Химические свойства и способы получения гидроксидов для ЕГЭ по химии — Химия

Путаница в классификации гидроксидов и неумение определять продукты окислительно-восстановительных реакций (ОВР) часто приводят к ошибкам при выполнении заданий первой и второй части ЕГЭ по химии. Разберём химические свойства кислотных, основных и амфотерных гидроксидов, а также способы их получения. После этой статьи ты сможешь уверенно предсказывать возможность протекания реакций и писать уравнения без зазубривания.

Где тема встречается на экзамене

Встретить тему гидроксидов ты можешь в ряде заданий первой и второй части.

Классификация неорганических веществ (задание 5). Здесь проверяется умение отличать основные, кислотные и амфотерные гидроксиды.
Химические свойства неорганических веществ (задания 7 и 8). В условии приводят список реагентов и просят найти вещества, между которыми протекает реакция, или сопоставить исходные вещества с продуктами.
Цепочка превращений (задание 9). Нужно найти неизвестные вещества $X$ и $Y$ .
Задания второй части (29, 31). Проверяется умение писать окислительно-восстановительные реакции и другие сложные неорганические превращения.

Общие представления о гидроксидах

В зависимости от природы элемента, с которым связана гидроксогруппа, отрыв ионов в водном растворе происходит по-разному. Это определяет классификацию гидроксидов на три большие группы:

Основные гидроксиды (основания). Образованы металлами со степенью окисления $+ 1$ , $+ 2$ (исключения: $Be, Zn, Pb, Sn$). В растворе диссоциируют с образованием гидроксид-ионов $O H^{-}$ . Физические свойства: твёрдые вещества. Щёлочи хорошо растворимы в воде, мылистые на ощупь. Остальные основания нерастворимы.
Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты). Образованы неметаллами и металлами в высоких степенях окисления ( $+ 5, + 6, + 7$ ). Диссоциируют с образованием ионов водорода $H^{+}$ . Физические свойства: жидкие или твёрдые вещества.
Амфотерные гидроксиды. Образованы металлами со степенью окисления $+ 3, + 4$ , а также $Be, Zn, Pb, Sn$ ( $+ 2$ ). Могут диссоциировать и по типу кислот, и по типу оснований. Физические свойства: твёрдые, нерастворимые в воде порошки.
[i]

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Химические свойства основных гидроксидов (оснований)

Основания делятся по силе. Сильные основания (щёлочи) — это гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов ( $N a O H, K O H, B a (O H)_{2}, C a (O H)_{2}$ ). Слабые основания — это нерастворимые в воде гидроксиды ( $C u (O H)_{2}, F e (O H)_{2}, M g (O H)_{2}$ ) и водный раствор аммиака.[i]

Реакции с простыми веществами

Щёлочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами. В этих реакциях неметалл часто диспропорционирует (одновременно повышает и понижает степень окисления).

С галогенами (кроме фтора) реакция идёт по-разному в зависимости от температуры:

Cl2 + 2KOH →на холоде KCl + KClO + H2O

3 C l_{2} + 6 K O H \overset{t}{\to} 5 K C l + K C l O_{3} + 3 H_{2} O

Фтор вытесняет кислород:

4 N a O H + 2 F_{2} \to 4 N a F + O_{2} + 2 H_{2} O

С серой и фосфором щёлочи реагируют при нагревании:

3 S + 6 N a O H \overset{t}{\to} 2 N a_{2} S + N a_{2} S O_{3} + 3 H_{2} O

4 P + 3 K O H + 3 H_{2} O \overset{t}{\to} P H_{3} ↑ + 3 K H_{2} P O_{2}

С кремнием щёлочи реагируют с выделением водорода:

S i + 2 N a O H + H_{2} O \to N a_{2} S i O_{3} + 2 H_{2} ↑

Из металлов с щелочами реагируют только амфотерные металлы ($Al, Zn, Be$). В растворах щелочей получаются комплексные соли, а при сплавлении — средние.[i]

2Al + 2NaOHраствор + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Zn + 2NaOHрасплав → Na2ZnO2 + H2

Реакции с водой

Основные гидроксиды с водой химически не реагируют. Щёлочи растворяются в воде.

Реакции с оксидами

Основные гидроксиды не реагируют с основными оксидами, так как вещества одной природы не вступают во взаимодействие. С кислотными оксидами щёлочи реагируют, образуя средние или кислые соли (в зависимости от избытка реагентов):[i]

2NaOH(избыток) + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2~(избыток) → NaHCO3

Нерастворимые основания реагируют только с кислотными оксидами, которые соответствуют сильным кислотам ( $S O_{3}, N_{2} O_{5}$ ):[i]

C u (O H)_{2} + S O_{3} \to C u S O_{4} + H_{2} O

С амфотерными оксидами реагируют только щёлочи. При сплавлении образуется средняя соль, в растворе — комплексная:[i]

2 K O H + Z n O \overset{t}{\to} K_{2} Z n O_{2} + H_{2} O

2 K O H + Z n O + H_{2} O \to K_{2} [Z n (O H)_{4}]

Реакции с кислотами-неокислителями

Происходит типичная реакция нейтрализации. Реагируют как сильные, так и нерастворимые основания:

N a O H + H C l \to N a C l + H_{2} O

C u (O H)_{2} + H_{2} S O_{4} \to C u S O_{4} + 2 H_{2} O

F e (O H)_{2} + 2 H C l \to F e C l_{2} + 2 H_{2} O

Реакции с кислотами-окислителями

Концентрированные серная кислота и азотная кислота любой концентрации выступают сильными окислителями.[i]

Если металл в основании находится в своей высшей степени окисления, протекает обычная реакция обмена:

C u (O H)_{2} + 2 H N O_{3} \to C u (N O_{3})_{2} + 2 H_{2} O

Если металл в гидроксиде может повысить степень окисления, протекает ОВР:

3Fe(OH)2 + 10HNO3~(конц.) → 3Fe(NO3)3 + NO2 + 8H2O

2 F e (O H)_{2} + 4 H_{2} S O_{4} \to F e_{2} (S O_{4})_{3} + S O_{2} ↑ + 6 H_{2} O

Реакции с основаниями

Основные гидроксиды между собой не реагируют.

Реакции с амфотерными гидроксидами

Щёлочи реагируют с амфотерными гидроксидами, играя роль среды, растворяющей амфотерный осадок. Как и в случае с оксидами, условия определяют продукт:

N a O H + A l (O H)_{3} \overset{t}{\to} N a A l O_{2} + 2 H_{2} O

(расплав)

N a O H + A l (O H)_{3} \to N a [A l (O H)_{4}]

(водный раствор)

Слабые основания с амфотерными гидроксидами не реагируют.

Реакции с солями

Щёлочи вступают в реакции ионного обмена с растворимыми солями, если в результате образуется нерастворимый гидроксид или выделяется газ:

2 K O H + C u S O_{4} \to C u (O H)_{2} ↓ + K_{2} S O_{4}

N a O H + N H_{4} C l \overset{t}{\to} N a C l + N H_{3} ↑ + H_{2} O

Нерастворимые основания с солями не реагируют.

Реакции разложения

Термическое разложение свойственно только нерастворимым основаниям и гидроксиду лития.[i]

Они разлагаются на оксид и воду:

C u (O H)_{2} \overset{t}{\to} C u O + H_{2} O

Химические свойства кислотных гидроксидов и бескислородных кислот

Типы классификаций кислот:
по силе: сильные ( $H_{2} S O_{4}, H N O_{3}, H C l, H B r, H I$ ) и слабые ( $H_{2} S, H_{2} C O_{3}, H_{2} S i O_{3}, C H_{3} C O O H$ );
по основности: одноосновные ( $H N O_{3}, H C l$ ), двухосновные ( $H_{2} S O_{4}, H_{2} S$ ), трехосновные ( $H_{3} P O_{4}$ );
по наличию кислорода: кислородсодержащие (они же кислотные гидроксиды, например $H_{2} S O_{4}$ ) и бескислородные ( $H C l, H_{2} S$ ).
[i]

Реакции с простыми веществами

Взаимодействие с металлами зависит от природы кислоты.

Кислоты-неокислители реагируют только с металлами, стоящими в ряду активности до водорода:[i]

Z n + 2 H C l \to Z n C l_{2} + H_{2} ↑

F e + H_{2} S O_{4} \to F e S O_{4} + H_{2} ↑

Кислоты-окислители ( $H N O_{3}$ любой концентрации и $H_{2} S O_{4}$ концентрированная) реагируют с металлами, стоящими как до, так и после водорода (кроме $Au, Pt$).[i]

При этом водород никогда не выделяется:

Cu + 4HNO3~(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3~(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4~(конц.) →t CuSO4 + SO2 + 2H2O

Кислоты-окислители реагируют с некоторыми неметаллами ($S, C, P$ и $I_{2}$ ) с образованием высшей кислоты этого неметалла:

C + 2 H_{2} S O_{4} \overset{t}{\to} C O_{2} ↑ + 2 S O_{2} ↑ + 2 H_{2} O

P + 5 H N O_{3} \overset{t}{\to} H_{3} P O_{4} + 5 N O_{2} ↑ + H_{2} O

S + 6 H N O_{3} \overset{t}{\to} H_{2} S O_{4} + 6 N O_{2} ↑ + 2 H_{2} O

Галогенводороды и сероводород могут вступать в реакции замещения с более активным галогеном:

2 H B r + C l_{2} \to 2 H C l + B r_{2}

Реакции с водой

Кислоты с водой не реагируют, они растворяются в ней.

Реакции с оксидами

Кислоты не реагируют с кислотными оксидами, но растворяют основные и амфотерные оксиды:

C u O + 2 H C l \to C u C l_{2} + H_{2} O

Z n O + H_{2} S O_{4} \to Z n S O_{4} + H_{2} O

Реакции с кислотами

Между собой кислоты не реагируют. Исключение составляют ОВР между кислотой-окислителем и кислотой-восстановителем:

H2S + 8HNO3~(конц.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

3H2S + 2HNO3~(разб.) → 3S + 2NO + 4H2O

H2S + H2SO4~(конц.) → S + SO2 + 2H2O

Реакции с основаниями

Классическая реакция нейтрализации протекает в любых условиях. Растворимые и нерастворимые основания реагируют с большинством кислот:

2 K O H + H_{2} S O_{4} \to K_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O

F e (O H)_{2} + 2 H C l \to F e C l_{2} + 2 H_{2} O

Реакции с амфотерными гидроксидами

Кислоты легко растворяют амфотерные гидроксиды с получением средних солей:

A l (O H)_{3} + 3 H N O_{3} \to A l (N O_{3})_{3} + 3 H_{2} O

Z n (O H)_{2} + 2 H C l \to Z n C l_{2} + 2 H_{2} O

Реакции с солями

Кислоты вытесняют более слабые или летучие кислоты из их солей, а также вступают в реакции обмена с образованием осадка:

N a_{2} C O_{3} + 2 H C l \to 2 N a C l + C O_{2} ↑ + H_{2} O

B a C l_{2} + H_{2} S O_{4} \to B a S O_{4} ↓ + 2 H C l

A g N O_{3} + H C l \to A g C l ↓ + H N O_{3}

Более слабые кислоты не могут вытеснить более сильные из солей. Однако в этом правиле есть одно исключение — образование так называемых суровых сульфидов. Это сульфиды тяжёлых металлов, стоящих после железа в ряду активности. Сероводород может вытеснять даже сильные кислоты из соответствующих солей с образованием суровых сульфидов: $C u (N O_{3})_{2} + H_{2} S \to C u S ↓ + 2 H N O_{3}$ . Суровые сульфиды могут раствориться только в кислотах-окислителях при нагревании. С кислотами-неокислителями реакции не идут.[i]

Реакции разложения

Азотная кислота разлагается с изменением степеней окисления:

4 H N O_{3} \to 4 N O_{2} + O_{2} + 2 H_{2} O

Кремниевая кислота разлагается на оксид и воду:

H_{2} S i O_{3} \to S i O_{2} + H_{2} O

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства и кислот, и оснований. К ним относят $A l (O H)_{3}, C r (O H)_{3}, Z n (O H)_{2}, B e (O H)_{2}, F e (O H)_{3}$ и ряд других.

Реакции с простыми веществами и водой

С металлами, неметаллами и водой амфотерные гидроксиды не реагируют.

Реакции с оксидами

В водных растворах реакция не протекает. При сплавлении амфотерные гидроксиды ведут себя как кислоты по отношению к основным оксидам:

C a O + Z n (O H)_{2} \overset{t}{\to} C a Z n O_{2} + H_{2} O ↑

Реакция возможна только с оксидами активных металлов.

Из кислотных оксидов в реакцию с амфотерными гидроксидами могут вступать только оксиды, соответствующие сильным кислотам (например, $S O_{3}, N_{2} O_{5}$ ):

Z n (O H)_{2} + N_{2} O_{5} = Z n (N O_{3})_{2} + H_{2} O

С амфотерными оксидами реакции не протекают.

Реакции с кислотами

Амфотерные гидроксиды выступают классическими основаниями, образуя соли:

Z n (O H)_{2} + H_{2} S O_{4} \to Z n S O_{4} + 2 H_{2} O

C r (O H)_{3} + 3 H C l \to C r C l_{3} + 3 H_{2} O

Реакции с основаниями

Взаимодействие идёт только с щелочами. Как обсуждалось ранее, продукт зависит от условий процесса.

Сплавление:

A l (O H)_{3} + K O H \overset{t}{\to} K A l O_{2} + 2 H_{2} O

Z n (O H)_{2} + 2 N a O H \overset{t}{\to} N a_{2} Z n O_{2} + 2 H_{2} O

В растворе:

A l (O H)_{3} + K O H \to K [A l (O H)_{4}]

Z n (O H)_{2} + 2 N a O H \to N a_{2} [Z n (O H)_{4}]

Амфотерные гидроксиды между собой не реагируют.

Реакции с солями

В водных растворах реакция не протекает. При высоких температурах амфотерный гидроксид способен вытеснить летучий кислотный оксид из карбонатов или сульфитов щелочных металлов:

2 A l (O H)_{3} + N a_{2} C O_{3} \overset{t}{\to} 2 N a A l O_{2} + C O_{2} ↑ + 3 H_{2} O

Реакции разложения

Термическое разложение амфотерных гидроксидов приводит к образованию оксида и воды:

2 A l (O H)_{3} \overset{t}{\to} A l_{2} O_{3} + 3 H_{2} O

2 C r (O H)_{3} \overset{t}{\to} C r_{2} O_{3} + 3 H_{2} O

Получение гидроксидов

Способ получения зависит от того, растворим гидроксид в воде или нет.

Реакции оксидов с водой

Оксиды щелочных и щёлочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя щёлочи:

L i_{2} O + H_{2} O \to 2 L i O H

B a O + H_{2} O \to B a (O H)_{2}

Кислотные оксиды (ангидриды кислот) при растворении в воде дают кислотные гидроксиды:

S O_{3} + H_{2} O \to H_{2} S O_{4}

P_{2} O_{5} + 3 H_{2} O \overset{t}{\to} 2 H_{3} P O_{4}

Реакции ионного обмена

Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды получают взаимодействием растворимой соли соответствующего металла со щелочами.[i]

Важно не добавлять избыток щёлочи в случае амфотерных гидроксидов, иначе осадок растворится:

C u S O_{4} + 2 K O H \to C u (O H)_{2} ↓ + K_{2} S O_{4}

AlCl3 + 3NaOHнедостаток → Al(OH)3 + 3NaCl

Амфотерные гидроксиды часто получают в реакциях соответствующих солей с раствором аммиака:

A l C l_{3} + 3 N H_{3} + 3 H_{2} O \to A l (O H)_{3} ↓ + 3 N H_{4} C l

Слабые кислоты можно получить реакцией более сильной кислоты с солью:

N a_{2} S i O_{3} + 2 H C l \to 2 N a C l + H_{2} S i O_{3} ↓

Электролиз растворов солей

В промышленности щёлочи часто получают электролизом растворов хлоридов металлов IA или IIA группы:[i]

2KCl + 2H2O →электролиз 2KOH + H2 + Cl2

Водород выделяется на катоде, галоген — на аноде, а в околокатодном пространстве накапливается гидроксид.

Обобщающая матрица взаимодействий

Класс веществ	С кислотами	Со щелочами	С нерастворимыми основаниями	С амфотерными гидроксидами
Сильные кислоты	Нет (исключение — ОВР)	Да	Да	Да
Щёлочи	Да	Нет	Нет	Да
Нерастворимые основания	Да	Нет	Нет	Нет
Амфотерные гидроксиды	Да	Да	Нет	Нет

Типичные ошибки на ЕГЭ

Чтобы баллы на экзамене не терялись, запомни три важных правила.

Учитывай окислительные свойства кислот. Часто разбавленную азотную кислоту воспринимают как обычную и пишут с ней стандартную реакцию обмена: $F e (O H)_{2} + 2 H N O_{3} \to F e (N O_{3})_{2} + 2 H_{2} O$ . Азотная кислота — сильный окислитель. $F e^{+ 2}$ обязательно повысит степень окисления до $F e^{+ 3}$ . Верное уравнение: $3 F e (O H)_{2} + 10 H N O_{3} \to 3 F e (N O_{3})_{3} + N O ↑ + 8 H_{2} O$ .
Реакции получения щелочей из солей идут только между растворами. Нельзя добавлять соль к нерастворимому основанию, чтобы получить щёлочь (например: $C u (O H)_{2} + K_{2} S O_{4} \to 2 K O H + C u S O_{4}$ ). Две соли или соль и гидроксид могут взаимодействовать в растворе, только если оба исходных вещества растворимы. $C u (O H)_{2}$ — осадок, реакция не пойдёт. Для получения щёлочи берут растворимые реагенты: $B a (O H)_{2} + N a_{2} S O_{4} \to B a S O_{4} ↓ + 2 N a O H$ .
Амфотерные гидроксиды не растворяются в гидрате аммиака. Водный раствор аммиака — слабое основание. Оно осаждает амфотерные гидроксиды из солей, но не растворяет полученный осадок (кроме цинка, образующего аммиачный комплекс). Например: $A l C l_{3} + 3 N H_{3} \cdot H_{2} O \to A l (O H)_{3} ↓ + 3 N H_{4} C l$ . В избытке аммиака осадок гидроксида алюминия не растворится.

Примеры экзаменационных заданий

Теперь посмотрим, как теория работает на практике.

Задание 1

Среди предложенных формул выберите формулы: А) кислотного гидроксида; Б) одноосновной кислоты; В) амфотерного оксида.
Варианты: 1. $C r (O H)_{2}$ . 2. $Z n O$ . 3. $H_{2} S O_{4}$ . 4. $C a (O H)_{2}$ . 5. $H C l$ . 6. $C r (O H)_{3}$ . 7. $A l C l_{3}$ . 8. $P H_{3}$ .[i]

А) Кислотный гидроксид — это кислородсодержащая кислота. Подходит $H_{2} S O_{4}$ (3).

Б) Одноосновная кислота. Серная кислота $H_{2} S O_{4}$ — двухосновная. Одноосновная — $H C l$ (5).

В) Амфотерный оксид. Этому классу соответствует $Z n O$ (2).

Ответ: 352.

Задание 2

С какими реагентами из перечисленных способно взаимодействовать вещество $Z n (O H)_{2}$ ? 1. $A g N O_{3}, N a_{3} P O_{4}, C l_{2}$ . 2. $B a O, H_{2} O, K O H$ . 3. $H B r, L i O H, C H_{3} C O O H$ .[i]

Анализируем вещество. $Z n (O H)_{2}$ — нерастворимый амфотерный гидроксид.

Вариант 1: с солями не реагирует.

Вариант 2: с водой не реагирует.

Вариант 3: с кислотами ( $H B r$ и $C H_{3} C O O H$ ) реагирует, как основание. Со щёлочью ( $L i O H$ ) реагирует, как кислота, образуя тетрагидроксоцинкат лития $L i_{2} [Z n (O H)_{4}]$ .

Ответ: 3.

Задание 3

Задана следующая схема превращений веществ: AlCl3 →NH3~(раствор) X →Y NaAlO2. Определите, какие из указанных веществ являются веществами $X$ и $Y$ :
1. $N a O H_{(р а с т в о р)}$ . 2. $N a C l$ . 3. $A l (N O_{3})_{3}$ . 4. $N a O H_{(р а с п л а в)}$ . 5. $A l (O H)_{3}$ .[i]

На первой стадии хлорид алюминия реагирует с водным раствором аммиака: $A l C l_{3} + 3 N H_{3} + 3 H_{2} O \to A l (O H)_{3} ↓ + 3 N H_{4} C l$ .

Значит, вещество $X$ — $A l (O H)_{3}$ (вариант 5).

Во второй стадии из гидроксида алюминия получается средняя соль алюминат натрия. Образование средней соли возможно при сплавлении щёлочи с амфотерным гидроксидом: $N a O H + A l (O H)_{3} \to N a A l O_{2} + 2 H_{2} O$ .

Под $Y$ подходит расплав гидроксида натрия (вариант 4).

Ответ: 54.

Заключение

После изучения этого материала можно уверенно приступать к решению экзаменационных заданий по химии элементов. Теперь ты умеешь:

разделять соединения по классам и определять их кислотно-основную природу;
писать уравнения реакций для амфотерных веществ с учётом условий (сплавление или раствор);
определять течение ОВР при взаимодействии гидроксидов с кислотами-окислителями.

Чтобы закрепить теорию на практике, реши несколько аналогичных заданий линий 5–9 в «100балльном банке».