Основания и амфотерные гидроксиды: Классификация, Свойства, Получение

1. Классификация оснований и гидроксидов

Основания (гидроксиды) — это сложные вещества, состоящие из катиона металла (или иона аммония NH₄⁺) и одной или нескольких гидроксильных групп OH⁻.

По растворимости в воде:

• Растворимые (Щёлочи): Образованы щелочными (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельными (Ca, Sr, Ba) металлами. Являются сильными электролитами.
• Нерастворимые: Гидроксиды большинства других металлов (Cu, Fe, Zn, Al и др.). Являются слабыми электролитами.

По химическим свойствам:

• Основные гидроксиды: Проявляют только основные свойства (реагируют с кислотами). Характерны для металлов в с.о. +1, +2.
• Амфотерные гидроксиды: Проявляют двойственные свойства (реагируют и с кислотами, и со щелочами). Характерны для металлов в с.о. +3, +4 (а также Zn+2, Be+2, Pb+2, Sn+2).

По кислотности (числу групп OH):

• Однокислотные (NaOH, KOH)
• Двухкислотные (Ca(OH)₂, Cu(OH)₂)
• Трехкислотные (Fe(OH)₃, Al(OH)₃)

2. Физические свойства

Большинство оснований — твердые вещества различного цвета.

Формула	Название / Физические свойства / Фото
Щёлочи
NaOH	Название: Гидроксид натрия (Едкий натр, каустик) Физические свойства: Белое твердое вещество, очень гигроскопично, мылкое на ощупь, разъедает кожу. Фото:
KOH	Название: Гидроксид калия (Едкое кали) Физические свойства: Белые кристаллы, очень гигроскопичны. Фото:
Ca(OH)₂	Название: Гидроксид кальция (Гашеная известь) Физические свойства: Белый рыхлый порошок, малорастворим (известковая вода — насыщенный раствор). Фото:
Ba(OH)₂	Название: Гидроксид бария Физические свойства: Белые кристаллы, хорошо растворимы. Фото:
Нерастворимые основания
Cu(OH)₂	Название: Гидроксид меди(II) Физические свойства: Студенистый осадок голубого цвета. Фото:
Co(OH)₂	Название: Гидроксид кобальта(II) Физические свойства: Сиреневый осадок. Фото:
Fe(OH)₂	Название: Гидроксид железа(II) Физические свойства: Белый (или зеленоватый) осадок, быстро темнеющий (буреющий) на воздухе. Фото:
Mg(OH)₂	Название: Гидроксид магния Физические свойства: Белое аморфное вещество. Фото:
Ni(OH)₂	Название: Гидроксид никеля(II) Физические свойства: Светло-зеленый осадок. Фото:
Амфотерные гидроксиды
Al(OH)₃	Название: Гидроксид алюминия Физические свойства: Белый желеобразный осадок. Фото:
Zn(OH)₂	Название: Гидроксид цинка Физические свойства: Белый осадок. Фото:
Fe(OH)₃	Название: Гидроксид железа(III) Физические свойства: Красно-бурый (ржавый) осадок. Фото:
Cr(OH)₃	Название: Гидроксид хрома(III) Физические свойства: Серо-зеленый осадок. Фото:

3. Получение оснований и амфотерных гидроксидов

Способ получения	Примеры реакций и условия
1. Получение щелочей
Взаимодействие металлов с водой	Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑ До (Кальций) После (Выделение H₂)
Взаимодействие оксидов с водой	Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов: Li2O + H2O → 2LiOH BaO + H2O → Ba(OH)2
Электролиз растворов солей	Чаще всего используются растворы хлоридов: 2NaCl + 2H2O эл.→ 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
Обменные реакции	Взаимодействие солей с другими щелочами (если образуется осадок): K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH (каустификация поташа)
2. Получение нерастворимых и амфотерных гидроксидов
Взаимодействие солей со щелочами	К раствору соли металла приливают щелочь (образуется осадок гидроксида): CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl До (CuCl₂ + NaOH) После (Cu(OH)₂↓) FeSO4 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + K2SO4 До (FeSO₄) После (Fe(OH)₂↓) AlCl3 + 3NaOH(недостаток) → Al(OH)3↓ + 3NaCl ZnSO4 + 2KOH(недостаток) → Zn(OH)2↓ + K2SO4 Важно: При получении амфотерных гидроксидов избегают избытка щелочи, так как осадок растворится с образованием комплексов.

4. Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

4.1. Химические свойства щелочей

\n \n

Свойство	Реакция
1. Диссоциация в растворе	Щелочи (сильные электролиты) полностью распадаются на ион металла и гидроксид-ион: NaOH → Na⁺ + OH⁻ Изменяют цвет индикаторов: лакмус — синий, фенолфталеин — малиновый, метилоранж — желтый. NaOH + ф/ф (Малиновый)
2. Взаимодействие с кислотными оксидами	При недостатке кислотного оксида образуется средняя соль и вода: CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O P₂O₅ + 6KOH → 2K₃PO₄ + 3H₂O При избытке кислотного оксида образуется кислая соль (если позволяет валентность): SO₂ + Ca(OH)₂ (изб.) → CaSO₃↓ + H₂O 2SO₂ (изб.) + Ca(OH)₂ → Ca(HSO₃)₂ SiO₂ реагирует со щелочами только при сплавлении: SiO₂ + 2NaOH t°→ Na₂SiO₃ + H₂O
3. Взаимодействие с кислотами	Типичная реакция нейтрализации. Образуется соль и вода: NaOH + HCl → NaCl + H₂O 2KOH + H₂S → K₂S + 2H₂O При избытке многоосновной кислоты получаются кислые соли: KOH + H₂SO₄ (изб.) → KHSO₄ + H₂O 3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O
4. Взаимодействие с амфотерными оксидами	В расплаве амфотерный оксид вытесняет воду, образуя безводные средние соли (алюминаты, цинкаты): Al₂O₃ + 2KOH t°→ 2KAlO₂ + H₂O В растворе образуются комплексные соли (с квадратными скобками): ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]
5. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами	В расплаве отщепляется вода и образуется средняя соль: Al(OH)₃ + KOH t°→ KAlO₂ + 2H₂O В растворе гидроксид "растворяется" в избытке щелочи (образование комплекса): Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
6. Взаимодействие с солями	Реакция обмена идет только если образуется осадок или газ: CuCl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Cu(OH)₂↓ NH₄Cl + KOH → NH₃↑ + H₂O + KCl До (Соли) После (Выделение NH₃) Щелочи переводят кислые соли в средние: KHCO₃ + KOH → K₂CO₃ + H₂O При взаимодействии с солями амфотерных металлов результат зависит от пропорций: AlCl₃ + 3NaOH (недост.) → Al(OH)₃↓ + 3NaCl AlCl₃ + 4NaOH (изб.) → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl
7. Взаимодействие с металлами	Щелочи растворяют амфотерные металлы (Al, Zn, Be), выделяя водород и образуя комплекс: 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑ До (Al и щелочь) После (Бурное растворение) Zn + 2KOH + 2H₂O → K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑ Be + 2LiOH + 2H₂O → Li₂[Be(OH)₄] + H₂↑
8. Взаимодействие с неметаллами	Диспропорционирование галогенов (кроме фтора), серы и фосфора: 3S + 6NaOH t°→ Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O 4P + 3KOH + 3H₂O t°→ 3KH₂PO₂ + PH₃↑ Кремний окисляется щелочью без диспропорционирования: Si + 2KOH + H₂O → K₂SiO₃ + 2H₂↑ Хлор (и бром) реагируют по-разному в зависимости от температуры: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (на холоде) 3Cl₂ + 6NaOH t°→ 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O (при нагревании)
9. Взаимодействие с галогенангидридами кислот	Полный гидролиз хлорангидридов: все связи Э–Cl рвутся, образуются две соли: PCl₅ + 8NaOH → Na₃PO₄ + 5NaCl + 4H₂O
10. Термическое разложение	Большинство щелочей плавятся без разложения! Разлагается только LiOH и гидроксиды щелочноземельных металлов: 2LiOH t°→ Li₂O + H₂O Ca(OH)₂ t°→ CaO + H₂O (с трудом)

4.2. Химические свойства нерастворимых оснований

\n \n

Свойство	Реакция
1. Взаимодействие с кислотными оксидами	Реагируют только с оксидами самых сильных кислот (SO₃, N₂O₅). Слабые не реагируют: SO₃ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + H₂O
2. Взаимодействие с кислотами (кроме H₂SiO₃)	Осадок "растворяется" в кислоте с образованием соли и воды: Fe(OH)₂ + 2HCl → FeCl₂ + 2H₂O Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O Mg(OH)₂ + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + 2H₂O
3. Термическое разложение	При нагревании нерастворимые основания легко теряют воду: Cu(OH)₂ t°→ CuO + H₂O Mg(OH)₂ t°→ MgO + H₂O 2Fe(OH)₃ t°→ Fe₂O₃ + 3H₂O
4. Специфические свойства	Окисление гидроксида железа (II) со сменой цвета с белого на бурый: 2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃ 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃ До (Fe(OH)₂) После (Fe(OH)₃) Растворение осадка в избытке аммиака (образование аммиаката): Cu(OH)₂ + 4NH₃ · H₂O → [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O До (Осадок Cu(OH)₂) После (Раствор)

4.3. Химические свойства амфотерных гидроксидов

\n \n

Свойство	Пример реакции
Взаимодействие с кислотными оксидами	Проявляют основные свойства, реагируют с оксидами сильных кислот: 2Al(OH)₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Взаимодействие с кислотами	Растворяются в кислотах по основному типу (соль + вода): Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O
Взаимодействие с основными оксидами	Проявляют кислотные свойства. Реакция идет только при сплавлении: 2Al(OH)₃ + Na₂O t°→ 2NaAlO₂ + 3H₂O
Взаимодействие со щелочами	При сплавлении образуют безводные средние соли и воду: Fe(OH)₃ + KOH t°→ KFeO₂ + 2H₂O Cr(OH)₃ + NaOH t°→ NaCrO₂ + 2H₂O В растворе образуют комплексные соли (Внимание: Fe(OH)₃ в растворе щелочи не растворяется!): Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Be(OH)₄] Zn(OH)₂ + 2KOH → K₂[Zn(OH)₄] Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] До (Осадок Al(OH)₃) После (Раствор)
Взаимодействие с карбонатами	Амфотерные гидроксиды вытесняют летучие кислотные оксиды из солей при сплавлении: Na₂CO₃ + Zn(OH)₂ t°→ Na₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O
Термическое разложение	Как и нерастворимые основания, разлагаются на оксид и воду при прокаливании: 2Fe(OH)₃ t°→ Fe₂O₃ + 3H₂O 2Al(OH)₃ t°→ Al₂O₃ + 3H₂O
Окислительно-восстановительные реакции	Соединения Cr(III) и Fe(III) могут быть окислены в щелочной среде до Cr(VI) и Fe(VI): 2Cr(OH)₃ + 3H₂O₂ + 4NaOH → 2Na₂CrO₄ (желтый) + 8H₂O До (Осадок Cr(+3)) После (Раствор Cr(+6)) 2Fe(OH)₃ + 3Br₂ + 10KOH → 2K₂FeO₄ (красно-фиолетовый) + 6KBr + 8H₂O До (Осадок Fe(+3)) После (Феррат Fe(+6))

4.4. Химические свойства гидроксида аммония