Основи – складні речовини, що складаються з атома металу та однієї або кількох гідроксильних груп.Загальна формула основ Ме(ВІН) n . Підстави (з погляду теорії електролітичної дисоціації) – це електроліти, що дисоціюють при розчиненні у воді з утворенням катіонів металу та гідроксид-іонів ВІН – .
Класифікація.За розчинністю у воді основи ділять на луги(розчинні у воді основи) та нерозчинні у воді основи . Луги утворюють лужні та лужноземельні метали, а також деякі інші елементи-метали. За кислотністю (числом іонів О Н – , що утворюються при повній дисоціації, або кількості ступенів дисоціації) основи поділяють на однокислотні (при повній дисоціації виходить один іон ОН – один ступінь дисоціації) і багатокислотні (При повній дисоціації виходить більше одного іона О Н -; більше одного ступеня дисоціації). Серед багатокислотних основ розрізняють двокислотні(наприклад, Sn(OH) 2 ), трикислотні(Fe(OH) 3) та чотирикислотні (Th(OH) 4). Однокислотним є, наприклад, основа КОН.
Виділяють групу гідроксидів, які виявляють хімічну подвійність. Вони взаємодіють як із основами, так і з кислотами. Це амфотерні гідроксиди (див. таблицю 1).
Таблиця 1 - Амфотерні гідроксиди
|
Амфотерний гідроксид (основна та кислотна форма) |
Кислотний залишок та його валентність |
Комплексний іон |
|
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– |
Фізичні властивості. Підстави - тверді речовини різних кольорів та різної розчинності у воді.
Хімічні властивості основ
1) Дисоціація: КОН + nН 2 О К + × mН 2 Про + ВІН - × dН 2 або скорочено: КОН К + + ВІН - .
Багатокислотні основи дисоціюють по кількох щаблях (переважно дисоціація протікає по першому щаблі). Наприклад, двокислотна основа Fe(OH) 2 дисоціює за двома ступенями:
Fe(OH) 2 FeOH + + OH – (1 ступінь);
FeOH + Fe 2+ + OH - (2 ступінь).
2) Взаємодія з індикаторами(луги забарвлюють фіолетовий лакмус у синій колір, метилоранж – у жовтий, а фенолфталеїн – у малиновий):
індикатор + ВІН – ( луг)забарвлене з'єднання.
3 ) Розкладанняз утворенням оксиду та води (див. таблицю 2). Гідроксидилужних металів стійкі до нагрівання (плавляться без розкладання). Гідроксиди лужноземельних та важких металів зазвичай легко розкладаються. Виняток становить Ba(OH) 2 , у якого tразл досить висока (приблизно 1000° C).
Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O .
Таблиця 2 – Температури розкладання деяких гідроксидів металів
| Гідроксид | tразл, °C | Гідроксид | tразл, °C | Гідроксид | 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 | In (OH) 3 | 150 |
4 ) Взаємодія лугів із деякими металами(наприклад, Al і Zn):
У розчині: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O ® 2Na + 3H 2
2Al + 2OH – + 6H 2 О ® 2 – + 3H 2 .
При сплавленні: 2Al + 2NaOH + 2H 2 O 2NaAl Про 2 + 3H 2 .
5 ) Взаємодія лугів з неметалами:
6 NaOH + 3Cl 2 5Na Cl + NaClO 3 + 3H 2 O .
6) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:
2NaOH + СО 2 ® Na 2 CO 3 + H 2 O 2OH – + CO 2 ® CO 3 2– + H 2 O .
У розчині: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .
При сплавленні з амфотерним оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .
7) Взаємодія основ із 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) Взаємодія лугів із амфотерними гідроксидами(Див. таблицю 1):
У розчині: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
При сплавленні: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .
9 ) Взаємодія лугів із солями. У реакцію вступають солі, яким відповідає нерозчинна у воді основа :
CuS Про 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 .
Отримання. Нерозчинні у воді основиодержують шляхом взаємодії відповідної солі з лугом:
2NaOH + ZnS Про 4 ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH – ® Zn(OH) 2 .
Луги отримують:
1) Взаємодія оксиду металу з водою:
Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2 .
2) Взаємодіям лужних та лужноземельних металів з водою:
2Na + H 2 O ® 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 .
3) Електроліз розчинів солей:
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .
4 ) Обмінною взаємодією гідроксидів лужноземельних металів з деякими солями. У ході реакції повинна обов'язково виходити нерозчинна сіль .
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 ® 2NaOH + BaCO 3 ¯ Ba 2 + + CO 3 2 – ® BaCO 3 ¯ .
Л.А. Яковишин
Металу та гідроксильної групи (ОН). Наприклад, гідроксид натрію - NaOH, гідроксид кальцію - Ca(OH) 2 , гідроксид барію - Ba(OH) 2 і т.д.
Одержання гідроксидів.
1. Реакція обміну:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Електроліз водних розчинів солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаємодія лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:
К + 2H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Хімічні властивості гідроксидів.
1. Гідроксиди мають лужний характер середовища.
2. Гідроксидирозчиняються у воді (лугу) і бувають нерозчинними. Наприклад, KOH- Розчиняється у воді, а Ca(OH) 2 - Малорозчинний, має розчин білого кольору. Метали 1-ої групи періодичної таблиці Д.І. Менделєєва дають розчинні основи (гідрокси).
3. Гідроксиди розкладаються при нагріванні:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
4. Луги реагують з кислотними та амфотерними оксидами:
2KOH + CO2 = K2CO3+H2O.
5. Луги можуть реагувати з деякими неметалами за різних температур по-різному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O(холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O(Нагрів).
6. Взаємодіють із кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O.
Підстави, амфотерні гідроксиди
Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.
Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів
1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.
2. Водні розчини дисоціюють:
3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:
Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:
4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:
5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:
а) сплавлення:
б) у розчинах:
6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:
Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:
Амфотерні гідроксиди
Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.
Хімічні властивості амфотерних сполук
1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O
2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)
Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)
Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.
Загальний метод отримання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.
CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:
АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl
У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:
АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:
2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3
У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.
2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2
Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2
SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2
Кислоти
Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).
Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.
Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.
кислота → основа + Н +
На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.
HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3
кислота основа кислота основа
Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот та основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціях відводиться електронних пар.
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.
Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.
AlF 3 + :NH 3 ⇆ :
Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).
Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.
Номенклатура кислот
Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.
За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).
За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).
Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:
Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.
У водневих сполуках елементів III-IV груп періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.
Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е та, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.
H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3
HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3
На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.
Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.
Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.
Н 2 + Сl 2 → 2НСl,
H 2 + S ⇆ H 2 S
2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.
3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.
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 зб) = H 2 S+FeSO 4
NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3
CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O
4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій
Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4
3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2
Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.
можна розділити на два типи реакцій:
1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;
2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.
Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.
До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять в ряду напруги до водню, наприклад:
Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2
До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.
2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O
Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O
2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.
Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2
Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O
КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O
На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.
Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.
Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).
Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:
Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)
2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)
3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)
Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.
Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.
2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O
H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг
Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:
H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl
Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.
Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 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
Слід запам'ятати, що:
- Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.
Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.
- У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:
- Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:
- І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):
- Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:
Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .
Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).
Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.
Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.
Довідковий матеріал для проходження тестування:
таблиця Менделєєва
Таблиця розчинності
3. Гідроксиди
Серед багатоелементних сполук важливу групу складають гідроксиди. Деякі з них виявляють властивості основ (основні гідроксиди). NaOH , Ba (OH ) 2 тощо; інші виявляють властивості кислот (кислотні гідроксиди). HNO 3 , H 3 PO 4 та інші. Існують і амфотерні гідроксиди, здатні залежно від умов виявляти як властивості основ, так і властивості кислот. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 і т.п.
3.1. Класифікація, отримання та властивості основ
Підставами (основними гідроксидами) з позиції теорії електролітичної дисоціації є речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ВІН - .
За сучасною номенклатурою їх прийнято називати гідроксидами елементів із зазначенням, якщо необхідно, валентності елемента (римськими цифрами у дужках): КОН – гідроксид калію, гідроксид натрію NaOH , гідроксид кальцію Ca (OH ) 2 , гідроксид хрому ( II) - Cr (OH ) 2 , гідроксид хрому ( III ) - Cr (OH ) 3 .
Гідроксиди металів прийнято ділити на дві групи: розчинні у воді(утворені лужними та лужноземельними металами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba і тому звані лугами) і нерозчинні у воді. Основна відмінність між ними полягає в тому, що концентрація іонів ВІН - в розчинах лугів досить висока, для нерозчинних підстав вона визначається розчинністю речовини і зазвичай дуже мала. Тим не менш, невеликі рівноважні концентрації іона ВІН - навіть у розчинах нерозчинних основ визначають властивості цього класу сполук.
За кількістю гідроксильних груп (кислотність) , здатних заміщатися на кислотний залишок, розрізняють:
Однокислотні основи - KOH, NaOH;
Двокислотні основи - Fe(OH)2, Ba(OH)2;
Трикислотні основи - Al(OH)3, Fe(OH)3.
Отримання підстав
1. Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3↓ .
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
У подібних випадках для одержання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні оксиди не розчиняються:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гідроксиди срібла, ртуті настільки легко розпадаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Луги в техніці зазвичай отримують електроліз водних розчинів хлоридів:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(Сумарна реакція електролізу)
Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H2O = Sr(OH)2.
Хімічні властивості основ
1. Усі нерозчинні у воді основи при нагріванні розкладаються з утворенням оксидів:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O.
2. Найбільш характерною реакцією основ є їх взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації. У неї вступають як луги, так і нерозчинні основи:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Луги взаємодіють з кислотними та з амфотерними оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Підстави можуть вступати у реакцію з кислими солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необхідно особливо наголосити на здатності розчинів лугів реагувати з деякими неметалами (галогенами, сіркою, білим фосфором, кремнієм):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоді),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагріванні),
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. Крім того, концентровані розчини лугів при нагріванні здатні розчиняти також і деякі метали (ті, сполуки яких мають амфотерні властивості):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2.
Розчини лугів мають рН> 7 (лужне середовище), змінюють забарвлення індикаторів (лакмус - синє, фенолфталеїн - фіолетове).
М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна
Крім оксидів, кислот та солей, відноситься група сполук, званих основами або гідроксидами. Усі вони мають єдиний план будови молекули: обов'язково містять у її складі одну або кілька гідроксильних груп, з'єднаних з іоном металу. Основні гідроксиди генетично пов'язані з оксидами металів і солями, це зумовлює як їх хімічні властивості, а й способи отримання у лабораторії та промисловості.
Існує кілька форм класифікації основ, що базуються як на характеристиці металу, що входить до складу молекули, так і на здатність речовини розчинятися у воді. У нашій статті ми розглянемо ці особливості гідроксидів, а також ознайомимося з їх хімічними властивостями, від яких залежить застосування основ у промисловості та побуті.
Фізичні властивості
Всі підстави, утворені активними або типовими металами, є твердими речовинами, що володіють широким діапазоном температур плавлення. По відношенню до води вони поділяються на добре розчинні - луги та нерозчинні у воді. Наприклад, основні гідроксиди, що містять як катіони елементи IA групи, легко розчиняються у воді і є сильними електролітами. Вони мильні навпомацки, роз'їдають тканину, шкіру і називаються лугами. При їх дисоціації у розчині виявляються іони ОН - , зумовлені за допомогою індикаторів. Наприклад, безбарвний фенолфталеїн у лужному середовищі стає малиновим. Як розчини, і розплави гідроксидів натрію, калію, барію, кальцію є електролітами, тобто. проводять електричний струм та вважаються провідниками другого роду. До розчинних основ, що найчастіше використовуються в промисловості, відноситься близько 11 сполук, наприклад, таких, як основні гідроксиди натрію, калію, амонію та ін.
Будова молекули основи
Між катіоном металу та аніонами гідроксильних груп у молекулі речовини утворюється іонний зв'язок. Вона досить міцна у нерозчинних у воді гідроксидів, тому полярні молекули води не здатні зруйнувати кристалічні ґрати такої сполуки. Луги є стійкими речовинами і практично не утворюють при нагріванні оксид і воду. Так, основні гідроксиди калію та натрію киплять при температурі понад 1000 ° С, при цьому вони не розкладаються. У графічних формулах всіх підстав добре видно, що атом кисню гідроксильної групи зв'язується одним ковалентним зв'язком з атомом металу, а інший – з атомом водню. Будова молекули і тип хімічного зв'язку зумовлюють як фізичні, а й усі хімічні характеристики речовин. Зупинимося на них докладніше.
Кальцій та магній та особливості властивостей їх сполук
Обидва елементи є типовими представниками активних металів і можуть взаємодіяти з киснем та водою. Продукт першої реакції є основний оксид. Гідроксид утворюється внаслідок екзотермічного процесу, що йде із виділенням великої кількості теплоти. Основи кальцію і магнію є малорозчинними білими порошкоподібними речовинами. Для з'єднання кальцію часто застосовують такі назви: вапняне молоко (якщо це суспензія у воді) та вапняна вода. Будучи типовим основним гідроксидом, Са(ОН) 2 взаємодіє з кислотними та амфотерними оксидами, кислотами та амфотерними основами, наприклад, з гідроксидами алюмінію та цинку. На відміну від типових лугів, стійких до нагрівання, сполуки магнію та кальцію під дією температури розкладаються на оксид та воду. Обидві підстави, особливо Са(ОН) 2 широко використовуються в промисловості, сільському господарстві та в побутових потребах. Розглянемо їхнє застосування далі.
Області застосування сполук кальцію та магнію
Добре відомо, що в будівництві застосовують хімічний матеріал, званий гарматою або гашеним вапном. Це - основа кальцію. Найчастіше його одержують реакцією води з основним оксидом кальцію. Хімічні властивості основних гідроксидів дозволяють широко використовувати їх у різних галузях народного господарства. Наприклад, для очищення домішок у виробництві цукру-сирцю, для отримання хлорного вапна, у відбілюванні бавовняної та лляної пряжі. До винаходу іонообмінників - катіонітів, основи кальцію та магнію застосовували в технологіях пом'якшення води, що дозволяло позбутися гідрокарбонатів, що погіршують її якість. Для цього воду кип'ятили з невеликою кількістю кальцинованої соди або гашеного вапна. Водну суспензію гідроксиду магнію можна застосовувати як лікувальний засіб хворим на гастрит для зниження кислотності шлункового соку.
Властивості основних оксидів та гідроксидів
Найбільш важливими для речовин цієї групи є реакції з кислотними оксидами, кислотами, амфотерними основами та солями. Цікаво, що нерозчинні основи, наприклад, такі як гідроксиди міді, заліза або нікелю, не можна отримати прямою реакцією оксиду з водою. В цьому випадку в лабораторії користуються реакцією між відповідною сіллю та лугом. В результаті утворюються основи, що випадають в осад. Наприклад, так отримують блакитний осад міді гідроксиду, зелений осад основи двовалентного заліза. Надалі їх випарюють до твердих порошкоподібних речовин, що належать до нерозчинних у воді гідроксидів. Відмінна риса цих сполук полягає в тому, що при дії високих температур вони розкладаються на відповідний оксид і воду, чого не можна сказати про луги. Адже розчинні у воді основи є термічно стійкими.
Здатність до електролізу
Продовжуючи вивчати основні, зупинимося ще на одній рисі, за якою можна відрізнити основи лужних і лужноземельних металів від нерозчинних у воді сполук. Це неможливість останніх дисоціювати на іони під впливом електричного струму. Навпаки, розплави та розчини гідроксидів калію, натрію, барію, стронцію легко піддаються електролізу та є провідниками другого роду.
Отримання підстав
Говорячи про властивості цього класу неорганічних речовин, ми частково перерахували хімічні реакції, що лежать в основі їхнього одержання в лабораторних та промислових умовах. Найбільш доступним і економічно вигідним можна вважати спосіб термічного розкладання природного вапняку, в результаті якого одержати Якщо провести реакцію з водою, то вона утворює гідроксид основного характеру - Са(ОН) 2 . Суміш цієї речовини з піском та водою називають будівельним розчином. Його продовжують використовувати для оштукатурювання стін, для зв'язування цегли та інших видів будівельних робіт. Луги можна отримати реакцією відповідних оксидів водою. Наприклад: До 2 О + Н 2 О = 2КОН. Процес є екзотермічним, йде з виділенням великої кількості теплоти.
Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами
До характерних хімічних властивостей розчинних у воді основ можна віднести їх здатність утворювати солі в реакціях з оксидами, що містять молекули атоми неметалів, наприклад, такими, як вуглекислий газ, діоксид сірки або оксид кремнію. Зокрема, гідроксид кальцію використовують для осушення газів, а гідроксиди натрію та калію для одержання відповідних карбонатів. Оксиди цинку та алюмінію, що належать до амфотерних речовин, можуть взаємодіяти як з кислотами, так і з лугами. В останньому випадку можуть утворюватися комплексні сполуки, наприклад, такі як гідроксоцінкат натрію.
Реакція нейтралізації
Однією з найважливіших властивостей підстав, як нерозчинних у питній воді, і лугів, є їх здатність реагувати з неорганічними чи органічними кислотами. Ця реакція зводиться до взаємодії між собою двох видів іонів: водню та гідроксильних груп. Воно призводить до утворення молекул води: HCI + КОН = KCI + Н 2 О. З погляду теорії електролітичної дисоціації вся реакція зводиться до утворення слабкого малодисоційованого електроліту – води.
У наведеному прикладі утворилася середня сіль – хлорид калію. Якщо ж для реакції взяті гідроксиди основного характеру в кількості меншій, ніж потрібно для повної нейтралізації багатоосновної кислоти, то при випаровуванні продукту, що утворився, виявляються кристали кислої солі. Реакція нейтралізації відіграє важливу роль у метаболічних процесах, що протікають у живих системах - клітинах і дозволяє їм за допомогою власних буферних комплексів нейтралізувати надмірну кількість іонів водню, що накопичуються у реакціях дисиміляції.
