кислотой и гидроксидом калия.

6. С каким веществом будет реагировать гидроксид натрия?

    1) CaO     2) Na₂O     3) CO₂     4) CaCO₃

7.  Какой  из  перечисленных  газов  при  пропускании  через  раствор  щелочи

вступает с ней в реакцию? 

    1) CO;   2) N₂;   3) HCN;   4) CF₄;   5) CH₄.

8. Какой из данных электролитов является амфотерным?

    1) KJ;   2) NaHSO₄;   3) Zn(OH)₂;   4) Сu(OH)₂;  5) Fe(OH)₃.

9.  Раствор  кислоты  и  раствор  основания  смешивают  в  эквивалентных

соотношениях.  Для  каких  перечисленных  пар (кислота + основание)  раствор будет иметь нейтральную реакцию:

   1) NaOH + CH₃COOH;   2) NaOH + HCOOH;   3) NH₄OH + HCl;    

   4) NaOH + HCl;   5)  NH₄OH + HNO₃.

10.  Какие из реакций, схемы которых приведены ниже, можно

использовать для получения гидроксида алюминия:

    1)  Al₂O₃ + H₂O → …    2)  AlCl₃ + NaOH(избыток) → …

    3) AlCl₃ + NaOH(недостаток) → …    4) AlCl₃ + H₂O(раствор) → …

11. Какая масса гидроксида кальция образовалась при взаимодействии карбида кальция с водой, если при этом выделилось 11,2л углеводорода (н.у.)?

    1) 18,5г;  2) 37г;   3) 55,5г;   4) 74г;   5) 111г.

12. Какие  из  указанных  газов  вступают  в  химическое  взаимодействие  с 

растворами щелочи:

    1)  HCl   2)  H₂S   3)   N₂   4)  Cl₂   5)  CH₄.

13. Закончите уравнения реакций:

Cr(OH)₃ + 6HCl = ?

Cr(OH)₃ + NaOH = ?

14. Напишите уравнения реакций, описывающие следующие химические превращения:

1) ZnCl₂ + KOH_{(избыток)} → осадок → растворение осадка;

2) Cr(NO₃)₂ + NaOH_{(избыток)} → осадок → растворение осадка;

3) Be(NO₃)₂ + LiOH_{(избыток)} → осадок → растворение осадка;

4) Al₂(SO₄)₃ + KOH_{(избыток)} → осадок → растворение осадка;

15. Осуществите следующие превращения:

Al₂O₃ → Al → Al₂O₃ → NaAlO₂ → AlCl₃

7. Литература

1.  Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С. Ахметов. – М. : Высшая школа, 2006. – 743 с.

2.  Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – Л. : Химия, 2004. – 728 с.

3.  Некрасов, Б.В. Основы общей химии / Б.В. Некрасов. – М. : Химия, 2003. –Т.1. – 656 с.; Т 2. – 688 с.

4.  Карапетьянц, М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. – М. : Химия, 1993. – 588 с.

5.  Кузьменко, Н.Е. Общая и неорганическая химия : пособие для поступающих в вузы / Н.Е. Кузьменко, С.С. Чуранов. – М. : Изд-во МГУ, 1977. – 474 с.

6.  Волков, Н.И. Химия / Н.И. Волков, М.А. Мелихова. – М. : Академия, 2007. – 336 c.

7.  Ардашникова,  Е.И.  Сборник  задач  по  неорганической  химии / Е.И.  Ардашникова, Г.Н. Мазо, М.Е. Тамм ; под ред. академика Ю.Д. Третьякова. – М. : Академия, 2008. – 208 с.

8.  Романцева,  Л.М.  Сборник  задач  и  упражнений  по  общей  химии / Л.М.  Романцева, З.Л. Лещинская, В.А. Суханова. – М : Высшая школа, 1991. – 288с.

9.  Сборник упражнений и усложненных задач с решениями по химии / Т.П. Адамович, Г.И. Васильева, Г.А. Попкович, А.Р. Улазова. – Мн. : Вышэйшая школа, 1979. – 255 с.

10. Любимова, Н.Б. Вопросы задачи по общей и неорганической химии / Н.Б. Любимова. – М. : Высшая школа, 1990. – 351 с.

11. Руководство к лабораторным работам по общей и неорганической химии / под ред. проф. Ф.Я. Кульба. – Л. : Химия, 1976. – 280 с.

12. Лидин, Р.А. Задачи по неорганической химии / Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева. – М. : Высшая школа, 1990. – 319 с.