Формула гидроксида

Определение и формула гидроксида

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Гидроксид (гидроокись) — это один из типов сложных неорганических соединений, который содержит в своем составе атомы некоторого элемента (металла или неметалла за исключением фтора и кислорода) и гидроксильные группы.

Основная классификация гидроксидов основывается на их природе. Различают основные, амфотерные и кислотные гидроксиды.

Основные гидроксиды (основания, щелочи)

К ним относятся соединения металлов общей формулы $MeOH$ или $Me\left(OH\right)_2$ , а также раствор аммиака в воде (гидроксид аммония $NH_4OH$ ). В данных веществах металл принимает степень окисления или $+1$ или $+2$ .

Примеры: $NaOH, Mg\left(OH\right)_2$

Щелочами называют гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, которые в воде они диссоциируют нацело, т.е. являются сильными электролитами.

Они проявляют типичные основные свойства реагируя с кислотными оксидами, кислотами, амфотерными соединениями (при сплавлении fus. и в растворе sol.), растворимыми солями:

$2CsOH + CO_2 = Cs_2CO_3 + H_2O$

$2NaOH + H_2SO_4 = Na_2SO_4 + 2H_2O$

$2KOH + ZnO \overset{fus.}{\rightarrow} K_2ZnO_2 + H_2O$

$2KOH + ZnO + H_2O \overset{sol.}{\rightarrow} K_2[Zn(OH)_4]$

$3NaOH + FeCl_3 = Fe(OH)_3 + 3NaCl$

Остальные основные гидроксиды обладают практически такими же химическими свойствами, но они как правило нерастворимы в воде и не взаимодействуют с амфотерными соединениями.

Амфотерные гидроксиды

Это гидроксиды металлов со степенью окисления $+3$ , $+4$ . Есть исключения (например, $Be\left(OH\right)_2$ ), в которых металл проявляет степень окисления $+2$ .

Примеры: $Al\left(OH\right)_3, Pb\left(OH\right)_4$ .

В зависимости от условий амфотерные вещества могут проявлять или основные или кислотные свойства.

Они представляют собой твёрдые вещества, которые не растворяются в воде, и так правило являются слабыми электролитами.

При воздействии температуры происходит разложение соединения с образованием амфотерного оксида, например:

$Fe\left(OH\right)_2\overset{t}{\rightarrow}FeO+H_2O$

При взаимодействии с кислотами образуются соли:

$2Al\left(OH\right)_3+6HCl\rightarrow 2AlCl_3+3H_2O$

Пример реакции с сильным основанием в зависимости от условий проведения реакции рассмотрен выше.

Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты)

Это как правило гидроксиды неметаллов, имеющих степень окисления $+5$ , $+6$ либо гидроксиды металлов в высших степенях окисления.

Примеры: $H_2SiO_3, HCl$

Большая часть неорганических кислот при обычных условиях находятся в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная), а некоторые нельзя выделить в виде индивидуальных соединений.

Кислоты реагируют с основаниями, основными оксидами и металлами с образованием солей:

$H_2SO_4+2RbOH\rightarrow Rb_2SO_4+2H_2O$

$2HCl+MgO\rightarrow MgCl_2+H_2O$

$6HCl+2Al\rightarrow 2AlCl_3+3H_2\uparrow$

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Сколько грамм орто-алюмината натрия можно получить из $0,78$ г $Al\left(OH\right)_{3} ?$

Решение

Запишем уравнение химической реакции образования орто-алюмината натрия:

$NaOH + Al\left ( OH \right )_{3}\Rightarrow 6 NaOH+2H_{3}AlO_3=2Na_3AlO_3+3H_2O\uparrow$

Найдем количество моль гидроксида алюминия, вступившего в реакцию:

$n\left ( Al\left ( OH \right )_{3} \right ) =\frac{m\left ( Al\left ( OH \right )_{3} \right )}{M\left (Al\left ( OH \right )_{3} \right )}=\frac{0,78}{78}=0,01$

где $m\left ( Al\left ( OH \right )_{3} \right )$ – масса гидроксида алюминия, $M\left (Al\left ( OH \right )_{3} \right )$ – молярная масса гидроксида алюминия.

Из стехиометрии реакции $Al\left ( OH \right )_{3}$ и $Na_3AlO_3$ соотносятся как 2:2 или 1:1. Тогда $n\left ( Na_3AlO_3 \right ) = n\left ( Al\left ( OH \right )_{3} \right ) = 0,01$ моль

Найдем массу $Na_3AlO_3$

$m\left ( Na_3AlO_3 \right ) = n\left ( Na_3AlO_3 \right )\cdot M\left ( Na_3AlO_3 \right ) = 0,01 \cdot 144 = 1,44$ г

Ответ

Масса орто-алюмината натрия равна $1,44$ г

ПРИМЕР 2

Задание

Определите во сколько раз растворимость гидроксида железа ( $II$ ) отличается от растворимости гидроксида железа ( $III$ ).

Решение

Запишем уравнение равновесия малорастворимого соединения с его насыщенным раствором, в котором он диссоциирует нацело:

$Fe\left(OH\right)_{2}\downarrow\rightleftarrows Fe^{2+}+2OH^{-}$

Запишем чему равно произведение растворимости (ПР) данного осадка:

ПР= $\left[Fe^{2+}\right]\cdot\left[OH^{-}\right]^{2}=S\cdot\left(2\cdot S\right)^{2}=4\cdot S^3$

где $\left[Fe^{2+}\right]$ и $\left[OH^{-}\right]$ – равновесные концентрации ионов двухвалентного железа и гидроксид ионов в растворе соответственно; S — растворимость.

Найдем чему равна растворимость $Fe\left(OH\right)_{2}$

$S_{Fe\left(OH\right)_{2}} = S_{Fe\left(OH\right)_{2}}=\sqrt[3]{\frac{П\left(Fe\left(OH\right)_2\right)}{4}}=\sqrt[3]{\frac{7,1\cdot 10^{-16}}{4}}=5,62\cdot 10^{-6}$ моль/л

Запишем уравнение равновесия гидроксида железа (III) с его насыщенным раствором, в котором он диссоциирует нацело:

$Fe\left(OH\right)_{3}\downarrow\rightleftarrows Fe^{3+}+3OH^{-}$

Покажем чему равно произведение растворимости уже этого осадка:

ПР= $\left[Fe^{3+}\right]\cdot\left[OH^{-}\right]^{3}=S\cdot\left(3\cdot S\right)^{3}=27\cdot S^4$

где $\left[Fe^{3+}\right]$ и $\left[OH^{-}\right]$ – равновесные концентрации ионов трехвалентного железа и гидроксид ионов в растворе соответственно; $S$ — растворимость.

Найдем чему равна растворимость $Fe\left(OH\right)_{3}$

$S_{Fe\left(OH\right)_{3}}=\sqrt[4]{\frac{П\left(Fe\left(OH\right)_3\right)}{27}}=\sqrt[4]{\frac{6,3\cdot 10^{-38}}{27}}=2,2\cdot 10^{-10}$ моль/л

Теперь вычислим соотношение растворимостей осадков гидроксидов железа

$\frac{S_{Fe\left(OH\right)_{2}}}{S_{Fe\left(OH\right)_{3}}} = \frac{5,62 \cdot 10^{-6} }{2,2 \cdot 10^{-10}} = 2,56 \cdot 10^4$