Основания – сложни вещества, състоящи се от метален атом и една или повече хидроксилни групи.Обща формула на основите Me(OH) н . Базите (от гледна точка на теорията за електролитната дисоциация) са електролити, които се дисоциират при разтваряне във вода, за да образуват метални катиони и хидроксидни йони OH –.
Класификация.Според разтворимостта си във вода основите се делят на алкали(водоразтворими основи) и водонеразтворими основи . Алкалите образуват алкални и алкалоземни метали, както и някои други метални елементи. Въз основа на киселинността (броя на ОН– йони, образувани по време на пълна дисоциация, или броя на стъпките на дисоциация), базите се разделят на монокиселина (при пълна дисоциация се получава един O H – йон; една стъпка на дисоциация) и поликиселина (при пълна дисоциация се получават повече от един OH – йон; повече от една стъпка на дисоциация). Сред поликиселинните основи има дикиселина(например Sn(OH) 2 ), трикиселина(Fe(OH) 3) и тетра-киселина (Th(OH) 4). Например основата KOH е монокиселинна основа.
Има група хидроксиди, които проявяват химическа двойственост. Те взаимодействат както с основи, така и с киселини. Това амфотерни хидроксиди (см. маса 1).
Таблица 1 - Амфотерни хидроксиди
|
Амфотерен хидроксид (основна и кисела форма) |
Киселинният остатък и неговата валентност |
Сложен йон |
|
Zn(OH) 2 / H 2 ZnO 2 |
ZnO2(II) |
2– |
|
Al(OH) 3 / HAlO 2 |
AlO2(I) |
– , 3– |
|
Be(OH)2/H2BeO2 |
BeO2(II) |
2– |
|
Sn(OH) 2 / H 2 SnO 2 |
SnO2(II) |
2– |
|
Pb(OH) 2 / H 2 PbO 2 |
PbO2(II) |
2– |
|
Fe(OH) 3 / HFeO 2 |
FeO2(I) |
– , 3– |
|
Cr(OH)3/HCrO2 |
CrO2(I) |
– , 3– |
Физични свойства. Основите са твърди вещества с различни цветове и различна разтворимост във вода.
Химични свойства на основите
1) Дисоциация: CON + н H 2 O K + × м H 2 O + OH – × д H 2 O или съкратено: KOH K + + OH – .
Поликиселинните бази се дисоциират в няколко стъпки (най-вече дисоциацията се случва в първата стъпка). Например дикиселинната основа Fe(OH) 2 се дисоциира в два етапа:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1-ви етап);
FeOH + Fe 2+ + OH – (2-ри етап).
2) Взаимодействие с индикатори(алкалите се оцветяват във виолетово лакмусово синьо, метилово оранжево в жълто и фенолфталеин в пурпурно):
индикатор + OH – ( алкали)цветно съединение.
3 ) Разгражданес образуването на оксид и вода (вж. таблица 2). Хидроксидиалкалните метали са устойчиви на топлина (топят се без разлагане). Хидроксидите на алкалоземните и тежките метали обикновено се разлагат лесно. Изключение прави Ba(OH) 2, за който Tразликата е доста голяма (приблизително 1000°° С).
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O.
Таблица 2 - Температури на разлагане на някои метални хидроксиди
| Хидроксид | Tразл, °C | Хидроксид | Tразл, °C | Хидроксид | Tразл, °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 | В(ОН)3 | 150 |
4 ) Взаимодействие на алкали с някои метали(например Al и Zn):
В разтвор: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2
2Al + 2OH – + 6H 2 O ® 2 – + 3H 2.
Когато се слее: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl O 2 + 3H 2.
5 ) Взаимодействие на алкали с неметали:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O.
6) Взаимодействие на алкали с киселинни и амфотерни оксиди:
2NaOH + CO 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O.
В разтвор: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2– .
При сливане с амфотерен оксид: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
7) Взаимодействие на основи с киселини:
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 на алкали с амфотерни хидроксиди(см. маса 1):
В разтвор: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
За сливане: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
9 ) Взаимодействие на алкали със соли. Реакцията включва соли, които съответстват на основа, която е неразтворима във вода :
CuS O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ¯ Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
Касова бележка. Водонеразтворими основиполучена чрез взаимодействие на съответната сол с алкали:
2NaOH + ZnS O 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 ¯ .
Алкалите получават:
1) Взаимодействие на метален оксид с вода:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2.
2) Взаимодействие на алкални и алкалоземни метали с вода:
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 .
3) Електролиза на солеви разтвори:
2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.
4 ) Обменно взаимодействие на хидроксиди на алкалоземни метали с определени соли. Реакцията задължително трябва да произведе неразтворима сол. .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
Ел Ей Яковишин
Метална и хидроксилна група (ОН). Например натриев хидроксид - NaOH, калциев хидроксид - ок(ОХ) 2 , бариев хидроксид - Ба(ОХ) 2 и т.н.
Получаване на хидроксиди.
1. Обменна реакция:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Електролиза на водни солеви разтвори:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2,
3. Взаимодействие на алкални и алкалоземни метали или техните оксиди с вода:
К+2з 2 О = 2 KOH + з 2 ,
Химични свойства на хидроксидите.
1. Хидроксидите са алкални по природа.
2. Хидроксидиразтваря се във вода (алкали) и е неразтворим. Например, KOH- разтваря се във вода и ок(ОХ) 2 - слабо разтворим, бял разтвор. Метали от група 1 на периодичната таблица D.I. Менделеев дава разтворими основи (хидроксиди).
3. Хидроксидите се разлагат при нагряване:
Cu(ОХ) 2 = CuO + з 2 О.
4. Алкалите реагират с киселинни и амфотерни оксиди:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Алкалите могат да реагират с някои неметали по различни начини при различни температури:
NaOH + кл 2 = NaCl + NaOCl + з 2 О(студ),
NaOH + 3 кл 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 з 2 О(топлина).
6. Взаимодействат с киселини:
KOH + HNO3 = KNO 3 + з 2 О.
Основи, амфотерни хидроксиди
Основите са сложни вещества, състоящи се от метални атоми и една или повече хидроксилни групи (-ОН). Общата формула е Me +y (OH) y, където y е броят на хидроксогрупите, равен на степента на окисление на метала Me. Таблицата показва класификацията на основите.
Свойства на алкали, хидроксиди на алкални и алкалоземни метали
1. Водните разтвори на алкали са сапунени на допир и променят цвета на индикаторите: лакмус - син, фенолфталеин - пурпурен.
2. Водните разтвори се дисоциират:
3. Взаимодействат с киселини, влизайки в реакция на обмен:
Поликиселинните основи могат да дадат средни и основни соли:
4. Реагирайте с киселинни оксиди, образувайки средни и киселинни соли в зависимост от основността на киселината, съответстваща на този оксид:
5. Взаимодействат с амфотерни оксиди и хидроксиди:
а) синтез:
б) в разтвори:
6. Взаимодействайте с водоразтворими соли, ако се образува утайка или газ:
Неразтворимите основи (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2 и др.) Взаимодействат с киселини и се разлагат при нагряване:
Амфотерни хидроксиди
Амфотерните съединения са съединения, които в зависимост от условията могат да бъдат както донори на водородни катиони, така и да проявяват киселинни свойства, и техните акцептори, т.е. да проявяват основни свойства.
Химични свойства на амфотерните съединения
1. Взаимодействайки със силни киселини, те проявяват основни свойства:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаимодействайки с алкали - силни основи, те проявяват киселинни свойства:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сол)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сол)
Комплексни съединения са тези, в които поне една ковалентна връзка се образува по донорно-акцепторен механизъм.
Общият метод за получаване на основи се основава на обменни реакции, с помощта на които могат да се получат както неразтворими, така и разтворими основи.
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓
Когато по този метод се получат разтворими основи, се утаява неразтворима сол.
Когато се приготвят водонеразтворими основи с амфотерни свойства, трябва да се избягва излишък от алкали, тъй като може да настъпи разтваряне на амфотерната основа, например:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
В такива случаи амониевият хидроксид се използва за получаване на хидроксиди, в които амфотерните хидроксиди не се разтварят:
AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Сребърните и живачните хидроксиди се разлагат толкова лесно, че когато се опитват да ги получат чрез обменна реакция, вместо хидроксиди се утаяват оксиди:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3
В промишлеността алкалите обикновено се получават чрез електролиза на водни разтвори на хлориди.
2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Алкали могат да бъдат получени и чрез взаимодействие на алкални и алкалоземни метали или техните оксиди с вода.
2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2
Киселини
Киселините са сложни вещества, чиито молекули се състоят от водородни атоми, които могат да бъдат заменени с метални атоми и киселинни остатъци. При нормални условия киселините могат да бъдат твърди (фосфорна H 3 PO 4; силиций H 2 SiO 3) и течни (в чиста форма сярната киселина H 2 SO 4 ще бъде течност).
Газове като хлороводород HCl, бромоводород HBr, сероводород H 2 S образуват съответните киселини във водни разтвори. Броят на водородните йони, образувани от всяка киселинна молекула по време на дисоциацията, определя заряда на киселинния остатък (анион) и основността на киселината.
Според протолитична теория за киселини и основи,предложено едновременно от датския химик Брьонстед и английския химик Лоури, киселината е вещество отделянес тази реакция протони,А база- вещество, което може приемат протони.
киселина → основа + Н +
Въз основа на такива идеи е ясно основни свойства на амоняка,който, поради наличието на несподелена електронна двойка при азотния атом, ефективно приема протон при взаимодействие с киселини, образувайки амониев йон чрез донорно-акцепторна връзка.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —
киселина основа киселина основа
По-обща дефиниция на киселини и основипредложен от американския химик Г. Луис. Той предположи, че киселинно-базовите взаимодействия са напълно не се случват непременно с преноса на протони.При определянето на киселини и основи по Люис основната роля в химичните реакции се играе от електронни двойки
Наричат се катиони, аниони или неутрални молекули, които могат да приемат една или повече двойки електрони Люисови киселини.
Например, алуминиевият флуорид AlF 3 е киселина, тъй като е в състояние да приеме електронна двойка при взаимодействие с амоняк.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катиони, аниони или неутрални молекули, способни да отдават електронни двойки, се наричат бази на Люис (амонякът е основа).
Дефиницията на Луис обхваща всички киселинно-алкални процеси, които са били разглеждани от предложените по-рано теории. Таблицата сравнява дефинициите на киселини и основи, използвани в момента.
Номенклатура на киселините
Тъй като има различни определения за киселини, тяхната класификация и номенклатура са доста произволни.
Според броя на водородните атоми, способни да се елиминират във воден разтвор, киселините се делят на едноосновен(напр. HF, HNO 2), двуосновен(H 2 CO 3, H 2 SO 4) и триосновен(H 3 PO 4).
Според състава на киселината те се делят на без кислород(HCl, H2S) и кислородсъдържащи(HClO4, HNO3).
Обикновено имена на кислородсъдържащи киселиниса получени от името на неметала с добавяне на окончания -kai, -вая,ако степента на окисление на неметала е равна на номера на групата. Тъй като степента на окисление намалява, суфиксите се променят (по реда на намаляване на степента на окисление на метала): -непрозрачен, ръждясал, -яйцевиден:
Ако разгледаме полярността на връзката водород-неметал в рамките на период, можем лесно да свържем полярността на тази връзка с позицията на елемента в периодичната таблица. От метални атоми, които лесно губят валентни електрони, водородните атоми приемат тези електрони, образувайки стабилна двуелектронна обвивка като обвивката на хелиев атом и дават йонни метални хидриди.
Във водородните съединения на елементи от групи III-IV на периодичната таблица, бор, алуминий, въглерод и силиций образуват ковалентни, слабо полярни връзки с водородни атоми, които не са склонни към дисоциация. За елементи от групи V-VII на периодичната таблица, в рамките на период, полярността на връзката неметал-водород се увеличава със заряда на атома, но разпределението на зарядите в получения дипол е различно от това във водородните съединения на елементи, които са склонни да даряват електрони. Неметалните атоми, които изискват няколко електрона, за да завършат електронната обвивка, привличат (поляризират) двойка свързващи електрони толкова по-силно, колкото по-голям е ядреният заряд. Следователно, в серията CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, връзките с водородни атоми, оставайки ковалентни, стават по-полярни по природа и водородният атом в елемент-водородна връзка дипол става по-електроположителен. Ако полярни молекули попаднат в полярен разтворител, може да възникне процес на електролитна дисоциация.
Нека обсъдим поведението на кислородсъдържащите киселини във водни разтвори. Тези киселини имат H-O-E връзка и, естествено, полярността на H-O връзката се влияе от O-E връзката. Следователно тези киселини, като правило, се дисоциират по-лесно от водата.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NO 3
Нека да разгледаме няколко примера свойства на кислородсъдържащи киселини,образувани от елементи, които са способни да проявяват различни степени на окисление. Известно е, че хипохлорна киселина HClO много слабхлорна киселина HClO2 също слаб,но по-силна от хипохлорната, хипохлорната киселина HClO 3 силен.Перхлорната киселина HClO 4 е една от най-силниятнеорганични киселини.
За киселинна дисоциация (с елиминиране на Н йон) е необходимо разцепване на връзката О-Н. Как можем да обясним намаляването на силата на тази връзка в серията HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4? В тази серия броят на кислородните атоми, свързани с централния хлорен атом, се увеличава. Всеки път, когато се образува нова връзка кислород-хлор, електронната плътност се извлича от хлорния атом и следователно от единичната връзка O-Cl. В резултат на това електронната плътност частично напуска O-H връзката, която в резултат на това е отслабена.
Този модел - засилване на киселинните свойства с увеличаване на степента на окисление на централния атом - характерни не само за хлора, но и за други елементи.Например, азотната киселина HNO 3, в която степента на окисление на азота е +5, е по-силна от азотната киселина HNO 2 (степента на окисление на азота е +3); сярната киселина H 2 SO 4 (S +6) е по-силна от сярната киселина H 2 SO 3 (S +4).
Получаване на киселини
1. Могат да се получат безкислородни киселини чрез директна комбинация на неметали с водород.
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Могат да се получат някои кислородсъдържащи киселини взаимодействие на киселинни оксиди с вода.
3. Могат да се получат както безкислородни, така и кислородсъдържащи киселини чрез метаболитни реакциимежду соли и други киселини.
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓
FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2 + H2O
4. Някои киселини могат да бъдат получени с помощта на редокс реакции.
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2
Кисел вкус, ефект върху индикаторите, електрическа проводимост, взаимодействие с метали, основни и амфотерни оксиди, основи и соли, образуване на естери с алкохоли - тези свойства са общи за неорганичните и органичните киселини.
могат да бъдат разделени на два типа реакции:
1) са често срещаниЗа киселиниреакциите са свързани с образуването на хидрониев йон H 3 O + във водни разтвори;
2) специфичен(т.е. характерни) реакции специфични киселини.
Водородният йон може да влезе в редоксреакция, редуциране до водород, както и в реакция на съединениес отрицателно заредени или неутрални частици, имащи несподелени двойки електрони, т.е. киселинно-алкални реакции.
Общите свойства на киселините включват реакции на киселини с метали в серията на напрежение до водород, например:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
Киселинно-алкалните реакции включват реакции с основни оксиди и основи, както и с междинни, основни и понякога киселинни соли.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Имайте предвид, че многоосновните киселини се дисоциират стъпаловидно и при всяка следваща стъпка дисоциацията е по-трудна, следователно при излишък на киселина най-често се образуват киселинни соли, а не средни.
Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
KOH + H 2 S = KHS + H 2 O
На пръв поглед образуването на киселинни соли може да изглежда изненадващо едноосновенфлуороводородна киселина. Този факт обаче може да се обясни. За разлика от всички други халогеноводородни киселини, флуороводородна киселина в разтвори е частично полимеризирана (поради образуването на водородни връзки) и в нея могат да присъстват различни частици (HF) X, а именно H 2 F 2, H 3 F 3 и др.
Специален случай на киселинно-алкално равновесие - реакции на киселини и основи с индикатори, които променят цвета си в зависимост от киселинността на разтвора. Индикаторите се използват в качествения анализ за откриване на киселини и основив разтвори.
Най-често използваните индикатори са лакмус(В неутралензаобикаляща среда лилаво, V кисело - червен, V алкален - синьо), метил оранжево(В киселозаобикаляща среда червен, V неутрален - портокал, V алкален - жълто), фенолфталеин(В силно алкалназаобикаляща среда малиново червено, V неутрален и киселинен - безцветен).
Специфични свойстваразличните киселини могат да бъдат от два вида: първо, реакции, водещи до образуването неразтворими соли,и второ, редокс трансформации.Ако реакциите, свързани с присъствието на H + йон, са общи за всички киселини (качествени реакции за откриване на киселини), специфичните реакции се използват като качествени реакции за отделните киселини:
Ag + + Cl - = AgCl (бяла утайка)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (бяла утайка)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жълта утайка)
Някои специфични реакции на киселините се дължат на техните редокс свойства.
Аноксичните киселини във воден разтвор могат да се окисляват само.
2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Br 2 = S + 2НВг
Кислородсъдържащите киселини могат да бъдат окислени само ако централният атом в тях е в по-ниско или междинно състояние на окисление, като например в сярната киселина:
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl
Много кислородсъдържащи киселини, в които централният атом има максимално ниво на окисление (S +6, N +5, Cr +6), проявяват свойствата на силни окислители. Концентрираната H 2 SO 4 е силен окислител.
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 (конц.) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
Трябва да се помни, че:
- Киселинните разтвори реагират с метали, които са отляво на водорода в електрохимичната серия на напрежение, при спазване на редица условия, най-важното от които е образуването на разтворима сол в резултат на реакцията. Взаимодействието на HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) с металите протича по различен начин.
Концентрираната сярна киселина на студено пасивира алуминия, желязото и хрома.
- Във вода киселините се дисоциират на водородни катиони и аниони на киселинни остатъци, например:
- Неорганичните и органичните киселини реагират с основни и амфотерни оксиди, при условие че се образува разтворима сол:
- И двете киселини реагират с основи. Многоосновните киселини могат да образуват както междинни, така и киселинни соли (това са реакции на неутрализация):
- Реакцията между киселини и соли възниква само ако се образува утайка или газ:
Взаимодействието на H 3 PO 4 с варовика ще спре поради образуването на последната неразтворима утайка от Ca 3 (PO 4) 2 на повърхността.
Особеностите на свойствата на азотната HNO 3 и концентрираната сярна H 2 SO 4 (конц.) киселини се дължат на факта, че когато взаимодействат с прости вещества (метали и неметали), окислителите няма да бъдат H + катиони , но нитратни и сулфатни йони. Логично е да се очаква, че в резултат на такива реакции не се образува водород Н2, а се получават други вещества: непременно сол и вода, както и един от продуктите на редукция на нитратни или сулфатни йони, в зависимост от концентрацията на киселини, позицията на метала в серията на напрежение и реакционните условия (температура, степен на смилане на метала и др.).
Тези характеристики на химичното поведение на HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) ясно илюстрират тезата на теорията за химическата структура за взаимното влияние на атомите в молекулите на веществата.
Понятията волатилност и стабилност (стабилност) често се бъркат. Летливите киселини са киселини, чиито молекули лесно преминават в газообразно състояние, тоест се изпаряват. Например, солната киселина е летлива, но стабилна киселина. Невъзможно е да се прецени летливостта на нестабилните киселини. Например, нелетлива, неразтворима силициева киселина се разлага на вода и SiO 2. Водните разтвори на солна, азотна, сярна, фосфорна и редица други киселини са безцветни. Воден разтвор на хромна киселина H 2 CrO 4 е жълт на цвят, а манганова киселина HMnO 4 е пурпурен.
Справочен материал за полагане на теста:
Менделеевата таблица
Таблица за разтворимост
3. Хидроксиди
Сред многоелементните съединения важна група са хидроксидите. Някои от тях проявяват свойствата на основи (основни хидроксиди) - NaOH, Ba(OH ) 2 и т.н.; други проявяват свойствата на киселини (киселинни хидроксиди) - HNO3, H3PO4 и други. Има и амфотерни хидроксиди, които в зависимост от условията могат да проявяват както свойствата на основи, така и свойствата на киселини - Zn (OH) 2, Al (OH) 3 и др.
3.1. Класификация, получаване и свойства на основите
От гледна точка на теорията на електролитната дисоциация, основите (основни хидроксиди) са вещества, които се дисоциират в разтвори, за да образуват ОН хидроксидни йони - .
Според съвременната номенклатура те обикновено се наричат хидроксиди на елементи, като се посочва, ако е необходимо, валентността на елемента (с римски цифри в скоби): KOH - калиев хидроксид, натриев хидроксид NaOH , калциев хидроксид Ca(OH ) 2, хромов хидроксид ( II)-Cr(OH ) 2, хромов хидроксид ( III) - Cr (OH) 3.
Метални хидроксиди обикновено се разделят на две групи: водоразтворим(образувани от алкални и алкалоземни метали - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba и затова се наричат алкали) и неразтворим във вода. Основната разлика между тях е, че концентрацията на ОН йони - в алкални разтвори е доста висока, но за неразтворимите основи се определя от разтворимостта на веществото и обикновено е много малка. Въпреки това, малки равновесни концентрации на ОН йон - дори в разтвори на неразтворими основи се определят свойствата на този клас съединения.
По броя на хидроксилните групи (киселинност) , способни да бъдат заменени с киселинен остатък, се разграничават:
Еднокиселинни основи - KOH, NaOH;
Двукиселинни основи - Fe (OH) 2, Ba (OH) 2;
Трикиселинни основи - Al (OH) 3, Fe (OH) 3.
Получаване на основания
1. Общият метод за получаване на основи е реакция на обмен, с помощта на която могат да се получат както неразтворими, така и разтворими основи:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
Когато по този метод се получат разтворими основи, се утаява неразтворима сол.
Когато се приготвят водонеразтворими основи с амфотерни свойства, трябва да се избягва излишъкът от алкали, тъй като може да настъпи разтваряне на амфотерната основа, например
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
В такива случаи амониевият хидроксид се използва за получаване на хидроксиди, в които амфотерните оксиди не се разтварят:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Сребърните и живачните хидроксиди се разлагат толкова лесно, че когато се опитват да ги получат чрез обменна реакция, вместо хидроксиди се утаяват оксиди:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3.
2. Алкалите в технологията обикновено се получават чрез електролиза на водни разтвори на хлориди:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2.
(обща реакция на електролиза)
Алкалите могат да бъдат получени и чрез взаимодействие на алкални и алкалоземни метали или техните оксиди с вода:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2,
SrO + H 2 O = Sr (OH) 2.
Химични свойства на основите
1. Всички основи, неразтворими във вода, се разлагат при нагряване до образуване на оксиди:
2 Fe (OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Най-характерната реакция на основите е взаимодействието им с киселини – реакцията на неутрализация. В него влизат както алкали, така и неразтворими основи:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Алкалите взаимодействат с киселинни и амфотерни оксиди:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Основите могат да реагират с киселинни соли:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,
Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
5. Необходимо е специално да се подчертае способността на алкалните разтвори да реагират с някои неметали (халогени, сяра, бял фосфор, силиций):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на студено),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагряване),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.
6. В допълнение, концентрираните разтвори на основи, когато се нагряват, също са способни да разтварят някои метали (тези, чиито съединения имат амфотерни свойства):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.
Алкалните разтвори имат pH> 7 (алкална среда), промяна на цвета на индикаторите (лакмус - син, фенолфталеин - лилав).
М.В. Андрюхова, Л.Н. Бородина
В допълнение към оксидите, киселините и солите, има група съединения, наречени основи или хидроксиди. Всички те имат една молекулна структура: те задължително съдържат една или повече хидроксилни групи, свързани с метален йон. Основните хидроксиди са генетично свързани с металните оксиди и соли; това определя не само техните химични свойства, но и методите на производство в лабораторията и промишлеността.
Има няколко форми на класификация на основите, които се основават както на характеристиките на метала, който е част от молекулата, така и на способността на веществото да се разтваря във вода. В нашата статия ще разгледаме тези характеристики на хидроксидите и ще се запознаем с техните химични свойства, от които зависи използването на основи в промишлеността и ежедневието.
Физични свойства
Всички основи, образувани от активни или типични метали, са твърди вещества с широк диапазон от точки на топене. По отношение на водата се делят на силно разтворими - алкали и неразтворими във вода. Например основни хидроксиди, съдържащи елементи от група IA като катиони, са лесно разтворими във вода и са силни електролити. Те са сапунени на допир, разяждат тъканите и кожата и се наричат алкали. Когато се дисоциират, OH - йони се откриват в разтвора, определени с помощта на индикатори. Например безцветният фенолфталеин става пурпурен в алкална среда. Както разтворите, така и стопилките на натриев, калиев, бариев и калциев хидроксиди са електролити, т.е. провеждат електрически ток и се считат за проводници от втори род. Най-често използваните в промишлеността разтворими основи включват около 11 съединения, например основни хидроксиди на натрий, калий, амоний и др.
Структура на основната молекула
Образува се йонна връзка между металния катион и анионите на хидроксилните групи в молекулата на веществото. Той е достатъчно силен за неразтворими във вода хидроксиди, така че полярните водни молекули не са в състояние да разрушат кристалната решетка на такова съединение. Алкалите са стабилни вещества и практически не образуват оксид и вода при нагряване. По този начин основните хидроксиди на калий и натрий кипят при температури над 1000 ° C, но не се разлагат. В графичните формули на всички бази ясно се вижда, че кислородният атом на хидроксилната група е свързан с една ковалентна връзка към металния атом, а другата към водородния атом. Структурата на молекулата и видът на химичната връзка определят не само физичните, но и всички химични характеристики на веществата. Нека ги разгледаме по-подробно.
Калций и магнезий и особености на свойствата на техните съединения
И двата елемента са типични представители на активните метали и могат да взаимодействат с кислород и вода. Продуктът от първата реакция е основният оксид. Хидроксидът се образува в резултат на екзотермичен процес, който протича с отделяне на голямо количество топлина. Калциевите и магнезиевите основи са слабо разтворими бели прахообразни вещества. За калциевите съединения често се използват следните имена: варно мляко (ако е суспензия във вода) и варна вода. Като типичен основен хидроксид, Ca(OH) 2 реагира с киселинни и амфотерни оксиди, киселини и амфотерни основи, като алуминиеви и цинкови хидроксиди. За разлика от типичните алкали, които са устойчиви на топлина, магнезиевите и калциевите съединения се разлагат под въздействието на температурата на оксид и вода. И двете основи, особено Ca(OH) 2, се използват широко в промишлеността, селското стопанство и битовите нужди. Нека разгледаме допълнително тяхното използване.
Области на приложение на калциеви и магнезиеви съединения
Добре известно е, че в строителството се използва химически материал, наречен пух или гасена вар. Това е основата на калция. Най-често се получава чрез реакция на вода с основен калциев оксид. Химичните свойства на основните хидроксиди им позволяват да бъдат широко използвани в различни сектори на националната икономика. Например за пречистване на примеси при производството на сурова захар, за производство на белина, при избелване на памучни и ленени прежди. Преди изобретяването на йонообменници - катионобменници, калциеви и магнезиеви основи се използват в технологиите за омекотяване на водата, което позволява да се отървете от бикарбонатите, които влошават нейното качество. За да направите това, водата се вари с малко количество калцинирана сода или гасена вар. Водна суспензия на магнезиев хидроксид може да се използва за лечение на пациенти с гастрит за намаляване на киселинността на стомашния сок.
Свойства на основните оксиди и хидроксиди
Най-важните вещества от тази група са реакциите с киселинни оксиди, киселини, амфотерни основи и соли. Интересното е, че неразтворими основи като медни, железни или никелови хидроксиди не могат да бъдат получени чрез директна реакция на оксида с вода. В този случай лабораторията използва реакцията между съответната сол и основа. В резултат на това се образуват основи, които се утаяват. Например, така се получава синя утайка от меден хидроксид и зелена утайка от основа на двувалентно желязо. Впоследствие те се изпаряват до твърди прахове, които се класифицират като водонеразтворими хидроксиди. Отличителна черта на тези съединения е, че при излагане на високи температури те се разлагат на съответния оксид и вода, което не може да се каже за алкали. В крайна сметка водоразтворимите основи са термично стабилни.
Способност за електролиза
Продължавайки да изучаваме основните, ще се спрем на още една характеристика, чрез която можем да различим основите на алкалните и алкалоземните метали от неразтворимите във вода съединения. Това е неспособността на последния да се дисоциира на йони под въздействието на електрически ток. Напротив, стопилките и разтворите на калиеви, натриеви, бариеви и стронциеви хидроксиди лесно се електролизират и са проводници от втори род.
Получаване на основания
Говорейки за свойствата на този клас неорганични вещества, ние частично изброихме химичните реакции, които са в основата на тяхното производство в лабораторни и промишлени условия. Най-достъпният и рентабилен метод може да се счита за метода на термично разлагане на естествен варовик, в резултат на което се получава.Ако реакцията се извършва с вода, тя образува основен хидроксид - Ca(OH) 2. Смес от това вещество с пясък и вода се нарича хоросан. Продължава да се използва за измазване на стени, за свързване на тухли и други видове строителни работи. Алкалите могат да бъдат получени и чрез взаимодействие на съответните оксиди с вода. Например: K 2 O + H 2 O = 2 KON. Процесът е екзотермичен и отделя голямо количество топлина.
Взаимодействие на алкали с киселинни и амфотерни оксиди
Характерните химични свойства на водоразтворимите основи включват способността им да образуват соли в реакции с оксиди, съдържащи неметални атоми в техните молекули, например въглероден диоксид, серен диоксид или силициев оксид. По-специално, калциевият хидроксид се използва за изсушаване на газове, а натриевият и калиевият хидроксид се използват за получаване на съответните карбонати. Цинковите и алуминиевите оксиди, които са амфотерни вещества, могат да взаимодействат както с киселини, така и с основи. В последния случай могат да се образуват комплексни съединения, например като натриев хидроксицинкат.
Реакция на неутрализация
Едно от най-важните свойства на основите, както водонеразтворими, така и алкални, е способността им да реагират с неорганични или органични киселини. Тази реакция се свежда до взаимодействие между два вида йони: водородни и хидроксилни групи. Това води до образуването на водни молекули: HCI + KOH = KCI + H 2 O. От гледна точка на теорията на електролитната дисоциация, цялата реакция се свежда до образуването на слаб, леко дисоцииран електролит - вода.
В дадения пример се образува междинна сол - калиев хлорид. Ако за реакцията се вземат основни хидроксиди в количество, по-малко от необходимото за пълно неутрализиране на многоосновната киселина, тогава при изпаряване на получения продукт се откриват кристали на киселинната сол. Реакцията на неутрализация играе важна роля в метаболитните процеси, протичащи в живите системи - клетките и им позволява с помощта на собствените си буферни комплекси да неутрализират излишното количество водородни йони, които се натрупват в реакциите на дисимилация.
