Классификация гидроксидов и оснований

Основания и гидроксиды.

Для того, чтобы разбираться в классификации, сначала нужно понять, что такое основание и чем оно отличается от других веществ. Перечислим несколько оснований:

NaOH – гидроксид натрия

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция

Fe(OH)₂ – гидроксид железа

Все три примера относятся к основаниям, но в названии значится, что это гидроксиды. В чем разница между этими понятиями?

Гидроксиды – это вещества, в состав которых какой-либо элемент имеет связь с гидроксильной группой (‒ОН). Но не все гидроксиды – это основания: кислоты, например, тоже являются гидроксидами.

Таким образом, все основания – это гидроксиды, но не все гидроксиды – это основания. Ввиду того, что группа гидроксидов очень разнообразна, её принято делить на три подгруппы.

Таб. «Классификация гидроксидов»

Гидроксид
Основный	Амфотерный	Кислотный
В состав входят гидроксогруппа (-ы) и металл в степени окисления «+1» или «+2» за исключением Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2	В состав входят гидроксогруппы и металл в степени окисления «+3» или «+4», а также Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2	В состав входят гидроксогруппа (-ы) и неметалл, либо гидроксогруппа (-ы) и металл в степени окисления «+5», «+6» или «+7»
Общий состав: ЭОН	Общий состав: ЭОН/НЭО	Общий состав: НЭО
Примеры: Cr(OH)2 KOH Mg(OH)2	Примеры: Cr(OH)3/HCrO2 Mn(OH)4/H2MnO3 Al(OH)3/HAlO2	Примеры: HNO3 H3PO4 HMnO4

Э – элемент. К основным гидроксидам так же относят гидроксид аммония – NH₄OH, хотя правильнее его записывать как гидрат аммония – NH₃·H₂O.

Амфотерные гидроксиды имеют промежуточный характер между основными и кислотными, поэтому имеют обе формы написания.

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

Задание по образцу ФИПИ:

Перевод формулы амфотерного гидроксида из основной формы в кислотную.

Пример 1.

1. Возьмём любой амфотерный гидроксид: Al(OH)₃;

2. Поменяем порядок элементов на кислотную форму (водород → элемент → кислород) без учета индексов основной формы: HAlO;

3. Расставим степени окисления:

   +	+3	‒2
   H	Al	O

4. Молекула должна быть электронейтральной (количество положительных и отрицательных зарядов должно быть равным), для этого кислорода должно быть в два раза больше, поэтому после него ставим индекс «2»: HAlO₂

Пример 2.

1. Zn(OH)₂;

2. HZnO

3. 
   

   +	+2	‒2
   H	Zn	O

4. Согласно этой формуле после кислорода придется поставить индекс «1,5», но индексы могут быть выражены только целыми числами, поэтому сначала приведем количество положительных зарядов к четному значению, домножив элемент с нечетной степенью окисления (водород) на 2, получим формулу: H₂ZnO, она пока всё равно не является электронейтральной, сумма её зарядов может быть выражена следующим уравнением: +2+2‒2 = +2, а должно быть = 0

+	+2	‒2
H2	Zn	O
+2	+2	‒2
+4		‒2

Чтобы количество отрицательных зарядов тоже стало равно четырем, количество кислорода нужно умножить вдвое, поставив после него индекс «2». Получается формула H₂ZnO₂

Таб. «Общие формулы амфотерных гидроксидов в зависимости от степени окисления металла в них»

Степень окисления	+2	+3	+4
Основная формула	Me(OH)2	Me(OH)3	Me(OH)4
Кислотная формула	H2MeO2	HMeO2	H2MeO3
Пример	H2BeO2	HCrO2	H2MnO3

Me – металл.

Классификация основных гидроксидов (оснований) по количеству гидроксо-групп.

Основания
Однокислотные	Двукислотные
LiOH NaOH KOH	Ca(OH)2 Fe(OH)2 Ba(OH)2

Однокислотные основания при диссоциации образуют лишь один гидроксид ион:

LiOH ↔ Li⁺ + OH^‒

NaOH ↔ Na⁺ + OH^‒

Двукислотные основания при диссоциации образуют два гидроксид-иона:

Ca(OH)₂ ↔ Ca²⁺ + 2OH^‒

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH^‒

Основные гидроксиды не могут быть трёхкислотными или четырёхкислотными, так как в них металл будет иметь степень окисления «+3» или «+4», а это уже будет не основанием, а амфотерным гидроксидом.

Почему количество гидроксильных групп называется кислотностью? Потому что на нейтрализацию оснований требуется протон водорода из кислоты. Для нейтрализации однокислотных оснований потребуется один протон водорода, а на нейтрализацию двукислотного основания – два протона водорода и так далее. Например:

Молекулярное уравнение (МУ): NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Полное ионное уравнение (ПИУ): Na⁺ + OH^‒ + H⁺ + Cl^‒ = Na⁺ + Cl^‒ + H₂O

Сокращение одинаковых ионов: Na⁺ + OH^‒ + H⁺ + Cl^‒ = Na⁺ + Cl^‒ + H₂O

Сокращенное ионное уравнение (СИУ): OH^‒ + H⁺ = H₂O

На нейтрализацию однокислотного основания потребовался один протон водорода из соляной кислоты.

Классификация оснований по силе

Основания также можно поделить на сильные и слабые. Сильные диссоциируют очень быстро, даже двухосновные распадаются на ионы на столько быстро, что можно не учитывать ступенчатость этого процесса:

LiOH ↔ Li⁺ + OH^‒

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH^‒

Слабые основания диссоциируют очень медленно, ступенчато:

Fe(OH)₂ ↔ FeOH⁺ + OH^‒ (первая ступень)

FeOH⁺ ↔ Fe²⁺ + OH^‒ (вторая ступень)

Сильные основания растворимы или малорастворимы (исключение: гидроксид аммония будучи растворимым остаётся слабым основанием) и называются щелочами. Слабые основания нерастворимы.

Таб. «Сильные и слабые основания»

Основания
Сильные (щелочи)	Слабые
Растворимы	Нерастворимы (искл. NH4OH)
Гидроксиды металлов IA-подгруппы, а также кальция, стронция и бария	Все остальные
Примеры: LiOH, NaOH, KOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Примеры: Mg(OH)2, Fe(OH)2, CuOH, Cr(OH)2, Mn(OH)2, Cu(OH)2