Гидроксосоли (основные соли)

Гидроксосоли представляют собой продукт неполного замещения гидроксид-ионов основания кислотными остатками. В составе сложного катиона основной соли присутствуют один или несколько гидроксид-ионов:

AlOHCl₂  AlOH²⁺ + 2Cl^-

Al(OH)₂Cl  Al(OH)₂⁺ + Cl^-

По международной систематической номенклатуре названия основных солей имеют, например,следующий вид:

ZnOHCl- цинк гидроксид хлорид

Al(OH)₂NO₃ – алюминий дигидроксид триоксонитрат (V).

Полусистематическая номенклатура использует для основных солей термин «гидроксосоли», при этом соответствующие количественные приставки в названиях гидроксосолей указывают количество гидроксид-ионов в формуле соли. На первом месте в названии указан анион кислотного остатка, например,

MgOHCl- хлорид гидроксомагния или гидроксохлорид магния

[(Al(OH)₂]₂SO₄ – сульфат дигидроксоалюминия или дигидроксосульфат алюминия

AlOHSO₄ -сульфат гидроксоалюминия или

В русской номенклатуре названия основных солей образовывали от средних солей с прибавлением слова «основной». Для трех- и четырехкислотных оснований указывали число замещенных гидроксид-ионов, например,

(ZnOH)₂SO₄ – основной сернокислый цинк

FeOHCl- основное хлористое железо

[Al(OH)₂]₃PO₄- основной однозамещенный ортофосфорнокислый алюминий

[Al(OH)]₃(PO₄)₂- основной двузамещенный ортофосфорнокислый алюминий

Большое затруднение, обычно, возникает при составлении формул и названий гидроксосолей (так же, ка гидросолей), поэтому рассотрим этот вопрос более подробно.

Формулы и названия гидроксолей по полусистематической номенклатуре:

Так же как в случае гидросолей в названии гидроксосоли отражен ее состав, при этом необходимо помнить:

1. однокислтные основания, содержащие одну ОН^- - группу (NaOH, KOH, NH₄OH и т.д.) не образуют гидроксолей, т.к. при диссоциации образуется один вид катионов, например:

NaOH  OH^- + Na⁺

2. гидроксид-ионы всегда входят в состав катиона соли ( CuOH⁺, Al(OH)₂⁺ и т.д.)

Составим формулы гидроксосолей по их названиям:

сульфат гидроксомеди (II ), состав соли:

SO₄^2- OH^- Cu²⁺

CuOH⁺ - катион соли (его суммарный заряд

определяют по заряду катиона металла и гидроксид-иона или сумме зарядов OH^- , если их несколько ). Формула соли имеет вид: (CuOH)₂SO₄.

Приставка «гидроксо» указывает на присутствие в составе катиона соли одной ОН^- группы, «дигидроксо» – двух ОН^- групп. При этом напоминаем еще раз, что в первую очередь называют кислотный остаток в составе соли, а потом катион (это правило продемонстрировано в названиях средних и гидросолей ). Приведем еще два примера:

нитрат гидроксоалюминия

NO₃^- OH^- Al³⁺

AlOH²⁺- катион соли, формула – AlOH(NO₃)₂

Сульфит дигидроксоалюминия

SO₃^2- 2OH^- Al³⁺

Al(OH)₂⁺ - катион соли (его суммарный заряд ( +3 + 2(-1) = +1)

Формула соли: (Al(OH)₂)₂SO₃.

Назовем соль по ее формуле:

+2

(FeOH)₃PO₄

- стехиометрический коэффициент, стоящий за скобками и указывающий количество катионов (подчеркнуты), не будет входить в название соли: FeOH⁺ - катион гидроксожелеза (II). Название соли: ортофосфат железа (II).

+3

(Fe(OH)₂)₂SO₄ - кислотный остаток– SO₄^2- - сульфат-ион, Fe(OH)₂⁺ - катион дигидроксожелеза (III), название соли -сульфат дигидроксожелеза (III).

Получают гидроксосоли выше перечисленными способами, наиболее часто встречаются следующие:

1. кислота (или кислотный оксид) + основание (основной оксид),

( избыток по сравнению с получением нормальной соли – см. число молей основания на 1 моль кислоты).

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

0.5 м 1 м хлорид железа(II) -

Fe(OH)₂ + HCl = FeOHCl + H₂O 1м 1м хлорид гидроксожелеза (II)

избыток основания ( по сравнению с предыдущей реакцией ).

2. взаимодействие средней соли с основанием:

FeSO₄ + Fe(OH)₂ = (FeOH)₂SO₄

Гидроксосоли соли, как правило, растворимы хуже средних.

Так же, как гидросоли, они часто встречаются в природе в составе различных пород. Образование осадков карбонатов, хлоридов и сульфатов гидроксомеди (II) наблюдается в городах на поверхности бронзовых памятников (бронза содержит медь) при протекании ряда реакций с компонентами окружающей среды ( O₂, H₂О, HCl, H₂СО₃, H₂SO₄ ):

2Cu + O₂ + 2H₂O = 2 Cu(OH)₂

2Cu + O₂ + 2H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O

Cu(OH)₂  + CuSO₄ = (CuOH)₂SO₄ - зелено-голубой осадок на бронзе

Гидроксосоли можно перевести в средние при добавлении кислот (рекомендуем добавлять сильную кислоту), происходит реакция нейтрализации:

FeOHCl  + HCl = FeCl₂ + H₂O

2FeOHCl  + H₂SO₄ = FeCl₂ + FeSO₄ + 2H₂O

Чтобы определить,какие гидроксосоли может образовать данное основание, необходимо рассмотреть формально его ступенчатую диссоциацию (основание последовательно отщепляет гидроксид-ионы). Это позволяет определить вид и заряд всех возможных катионов в растворе данного основания:

Са(ОН)₂ ↔ ОН^- + СаОН⁺- 1 ступень – катион гидроксокальция

СаOH⁺  OH^- + Са²⁺ - 2 ступень – катион кальция

При взаимодействии такого основания с кислотой, например, HCl образуются следующие соли: CaOHCl и CaCl₂. Определив виды солей, можно записать уравнения реакций их образования при различном соотношении, например, основания и кислоты :

Ca(OH)₂ + HCl = CaOHCl + H₂O хлорид гидроксокальция

Ca(OH)₂ + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O хлорид кальция

Рассмотрим еще один пример:

3+ - + -

Al(OH)₃ + HNO₃ = ?

OH^- + Al(OH)₂⁺ H⁺ + NO₃^-

OH^- + AlOH²⁺

OH^- + Al³⁺

Примечание: для определения заряда сложного катиона соли рекомендуем указать заряд гидроксид-иона и катиона металла в формуле основания ,например, Al³⁺ и OH^- ).

Эта схема позволяет написать следующие формулы солей:

Al(OH)₂NO₃ - нитрат дигидроксоалюминия

AlOH(NO₃)₂ - нитрат гидроксоалюминия

Al(NO₃)₃ - нитрат алюминия

Очень часто встречаются более сложные случаи взаимодействия оснований и кислот, а именно, многоосновная кислота и многокислотное основание. В таком случае образуется несколько видов солей (нормальная, одна или несколько гидро- и гидроксосолей). Рассмотрим пример, используя как вспомогательное действие ступенчатую диссоциацию кислоты и основания:

2+ - + 2-

Be(OH)₂ + H₂SO₄ = ?

OH^- + BeOH⁺ HSO₄^- + H⁺

OH^- + Be²⁺ SO₄^2- + H⁺

Эта схема позволяет записать формулы трех солей:

BeSO₄ – сульфат берилия Be(HSO₄)₂ - гидросульфат берилия и (BeOH)₂SO₄ - сульфат гидроксоберилия.

Примечание: не бывает солей, в которых присутствуют одновременно ион Н⁺ и ОН^-, т.к. они взаимодействуют с образованием Н₂О.

Определив возможные соли, можно записать уравнения реакций их образования:

Be(OH)₂ + H₂SO₄ = BeSO₄ + H₂O

Be(OH)₂ + 2 H₂SO₄ = Be(HSO₄)₂ + 2H₂O

2Be(OH)₂ + H₂SO₄ = (BeOH)₂SO₄ + H₂O

Рассмотрим еще один пример:

3+ - + 2-

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ = ?

OH^- + Fe(OH)₂⁺ HSO₄^- + H⁺

OH^- + FeOH²⁺ SO₄^2- + H⁺

OH^- + Fe³⁺

Запишем формулы возможных солей:

Fe₂(SO₄)₃– сульфат железа (III); Fe(HSO₄)₃– гидросульфат железа (III);

(Fe(OH)₂)₂SO₄– сульфат дигидроксожелеза (III); FeOHSO₄–сульфат гидроксо железа (III).

Предложенная схема позволяет проанализировать, какие соли могут образоваться при взаимодействии основания с кислотой при их различном соотношении.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ

1. Взаимодействие с кислотами, основаниями и солями, если выполняется условие протекания реакции до конца (образование, например, осадка , газа или слабого электролита):

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ 2 NaCl

Na₂CO₃ + CaCl₂ = CaCO₃ + 2 NaCl

СuOHCl+HCl=CuCl₂+H₂O(очень слабый электролит)

2. Взаимодействие с металлами (любой металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuCl₂ = Cu  + Zn(NO₃)₂

3. Соли неустойчивых кислот легко разлагаются при нагревании:

СаCO₃  CaO + CO₂

Са(HCO₃)₂  CaCO₃ + CO₂  + H₂O

4. Многие соли участвуют в различных окислительно-восстановительных реакциях, в том числе в п.2:

3 Fe(NO₃)₂ + 4 HNO₃ = 3 Fe(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2 HCl

В ионных реакциях плохо растворимые соли не присутствуют в виде ионов в растворе, не смотря на то, что являются сильными электролитами.

Соли входят в состав многих минералов, содержатся в природной воде, почве и образуются в воздухе за счет протекания различных химических реакций (это один из компонентов аэрозолей в воздухе).

Комплексные соединения

Это соединения, которые содержат сложные частицы (комплексы), образованные из реально существующих более простых частиц. Комплексные соединения состоят из внутренней ( собственно комплекс) и внешней сферы ( в некоторых комплексах она отсутствует). Образование комплексной частица можно представить в виде схемы:

М( )_n+nL= [M()_n]

комплексообразователь лиганды внутренняя сфера компл. частицы

Комплексообразователь (центральный атом) – это нейтральный атом или ион, который является акцептором электронных пар, предоставляя свои свободные орбитали, и занимает центральное положение в частице. Как правило, в этой роли выступают d- иf– металлы, имеющие много свободных орбиталей и большой заряд ядра. Число связей, которые центральный атом образует с лигандами, называют координационным числом ( КЧ) комплексообразователя. Чаще всего КЧ принимают значения 2, 4 и 6 и, как отмечали ранее, в большинстве случаев КЧ = 2 ст.ок. центального атома. Схематично выше зказанное можно представить следующим образом:



Ag⁺Cu²⁺Fe³⁺

  



Лиганды – это молекулы или ионы, которые являются донорами электронных пар и непосредственно связаны с комплексообразователем. Примеры лигандов и их названия:

молекулы - H₂O- аква,CO- карбонил,NH₃- амин и другие; ионы –F^-- фторо,Cl^-- хлоро ,OH^--- гидроксо ,NO₂^-- нитро. Перечисленные лиганды используют одну неподеленную пару (образуют одну химическую связь) при взаимодействии с центральным атомом (монодентные) и тогда их количество в комплексной частице равно координационному числу (некоторые лиганды используют две и более электронных пар, их называют полидентные). Таким образом внутренняя сфера – это центральный атом и лиганды, заряды этих частиц определяют величину и знак заряда комплексной частицы. Внешняя сфера – это отрицательно или положительно заряженные ионы, которые связаны с комплексной частицей ионной связью, по которой, главным образом, происходит диссоциация комлексного соединения.

Комплексные частицы бывают нейтральные, например – Fe(CO)₅; катионного типа (положительно заряженные) – [Ag(NH₃)₂]⁺, [Cu(H₂O)₄]²⁺и другие; анионного типа (отрицательно заряженные), например – [Al(OH)₄]^-, [HgI₄]^2-. С точки зрения кислотно-основных свойств существуют комплексные основания, кислоты и соли, например:

H₂[PtCl₄] – кислота; [Cu(NH₃)₄](OH)₂- основание;Na₂[Sn(OH₄)],K₂[BeF₄], [Ag(NH₃)₂], [Cu(H₂O)₄]Cl₂ – соли.

Комплексные соединения называют по систематической номенклатуре:

- в комплексной частице катионного типана первом месте указывают название лигандов и их количество с помощью греческих приставок, на втором – русское (национальное для данной страны) нименование центрального атома в родительном падеже, при необходимости в скобках записывают его степень окисления, например:

[Cu(H₂O)₄]⁺- катион тетрааквамеди (II)

[Ag(NH₃)₂]⁺- катион диаминсеребра

Тогда соединение [Cu(H₂O)₄]Cl₂имеет название – тетрааквамеди(II) хлорид, а [Zn(NH₃)₄](OH)₂– тетрааминцинка гидроксид.

- в комплексной частице анионного типа сначала так же называют лиганды и их количество, далее следует наименование центрального атома

от латинского названия элемента с указанием при необходимости его окислительного числа, например:

[Al(OH)₄]^-- тетрагидроксоалюминат – ион

[Cr(OH)₆]^3-- гексагидроксохромат (III) – ион или допустимо название –гексагидроксохромит- ион (в соответствии с полусистематической номенклатурой, т.к степень окисления хрома меньше максимальной и равна +3),

[BeF₄]^2-- тетрафтороберилат- ион.

Приведем названия нескольких комплексных соединений, содержащих частицы анионного типа: Na[Al(OH)₄] – натрий тетрагидроксоалюминат;

K₂[HgI₄] – калий тетраиодомеркурат (II) – комплексные соединения ртути традиционно называют меркураты,Na[Ag(CN)₂] – дицианоаргентат натрия.

- название нейтральной комплексной частицы состоит из одного слова, при этом его начинают с наименования лигандов и их числа, слитно дописывают русское название центрального атома, например:

Fe⁰(CO)₅– пентакарбонилжелеза.

Образование комплексных соединений

Как известно, реакции в растворах электролитов протекают в направлении наибольшего связывания ионов, в том числе, за счет образования комплексных частиц:

FeCl₃ + 6 KCNS  K₃[Fe(CNS)₆] + 3 KCl

CuSO₄ + 4 NH₃ H₂O  [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4 H₂O

Вследствие образования комплексов возможно растворение многих плохо растворимых веществ:

Al(OH)₃  + NaOH  Na[Al(OH)₄]

AgCl  + 2 NH₃ H₂O  [Ag(NH₃₎₂]Cl

HgI₂+ 2KIK₂[HgI₄]

Основные свойства комплексных соединений

1.Диссоциация в водных растворах:

Комплексные соединения подвергаются первичной и вторичной диссоциации. Первичная диссоциация связана с разрушением ионных связей между внутренней и внешней сферой:

[Ag(NH₃)₂]Cl  [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

Вторичная диссоциация обусловлена распадом внутренней сферы, равновесие этого процесса, в отличии от первичной диссоциации, смещено влево, т.к. большинство комплексных частиц отличаются достаточно высокой устойчивостью:

[Ag(NH₃)₂]⁺  [Ag(NH₃)]⁺ + NH₃

[Ag(NH₃)]⁺  Ag⁺ + NH₃

2. Разрушение комплексных частиц

Этот процесс наблюдается в тех случаях, когда компоненты внутренней сферы связываются в более прочный комплекс, малорастворимое соединение, слабый электролит:

[Pt(NH₃)₄]Cl₂ + 4 KCNS  K₂[Pt(CN)₄] + 2 KCl + 4 NH₃

K₂[HgI₄] + Na₂S  HgS  + 2 KI + 2 NaI

Na[Al(OH)₄] + 4 HCl  AlCl₃ + NaCl + 4 H₂O

3. Окислительно-восстановительные реакции с участием компонентов комплексной частицы:

+2 +3

2 K₄[Fe(CN)₆] + Cl⁰₂  2 K₃[Fe(CN)₆] + 2 KCl^-

4. Кислотно-основные свойства комплексных соединений:

Эти свойства проявляются за счет ионов Н⁺и ОН^-, которые могут присутствовать во внешней сфере комплексного соединения, например,

кислота - H[AuCl₄]H⁺+ [AuCl₄]^-

основание - [Ag(NH₃)₂]OH[Ag(NH₃)₂]⁺+OH^-

Комплексные соединения широко распространены в природе. В нейтральной и кислой среде dиf– металлы находятся в виде аквакомплексов, многие металлы в щелочной среде образуют гидроксокомплексы (см. амфотерность), а в аммиачной среде - аминокомплексы. При протекании реакций возникают комплексные частицы различных других типов; в присутствии органических веществ в качестве лигандов могут выступать составляющие этих соединений и возникают сложные, так называемые, хелатные комплексы. Такие комплексы могут присутствовать в природной воде, когда она загрязнена катионами металлов и органическими веществами, а так же образовываться в живых организмах при связывании катионов металлов.

В заключение проанализируем изменение кислотно-основных свойств соединений в периодической системе. Например, рассмотрим элементы второго периода и свойства их оксидов:

Li Be B C N O F

=======================

в указанном направлении усиливаются металлические свойства.

В этом же направлении возрастают основные свойства оксидов и гидроксидов: Li₂O BeO B₂O₃CO₂N₂O₅

осн. амф. кислотные оксиды

Изменение свойств в группах можно рассмотреть на примере I группы, главной подгруппы :

Li металлические свойства Li₂O,LiOHосновные

Naвозрастают приNa₂ОNaOHсвойства

K движении по группе К₂О,KOHвозрастают

Rb вниз Rb₂O,RbOHпри

Cs Сs₂OCsOHдвижении

по группе вниз

Наоборот сила кислородных кислот ( кислотные гидроксиды) в IV - VIII группах возрастает при движении по группе вверх, т.е. в направлении усиления неметаллических свойств.

Возможность предсказать кислотно-основные свойства соединений, а так же знание реакций, характерных для различных классов неорганических веществ, позволяет прогнозировать их поведение в окружающей среде. Учитывая выше сказанное, в данном пособии было уделено большое внимание свойствам оксидов и гидроксидов, их способности вступать в химические реакции и образовывать различные виды солей.

Из рассмотрения различных типов химических неорганических соединений очевидно, что они генетически связаны между собой, то есть сложные соединения некоторого типа могут быть получены не только непосредственным взаимодействием элементов, что зачастую невозможно, но путем перевода одного типа соединения в другой. Для понимания правильного пути синтеза химического неорганического соединения для студентов нехимических специальностей вуза полезно руководствоваться следующей схемой:

Металл + неметалл → соль

Основной + кислотный → соль (соли)

оксид оксид

Основной + кислота → соль (соли)

оксид

Основание + кислотный → соль (соли)

оксид

Основание + кислота → соль (соли)

При оценке возможности взаимодействия различных веществ друг с другом необходимо помнить, что:

1.практически всегда взаимодействуют друг с другом соединения, различные по своему химическому характеру (например, кислотные оксиды реагируют с основаними и основными оксидами);

2.большинство сложных веществ при определенных условиях разлагаются на более простые (например, термическое разложение гидроксидов, солей с образованием соответствующих оксидов)

3.практически все соли и основания участвуют в реакциях обмена в водных растворах: (подробное см. пособие “Ионные реакции”)