1. Классификация гидроксидов

Гид­рок­си­ды – это элек­тро­ли­ты, в ре­зуль­та­те дис­со­ци­а­ции их вод­ных рас­тво­ров об­ра­зу­ет­ся толь один вид ани­о­нов: гид­рок­сид-ани­он ОН^-.

Клас­си­фи­ка­ция гид­рок­си­дов

·    По рас­тво­ри­мо­сти в воде гид­рок­си­ды де­лят­ся на:

К рас­тво­ри­мым гид­рок­си­дам от­но­сят­ся гид­рок­си­ды ще­лоч­ных и ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов. Осталь­ные гид­рок­си­ды от­но­сят­ся к нерас­тво­ри­мым.

· По ко­ли­че­ству гид­рок­со­групп гид­рок­си­ды де­лят­ся на:

Фи­зи­че­ские свой­ства

Гид­рок­си­ды ще­лоч­ных ме­тал­лов при обыч­ных усло­ви­ях – это твер­дые белые ве­ще­ства, гиг­ро­ско­пич­ны и очень хо­ро­шо рас­тво­ри­мы в воде. При рас­тво­ре­нии в воде гид­рок­си­дов ще­лоч­ных ме­тал­лов про­ис­хо­дит ин­тен­сив­ное вы­де­ле­ние тепла. По­это­му при при­го­тов­ле­нии их рас­тво­ров нужно быть очень осто­рож­ным.

Гид­рок­си­ды ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов – это также белые кри­стал­ли­че­ские ве­ще­ства, но менее рас­тво­ри­мые в воде, чем гид­рок­си­ды ще­лоч­ных ме­тал­лов.

Ам­фо­тер­ные гид­рок­си­ды в ос­нов­ном об­ра­зу­ют­ся в виде сту­де­ни­стых ге­ле­об­раз­ных осад­ков при при­бав­ле­нии рас­тво­ров ще­ло­чей к рас­тво­ри­мым солям со­от­вет­ству­ю­щих ме­тал­лов.

2. Химические свойства гидроксидов

1. Ре­ак­ция с кис­ло­та­ми. Все гид­рок­си­ды ре­а­ги­ру­ют с кис­ло­та­ми с об­ра­зо­ва­ни­ем соли и воды.

Ре­ак­ция силь­ных гид­рок­си­дов с силь­ны­ми кис­ло­та­ми на­зы­ва­ет­ся ре­ак­ци­ей ней­тра­ли­за­ции.

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

2. Ре­ак­ция с кис­лот­ны­ми ок­си­да­ми.

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

3. Ре­ак­ция с со­ля­ми. Ще­ло­чи ре­а­ги­ру­ют с рас­тво­ра­ми солей, если в ре­зуль­та­те ре­ак­ции один из про­дук­тов вы­па­да­ет в оса­док, по­сколь­ку об­ра­зо­ва­ние нерас­тво­ри­мых со­еди­не­ний сме­ща­ет рав­но­ве­сие впра­во и де­ла­ет её прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мой.

CuSO₄ + 2NaOH = Cu (OH)₂↓ + Na₂SO₄

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2NaOH

4. Раз­ло­же­ние при на­гре­ва­нии. Нерас­тво­ри­мые гид­рок­си­ды при на­гре­ва­нии раз­ла­га­ют­ся на со­от­вет­ству­ю­щий оксид и воду. Рис. 1.

Рис. 1.

Рис. 2.

Cu (OH) ₂ CuO + H₂O

Mn (OH)₂ MnO + H₂O

Этот про­цесс про­ис­хо­дит мед­лен­но и без на­гре­ва­ния при хра­не­нии ок­си­дов в без­вод­ной среде.

5. Об­на­ру­же­ние ще­ло­чей при по­мо­щи кис­лот­но-ос­нов­ных ин­ди­ка­то­ров.

В ще­лоч­ной среде лак­мус при­об­ре­та­ет синюю окрас­ку. Ме­ти­ло­вый оран­же­вый – жел­тую, а фе­нол­фта­ле­и­но­вый – ма­ли­но­вый. Рис. 2.

3. Получение гидроксидов

Ос­нов­ные спо­со­бы по­лу­че­ния гид­рок­си­дов

1. Ще­ло­чи можно по­лу­чить при вза­и­мо­дей­ствии со­от­вет­ству­ю­щих ме­тал­лов с водой. Рис. 3.

Рис. 3.  Вза­и­мо­дей­ствие калия и цезия с водой.

K + H₂O =KOH + H₂

Ba + H₂O = Ba(OH)₂ + H₂

Ак­тив­ность ще­лоч­ных ме­тал­лов воз­рас­та­ет с уве­ли­че­ни­ем их мо­ляр­ной массы. Вза­и­мо­дей­ствие цезия с водой про­ис­хо­дит уже со взры­вом.

2. Ще­ло­чи можно по­лу­чить при вза­и­мо­дей­ствии ок­си­дов ще­лоч­ных и ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов с водой.

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

3. Элек­тро­лиз рас­тво­ров солей ме­тал­лов I-A  и II-A груп­пы.

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + Cl₂↑+ H₂↑

4. Нерас­тво­ри­мые и ам­фо­тер­ные гид­рок­си­ды по­лу­ча­ют в ос­нов­ном об­мен­ны­ми ре­ак­ци­я­ми солей со­от­вет­ству­ю­ще­го ме­тал­ла со ще­ло­чью.

NaOH + Fe(NO₃)₃ = NaNO₃ + Fe(OH)₃↓

Неко­то­рые слож­но­сти на­блю­да­ют­ся при по­лу­че­нии ам­фо­тер­ных гид­рок­си­дов,

NaOH + Al(NO₃)₃ = NaNO₃ + Al(OH)₃↓

Так как по­лу­чен­ный оса­док при до­бав­ле­нии ще­ло­чи об­ра­зу­ет рас­тво­ри­мые гид­рок­со­ком­плек­сы.

NaOH + Al(OH) ₃ = Na NO₃ + Na [Al(OH)₄]         

Нужно кон­тро­ли­ро­вать ко­ли­че­ство до­бав­ля­е­мой ще­ло­чи или ис­поль­зо­вать дру­гие ре­а­ген­ты. На­при­мер, при вза­и­мо­дей­ствии с гид­рок­си­дом ам­мо­ния по­лу­ча­ет­ся оса­док Al(OH)₃↓, ко­то­рый даже не рас­тво­ря­ет­ся в из­быт­ке гид­рок­си­да ам­мо­ния.

3NН₄OH + Al(NO₃)₃ = 3NН₄NO₃ + Al(OH)₃↓

5. Нерас­тво­ри­мые гид­рок­си­ды можно по­лу­чить при необ­ра­ти­мом гид­ро­ли­зе неко­то­рых солей.

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S +6H₂O → 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑ + 6NaNO₃

4. Применение щелочей

Неко­то­рые спо­со­бы при­ме­не­ния ще­ло­чей

Встре­тить­ся со ще­ло­ча­ми можно и в быту. Гид­рок­сид на­трия ис­поль­зу­ет­ся в ка­че­стве аген­та при рас­тво­ре­нии за­со­ра в тру­бах. При­ме­ня­ет­ся он в виде сухих гра­нул или в виде рас­тво­ра. Сред­ство для про­чист­ки труб «Крот» – это под­кра­шен­ный рас­твор гид­рок­си­да на­трия. Ще­лочь вы­зы­ва­ет рас­тво­ри­мость ор­га­ни­че­ских со­еди­не­ний, со­дер­жа­щих­ся в за­со­ре. Спо­соб­ству­ет его раз­ру­ше­нию. Гид­рок­сид на­трия ино­гда при­ме­ня­ет­ся даже в пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти. В Рос­сии он за­ре­ги­стри­ро­ван в ка­че­стве пи­ще­вой до­бав­ки Е- 524. Неко­то­рые тра­ди­ци­он­ные блюда го­то­вят­ся с при­ме­не­ни­ем этого ве­ще­ства. На­при­мер, это скан­ди­нав­ское блюдо из рыбы под на­зва­ни­ем Лю­те­фиск.

Для его при­го­тов­ле­ния су­ше­ная трес­ка вы­ма­чи­ва­ет­ся 5-6 дней в ще­ло­чи и при­об­ре­та­ет из-за этого мяг­кую же­ле­об­раз­ную кон­си­стен­цию.

 

Рис. 4.

Ма­ло­рас­тво­ри­мые гид­рок­си­ды алю­ми­ния и маг­ния при­ме­ня­ют­ся для ле­че­ния из­жо­ги. Рис. 4. Они ней­тра­ли­зу­ют из­бы­ток со­ля­ной кис­ло­ты при по­вы­шен­ной кис­лот­но­сти же­лу­доч­но­го сока, таким об­ра­зом, умень­шая его вред­ное дей­ствие на сли­зи­стую же­луд­ка. Важно, что из­бы­ток гид­рок­си­дов не вре­дит ор­га­низ­му. Так как они нерас­тво­ри­мы, то они про­сто вы­во­дят­ся из ор­га­низ­ма. Из­вест­ный пре­па­рат «Аль­ма­гель» – это почти це­ли­ком гель гид­рок­си­да алю­ми­ния с неболь­шой до­бав­кой гид­рок­си­да маг­ния, а «Ма­а­локс» – это смесь гид­рок­си­дов алю­ми­ния и маг­ния в оди­на­ко­вом со­от­но­ше­нии по массе.

Под­ве­де­ние итога

Были изу­че­ны такие неор­га­ни­че­ские со­еди­не­ния, как гид­рок­си­ды. Вы узна­ли о клас­си­фи­ка­ции гид­рок­си­дов, их хи­ми­че­ских свой­ствах и ме­то­дах по­лу­че­ния.