Основания их состав классификация и свойства. Кислоты и основания. Способы получения щелочей и нерастворимых оснований

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых из отрицательных ионов образуются только ионы OH — :

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH — ;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH — .

Все неорганические основания классифицируют на растворимые в воде (щелочи) – NaOH, KOH и нерастворимые в воде (Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2). В зависимости от проявляемых химических свойств среди оснований выделяют амфотерные гидроксиды.

Химические свойства оснований

При действии индикаторов на растворы неорганических оснований происходит изменение их окраски, так, при попадании в раствор основания лакмус приобретает синюю окраску, метилоранж – жёлтую, а фенолфталеин – малиновую.

Неорганические основания способны реагировать с кислотами с образованием соли и воды, причем, нерастворимые в воде основания взаимодействуют только с растворимыми в воде кислотами:

Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 = CuSO 4 +2H 2 O;

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.

Нерастворимые в воде основания термически неустойчивы, т.е. при нагревании они подвергаются разложению с образованием оксидов:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O;

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O.

Щелочи (растворимые в воде основания) взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .

Щелочей также способны вступать в реакции взаимодействия (ОВР) с некоторыми неметаллами:

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2 .

Некоторые основания вступают в реакции обмена с солями:

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4 ↓.

Амфотерные гидроксиды (основания) проявляют также свойства слабых кислот и реагируют с щелочами:

Al(OH) 3 + NaOH = Na.

К амфотерным основаниям относятся гидроксиды алюминия, цинка. хрома (III) и др.

Физические свойства оснований

Большинство оснований – твердые вещества, которые характеризуются различной растворимостью в воде. Щелочи – растворимые в воде основания – чаще всего твердые вещества белого цвета. Нерастворимые в воде основания могут иметь различную окраску, например, гидроксид железа (III)- твердое вещество бурого цвета, гидроксид алюминия – твердое вещество белого цвета, а гидроксид меди (II) – твердое вещество голубого цвета.

Получение оснований

Основания получают разными способами, например, по реакции:

— обмена

CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ;

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;

— взаимодействия активных металлов или их оксидов с водой

2Li + 2H 2 O→ 2LiOH +H 2 ;

BaO + H 2 O→ Ba(OH) 2 ↓;

— электролиза водных растворов солей

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание Вычислите практическую массу оксида алюминия (выход целевого продукта составляет 92%) по реакции разложения гидроксида алюминия массой 23,4 г.
Решение Запишем уравнение реакции:

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O.

Молярная масса гидроксида алюминия, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 78 г/моль. Найдем количество вещества гидроксида алюминия:

v(Al(OH) 3) = m(Al(OH) 3)/M(Al(OH) 3);

v(Al(OH) 3) = 23,4/78 = 0,3 моль.

Согласно уравнению реакции v(Al(OH) 3): v(Al 2 O 3) = 2:1, следовательно, количество вещества оксида алюминия составит:

v(Al 2 O 3) = 0,5 × v(Al(OH) 3);

v(Al 2 O 3) = 0,5 ×0,3 = 0,15 моль.

Молярная масса оксида алюминия, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 102 г/моль. Найдем теоретическую массу оксида алюминия:

m(Al 2 O 3) th = 0,15×102 = 15,3 г.

Тогда, практическая масса оксида алюминия составляет:

m(Al 2 O 3) pr = m(Al 2 O 3) th × 92/100;

m(Al 2 O 3) pr = 15,3×0,92 = 14 г.
Ответ Масса оксида алюминия — 14 г.

ПРИМЕР 2

Задание Осуществите ряд превращений:

Fe→ FeCl 2 → Fe(OH) 2 →Fe(OH) 3 →Fe(NO 3) 3

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания - это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу - это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH - . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, - это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория - теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт - это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты - это распад HCl на H + и Cl - .

Свойства кислот и оснований

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3
Часто используемые основания:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2− , Cl −

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H + и анионы. Пример сильной кислоты - соляная кислота HCl:

HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl - (р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Список сильных кислот

  • HCl - соляная кислота
  • HBr - бромоводород
  • HI - йодоводород
  • HNO 3 - азотная кислота
  • HClO 4 - хлорная кислота
  • H 2 SO 4 - серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF (р-р) + H2O (ж) → H3O + (р-р) + F - (р-р) - в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.

Список слабых кислот

  • HF фтороводородная
  • H 3 PO 4 фосфорная
  • H 2 SO 3 сернистая
  • H 2 S сероводородная
  • H 2 CO 3 угольная
  • H 2 SiO 3 кремниевая

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4

К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.

Список сильных оснований

  • NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
  • KOH гидроксид калия (едкое кали)
  • LiOH гидроксид лития
  • Ba(OH) 2 гидроксид бария
  • Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH - :

NH 3 (р-р) + H 2 O ↔ NH + 4 (р-р) + OH - (р-р)

Большинство слабых оснований - это анионы:

F - (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH - (р-р)

Список слабых оснований

  • Mg(OH) 2 гидроксид магния
  • Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
  • Zn(OH) 2 гидроксид цинка
  • NH 4 OH гидроксид аммония
  • Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.

Пример:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Слабое основание и слабая кислота

Общий вид реакции:
Слабое основание (р-р) + H 2 O ↔ Слабая кислота (р-р) + OH - (р-р)

Сильное основание и слабая кислота

Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:

HX (р-р) + OH - (р-р) ↔ H 2 O + X - (р-р)

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

Диссоциация воды

Диссоциация - это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH - (р-р)
K c = / 2
Константа равновесия воды при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее равенство: = 10 -14 , что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды = = 10 -7 , откуда -lg = 7.0.

Данная величина (-lg) называется pH - потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.

Способы определения pH

Инструментальный метод

Специальный прибор pH-метр - устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.

Индикаторы

Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.

Соль

Соль - это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- . В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.

Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли , необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H + , ни OH - в воде. Например, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .

Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), катионов с щелочными свойствами не существует.

Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.

Буфферный раствор

Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:

  • Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
  • Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота

Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:

  • Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
  • Ёмкость раствора - количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
  • Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор

Тест:

а) получение оснований .

1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2  + K 2 SO 4 ,

К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 .

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2 .

3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

б) химические свойства оснований .

1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O .

2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.

3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:

2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,

Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О.

КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н х А, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.

Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная, HNO 3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH 3 COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H 2 SO 4 – серная, H 2 S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные: H 3 PO 4 – ортофосфорная, H 3 AsO 4 – ортомышьяковая.

В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H 2 S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о - и слова «водородная» (H 2 S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н- , -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H 2 SO 4 – серная, H 2 CrO 4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H 2 SO 3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватист ая, HClO 2­ – хлорист ая, HClO 3 – хлорноват ая, HClO 4 – хлорн ая).

С
точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода:

Н х А хН + +А х-

Наличием Н + -ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).

Получение и свойства кислот

а) получение кислот .

1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:

2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2 HBr ,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (paзб.) = H 2 S + FeSO 4 ,

NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,

4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO 

б) химические свойства кислот .

1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3 , H 3 BO 3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.

H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O

2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.

3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.

Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2 

4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(разбавл), H 3 PO 4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H 2 SO 4(конц) , HNO 3­(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:

Zn+H 2 SO 4(разб) =ZnSO 4 +H 2 

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:

Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,

Рb + 4НNО 3(конц) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

а с основаниями – как кислоты:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакция протекает в растворе щелочи);

Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).

С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.

Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:

Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.

СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO 4) – при избытке основания.

Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрома (III), AlCl 3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO 3) 2 – гидрокарбонат кальция, NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl 2 – гидроксохлорид алюминия, 2 SO 4 - дигидроксосульфат хрома(III).

Получение и свойства солей

а) химические свойства солей .

1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu

Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:

2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.

2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.

3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:

BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.

4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».

б) способы получения солей .

В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:

1) Взаимодействие металлов с неметаллами:

Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,

2) Взаимодействие металлов с растворами солей:

Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.

3) Взаимодействие металлов с кислотами:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.

5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.

6) Взаимодействие кислот с солями:

HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .

7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Взаимодействие двух солей в растворе:

NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.

9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.

10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:

CaO+CO 2 =CaCO 3 .

Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.

Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Общая формула оснований Ме(ОН) n . Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН – .

Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания . Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов О Н – , образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион О Н – ; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона О Н – ; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH) 2 ), трехкислотные (Fe(OH) 3) и четырехкислотные (Th(OH) 4). Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1) .

Таблица 1 - Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма)

Кислотный остаток и его валентность

Комплексный ион

Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2

ZnO 2 (II)

2–

Al(OH) 3 / HAlO 2

AlO 2 (I)

– , 3–

Be(OH) 2 / H 2 BeO 2

BeO 2 (II)

2–

Sn(OH) 2 / H 2 SnO 2

SnO 2 (II)

2–

Pb(OH) 2 / H 2 PbO 2

PbO 2 (II)

2–

Fe(OH) 3 / HFeO 2

FeO 2 (I)

– , 3–

Cr(OH) 3 / HCrO 2

CrO 2 (I)

– , 3–

Физические свойства. Основания - твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

Химические свойства оснований

1) Диссоциация : КОН + n Н 2 О К + × m Н 2 О + ОН – × d Н 2 О или сокращенно: КОН К + + ОН – .

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH) 2 диссоциирует по двум ступеням:

Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 ступень);

FeOH + Fe 2+ + OH – (2 ступень).

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

индикатор + ОН – (щелочь )окрашенное соединение.

3 ) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2 ). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH) 2 , у которого t разл достаточно высока (примерно 1000 ° C ).

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O .

Таблица 2 - Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид t разл , ° C Гидроксид t разл , ° C Гидроксид t разл , ° C
LiOH 925 Cd(OH) 2 130 Au(OH) 3 150
Be(OH) 2 130 Pb(OH) 2 145 Al (OH) 3 >300
Ca(OH) 2 580 Fe(OH) 2 150 Fe(OH) 3 500
Sr(OH) 2 535 Zn (OH) 2 125 Bi (OH) 3 100
Ba(OH) 2 1000 Ni (OH) 2 230 In (OH) 3 150

4 ) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn ):

В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2 ­

2Al + 2OH – + 6H 2 О ® 2 – + 3H 2 ­ .

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl О 2 + 3H 2 ­ .

5 ) Взаимодействие щелочей с неметаллами :

6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O .

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами :

2NaOH + СО 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O .

В растворе: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .

7) Взаимодействие оснований с кислотами :

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O 2H + + SO 4 2– + Ca 2+ +2OH – ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O

H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ® ZnSO 4 + 2H 2 O 2H + + Zn(OH) 2 ® Zn 2+ + 2H 2 O.

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1 ):

В растворе: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .

9 ) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание :

CuS О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .

Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

2NaOH + ZnS О 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .

Щелочи получают :

1) Взаимодействием оксида металла с водой :

Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2 .

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой :

2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 ­ Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 ­ .

3) Электролизом растворов солей :

2NaCl + 2H 2 O H 2 ­ + 2NaOH + Cl 2 ­.

4 ) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями . В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль .

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .

Л.А. Яковишин