Как из металла получить гидроксид

Обновлено: 04.10.2024

Гидроксид натрия (едкий натр) NaOH — белый, гигроскопичный, плавится и кипит без разложения. Хорошо растворяется в воде.

Относительная молекулярная масса Mr = 40; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 2,130; t_пл = 321º C; t_кип = 1390º C;

Способы получения

1. Гидроксид натрия получают электролизом раствора хлорида натрия :

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии натрия, оксида натрия, гидрида натрия и пероксида натрия с водой также образуется гидроксид натрия:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Карбонат натрия при взаимодействии с гидроксидом кальция образует гидроксид натрия:

Качественная реакция

Качественная реакция на гидроксид натрия — окрашивание фенолфталеина в малиновый цвет .

Химические свойства

1. Гидроксид натрия реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов:

2. Гидроксид натрия реагирует с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов:

3. Гидроксид натрия реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли:

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

4. С кислыми солями гидроксид натрия также может взаимодействовать. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли:

5. Гидроксид натрия взаимодействует с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочь. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в растворе гидроксида натрия:

Сера взаимодействует с гидроксидом натрия только при нагревании:

6. Гидроксид натрия взаимодействует с амфотерными металлами , кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3Н₂

7. Гидроксид натрия вступает в обменные реакции с растворимыми солями .

Хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с гидроксидом натрия взаимодействуют соли аммония .

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксид натрия разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2NaOH → Na₂O + H₂O

9. Гидроксид натрия проявляет свойства сильного основания. В воде практически полностью диссоциирует , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксид натрия в расплаве подвергается электролизу . При этом на катоде восстанавливается натрий, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

способ получения гидроксидов и химические свойства гидроксидов

Традиционно под гидроксидами понимают основания, т. е. соединения, в которых металл (или катион аммония) связан с одной или несколькими гидроксогруппами (-ОН) ; к ним относятся щелочи и нерастворимые гидроксиды.
Однако, в общем случае гидроксидами (но с кислотными свойствами) являются и кислоты: "гидроксид" = "гидро" (вода) + "оксид" (имеется в виду не способ получения, а состав гидроксида) . Гидроксиды, проявляющие и основные, и кислотные свойства, называются амфотерными; они образуются, как правило, переходными металлами.
Так КАКИЕ ИМЕННО гидроксиды Вас интересуют?

Получение щелочей.
1.Реакция металла с водой.
Способ не имеет практического значение, т. к. реакции протекают очень бурно и выделяющийся водород может самовоспламеняться.
2Na + H2O = 2NaOH + H2

2.Реакции с водой оксидов металлов главных подгрупп 1 и 2 групп ПСЭ.
Имеет практическое значение только для получения гидроксида кальция.
CaO + H2O = Ca(OH)2

3.Электролиз водных растворов хлоридов металлов – промышленное получение щелочей.
2KCl + 2H2O = 2KOH + H2↑ + Cl2↑
На катоде: 2H2O + 2e = 2OH- + H2↑
На аноде: 2Cl- - 2e = Cl2↑

Нерастворимые основания осаждают щелочами из растворов соответствующих солей.
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Химические свойства.
Все основания, и в первую очередь щёлочи, образуют при диссоциации гидроксид-ионы ОН-, которые обусловливают ряд общих свойств:
•мылкость на ощупь;
•изменение окраски индикаторов;
•взаимодействие с другими веществами.

1. Изменение окраски индикаторов в растворах щелочей:
лакмус (фиолетовый) – синий;
метиловый оранжевый (оранжевый) – жёлтый;
фенолфталеин (бесцветный) – малиновый.

2. Реакция нейтрализации – универсальная.
Основание + Кислота → Соль + Вода
Реакция возможна, если образующаяся соль растворяется в воде.

3. Взаимодействие щелочей с оксидами неметаллов – реакция обмена.
Основание + Оксид неметалла → Соль + Вода
Протекает с кислотообразующими оксидами с образованием соответствующих солей.
2NaOH + N2O3 = NaNO3 + H2O
2OH- + N2O3 = 2NO3- + H2O
2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O
SO2 + 2OH- = SO32- + H2O

4. Взаимодействие щелочей с солями – реакция обмена.
Щёлочь + Соль → Новое основание + Новая соль
Типичная реакция ионного обмена; протекает только при условии образования осадка или выделения газа.
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2↓
NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3↑ + H2O
OH- + NH4+ = NH3↑ + H2О

5. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду.
Fe(OH)2 = FeO + H2O
Гидроксид серебра разлагается даже при комнатной температуре.
Для щелочей эта реакция нехарактерна. Например, гидроксид натрия можно расплавить и довести до кипения, но разлагаться он не будет.

Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами:
Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O (образуется нитрат алюминия)
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (образуется комплексная соль - тетрагидроксоалюминат натрия)

Если нужна информация о кислотах - пишите, скину отдельно (сюда не поместится).

1.Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2
Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2

2.Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

BaO + H2O ® Ba(OH)2

3.Электролиз водных растворов солей

2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2

ЩёлочиНерастворимые основания
1.Действие на индикаторы.
лакмус - синий
метилоранж - жёлтый
фенолфталеин - малиновый––
2.Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO2 ® K2CO3 + H2O
KOH + CO2 ® KHCO3––
3.Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO3 ® NaNO3 + H2OCu(OH)2 + 2HCl ® CuCl2 + 2H2O
4.Обменная реакция с солями
Ba(OH)2 + K2SO4 ® 2KOH + BaSO4¯
3KOH+Fe(NO3)3 ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3––
5.Термический распад.
––
Cu(OH)2 –t°® CuO + H2O

Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение

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:

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:

По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)₂, Al(OH)₃).
По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH₂), Al(OH)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).
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 K_b — 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 pK_b. Например, для аммиака NH₃ имеем:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гид-ридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуют-ся щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например , карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

Химические свойства

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образова-нием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами . При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами . При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например , гидроксид натрия с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в растворе образует также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например : гидроксид калия реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

Гидроксиды

Гидроксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.

Большинство оснований – твердые вещества с различной растворимостью в воде. Гидроксид меди (II) голубого цвета (рис. 1), гидроксид железа (III) бурого, большинство других белого цвета.

Рис. 1. Гидроксид меди (II). Внешний вид.

Получение гидроксидов

Растворимые основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой:

Щелочи гидроксид натрия и гидроксид кальция получают электролизом водных растворов хлорида натрия и хлорида калия.

Нерастворимые в воде основания получают по реакции солей с щелочами в водных растворах:

Химические свойства гидроксидов

Растворимые и нерастворимые основания имеют общее свойства: они реагируют с кислотами с образованием солей и воды (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

Растворы щелочей изменяют цвет некоторых веществ – лакмуса, фенолфталеина и метилового оранжевого, называемых индикаторами (табл. 1).

Таблица 1. Изменение цвета индикаторов под воздействием растворов кислот и оснований.

Цвет индикатора в среде

Кроме общего свойства, щелочи и нерастворимые в воде основания обладают также специфическими. Например, при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуется вещество черного цвета – это оксид меди (II):

Щелочи, в отличие от нерастворимых оснований, при нагревании обычно не разлагаются. Их растворы действуют на индикаторы, разъедают органические вещества, реагируют с растворами солей (если в их состав входит металл, способный образовать нерастворимое основание) и кислотными оксидами:

Применение гидроксидов

Гидроксиды находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция. Это белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор – известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё диокисда углерода. Гашеную известь применяют дляприготовления бордосской смеси –средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используют в химической промышленности, например при производстве сахара, соды и других веществ.

Гидроксид натрия применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия и гидроксид лития используют в аккумуляторах.

Примеры решения задач

Задание	В одном из гидроксидов олова массовая доля элементов равна: олова – 63,6%; кислорода – 34,2%; водорода – 2,2%. Определите формулу этого гидроксида.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:

ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%.

Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (олово), «у» (кислород) и «z» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел):

x:y:z = ω(Sn)/Ar(Sn) : ω(O)/Ar(O) : ω(H)/Ar(H);

x:y:z = 63,6/119 : 34,2/16 : 2,1/1;

x:y:z = 0,53 : 2,14 : 2,1 = 1 : 4 : 4.

Значит формула гидроксида олова имеет вид Sn(OH)₄.

Задание	Определите массовую долю гидроксида бария в растворе, полученном при смешивании воды массой 50 г и оксида бария массой 1,2 г.
Решение	Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле:

ω (Х) = m(X) / m_solution × 100%.

Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя:

m_solution = m(H₂O) + m(BaO) = 50 + 1,2 = 51,2 г.

Запишем уравнение реакции получения гидроксида бария:

Рассчитаем количества моль исходных веществ:

n(H₂O) = 50 / 18 = 2,8 моль.

n(BaO) = m(BaO) / M(BaO);

M(BaO) = 153 г/моль;

n(BaO) = 1,2 / 153 = 0,008 моль.

Расчет ведем по соединению, находящемуся в недостатке (оксид бария). Согласно уравнению

n(BaO) :n(Ba(OH)₂) = 1:1, т.е. n(Ba(OH)₂) = n(BaO) = 1,04 моль.

Читайте также: