Разбавленная концентрированная
______/________ _____________/________________
¯ ¯¯ ¯ ¯
с щелочно- с другими не действует со щелочноземельными с другими
земельными тяжелыми на металлы: металлами тяжелыми
металлами металлами Au, Pt, Al металлами
+Zn, Fe Fe, Cr,
NH4NO3 NO ≠ N2O NO2
При взаимодействии азотной кислоты с металлами кроме соли и воды возможно образование различных оксидов азота N2O, NO, NO2, а также азота N2 и аммиака NH3. Образование последних, зависит от того какова концентрация кислоты, и какой металл подвергается воздействию.
При действии разбавленнойкислоты на активный металл, стоящий в ряду напряжений металлов до алюминия, а также цинк и железо, первоначально образуется аммиак, который, реагируя с азотной кислотой, образует нитрат аммония NH4NO3:
NH3 + HNO3р-р à NH4NO3
Итоговое уравнение имеет вид:
4Zn + 10HNO3р-р à 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O
При взаимодействии неактивного металла,стоящего в рядунапряжений после водорода,– образуется оксид азота (II)
3Cu + 8HNO3 р-рà3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
При действии концентрированной кислоты на неактивные металлы, как правило, образуется оксид азота (IV)
Cu + 4HNO3 конц.àCu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
При действии концентрированной кислоты на активные металлы, как правило, образуется оксид азота (I)
8Na + 10HNO3 конц.à8NaNO3 + N2O +5H2O
НЕРАСТВОРИМЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Нерастворимые основания образованы металлами, стоящими в ряду активности, начиная с магния:
Mg(OH)2↓, Fe(OH)3↓ Cu(OH)2↓ СuOH↓, Fe(OH)2↓ Сo(OH)2↓
осадок осадок осадок осадок осадок осадок
белого коричневого синего оранжевого зеленого розового
цвета цвета цвета цвета цвета цвета
Рассмотрим химические свойства и способы получения нерастворимых гидроксидов.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
НЕРАСТВОРИМЫХ ГИДРОКСИДОВ
______________________________________________________
ОСНОВАНИЙ КИСЛОТ
_____________________________________________________
Не изменяют окраски индикаторов
Вступают в реакции нейтрализации
2Al(OH)3+3H2SO4àAl2(SO4)3+6H2O H2SiO3 +2KOHàK2SiO3+ 2H2O
Разлагаются при нагревании
Сu(OH)2 à СuO+H2O H2SiO3 àSiO2 +H2O
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Амфотерный характер проявляют некоторые соединения, в которых металл имеет валентность, равную трем: Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, а также в качестве исключения, гидроксиды, содержащие двухвалентные металлы: Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2.
Амфотерность– это способность проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от условий реакции,т.е. вступать в химические реакции и с кислотами и со щелочами. Например, гидроксид цинка при взаимодействии с соляной кислотой ведет себя как основание, при взаимодействии со щелочью как кислота:
Zn(OH)2 + 2HCl àZnCl2 + 2HCl
как основание
раствор
Zn(OH)2 + 2NaOH àNa2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкат натрия
как кислота
расплав
Zn(OH)2+2NaOHà Na2ZnO2+ 2Н2О
как кислота
Рассмотрим, как можно получить основания, кислоты и амфотерные гидроксиды.
ОСНОВНЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
ОСНОВАНИЙ КИСЛОТ
1.Взаимодействие активного 1. Взаимодействие неметалла металла с водой: с водородом (для получения
2Na + 2H2O à 2NaOH + H2 бескислородной кислоты)
H2 + Cl2 à2НCl
Малоактивные и неактивные
металлы с водой не реагируют:
Cu +H2О ≠
2. Взаимодействие оксидов с водой:
Основных кислотных
в реакцию вступают только P2O5 +3H2O à2H3PO4
те оксиды, в состав которых SiO2 + H2O≠
входят активные металлы-
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca) –
K2O + H2O à 2KOH
CuО +H2О ≠
Взаимодействие гидроксидов с растворимыми солями
(признак реакции – образование осадка или газа)
2KOH + CuCl2àCu(OH)2↓ + 2KCl H2SO4 + Ba(NO3)2 àBaSO4↓ + 2HNO3
2НCl + K2CO3à2KCl + H2CO3
↓ ↓
CO2 H2O
4. Электролиз водных растворов солей
электролиз электролиз
2NaCl +2H2Oà2NaOH +H2 +Cl2 2Cu(NO3)2 + 2H2Oà2Cu+4HNO3 +O2
5. Карбиды, нитриды, фосфиды
разлагаются водой:
Al4C3+ 12H2Oà4Al(OH) 3 + 3CH4
Ca3P2 + 6H2Oà3Ca(OH)2 + 2PH3
Mg3N2 + 6H2Oà3Mg(OH)2 + 2NH3
СОЛИ
СОЛЬ – это сложное вещество, состоящее из атомов металла и кислотного остатка.
Соли можно разделить на следующие типы: средние, кислые, основные, комплексные, двойные, смешанные.
Двойные соли содержат два разных металла и кислотный остаток. Например: KAl(SO4)2 – двойной сульфат калия-алюминия (алюмокалиевые квасцы).
В состав комплексных солей входит центральный атом и связанные с ним молекулы, и ионы - лиганды. Центральный атом и лиганды образуют комплекс, который при записи заключают в квадратные скобки. Например: Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия.
Смешанныесоли содержат один металл и кислотные остатки различных кислот. Например: Ca(OCl)Cl – соль содержит металл и кислотные остатки двух кислот HCl и HClO.
СОЛИ
__________________________________________________
¯ ¯ ¯
Средние кислые основные
Na2СO3 KHS CuOHCl
карбонат натрия гидроcульфид калия гидроксохлорид меди (II)
Рассмотрим подробнее свойства и получение средних, кислых и основных солей.
ТИПЫ СОЛЕЙ
__________________________________________
¯ ¯ ¯
Кислые средние основные
образуются при образуются при, образуются при
взаимодействии полном взаимодействии
щелочи и избытка, замещении кислоты и избытка,
кислоты, содержащей атома водорода щелочи, содержащей
не менее 2 атомов на металл не менее двух (-ОН)
водорода гидроксильных групп
в своем составе
Ва(ОН)2 +2H2SO4 à Ba(OH)2 +H2SO4 à 2Ba(OH)2 +H2SO4 à
à Ba(НSO4)2 +2H2О à BaSO4 +2Н2О à(BaOH)2SO4 +2Н2О
гидросульфат бария сульфат бария гидроксосульфат бария
Приведем примеры перевода средней соли в кислую, и наоборот. Чтобы перевести среднюю соль в кислую нужно добавить ту кислоту, чей кислотный остаток входит в данную соль.
Например: К2SO4 + H2SO4 à 2KHSO4
Чтобы перевести кислую соль в среднюю нужно добавить щелочь (образованную металлом, входящим в состав соли). Например:
KHCO3 + KOH à K2CO3 + H2O
При переводе средних солей в основные производят противоположные действия: теперь для перевода средней соли в основную нужно добавлять основание (то основание, в cостав которого, входит металл, входящий в данную соль). Например:
CaCl2 + Ca(OH)2 à 2CaOHCl
Чтобы перевести основную соль в среднюю нужно добавить кислоту (ту, чей кислотный остаток находится в составе основной соли). Например:
CaOHCl + HCl à CaCl2 + H2O