Розчинні луги та нерозчинні основи. Термічна стійкість основ
а) отримання підстав.
1) Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:
CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2 + K 2 SO 4 ,
До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2КОН + СО 3 .
При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.
2) Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,
SrO + H2O = Sr(OH)2.
3) Луги в техніці зазвичай одержують електролізом водних розчинів хлоридів:
б)хімічнівластивості основ.
1) 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 = СуSО 4 + 2 H 2 O .
2) Вище було показано, як луги взаємодіють із кислотними та амфотерними оксидами.
3) При взаємодії лугів з розчинними солями утворюється нова сіль та нова основа. Така реакція йде до кінця тільки в тому випадку, коли хоча б одна з отриманих речовин випадає в осад.
FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3 + 3 KCl
4) При нагріванні більшість підстав, за винятком гідроксидів лужних металів, розкладаються на відповідний оксид та воду:
2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,
Са(ОН) 2 = СаО + Н2О.
КИСЛОТИ –складні речовини, молекули яких складаються з одного або кількох атомів водню та кислотного залишку. Склад кислот може бути виражений загальною формулою Н х А де А – кислотний залишок. Атоми водню в кислотах здатні заміщатися чи обмінюватися на атоми металів, у своїй утворюються солі.
Якщо кислота містить один такий атом водню, це одноосновна кислота (HCl - соляна, HNO 3 - азотна, HСlO - хлорноватиста, CH 3 COOH - оцтова); два атоми водню - двоосновні кислоти: H 2 SO 4 - сірчана, H 2 S - сірководнева; три атоми водню - триосновні: H 3 PO 4 - ортофосфорна, H 3 AsO 4 - ортомиш'якова.
Залежно від складу кислотного залишку кислоти поділяють на безкисневі (H 2 S, HBr, HI) і кисневмісні (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). У молекулах кисневмісних кислот атоми водню пов'язані через кисень з центральним атомом: Н - Про - Е. Назви безкисневих кислот утворюються з кореня російської назви неметалу, сполучної голосної - о- і слова «воднева» (H 2 S – сірководнева). Назви кисневмісних кислот дають так: якщо неметал (рідше метал), що входить до складу кислотного залишку, знаходиться у вищому ступені окислення, то до кореня російської назви елемента додають суфікси -н-, -єв-,або - ов-і далі закінчення -а я-(H 2 SO 4 – сірчана, H 2 CrO 4 – хромова). Якщо рівень окислення центрального атома нижче, то використовується суфікс -іст-(H 2 SO 3 - сірчиста). Якщо неметал утворює ряд кислот, використовують і інші суфікси (HClO – хлор оватистая, HClO 2 – хлор істая, HClO 3 – хлор оватая, HClO 4 – хлор на я).
З 
точки зору теорії електролітичної дисоціації, кислоти – електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням як катіони тільки іонів водню:
Н х А хН + +А х-
Наявністю Н+-іонів обумовлено зміну забарвлення індикаторів у розчинах кислот: лакмус (червоний), метилоранж (рожевий).
Отримання та властивості кислот
а) одержання кислот.
1) Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем і подальшим розчиненням відповідних газів у воді:
2) Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при взаємодії кислотних оксидів з водою.
3) Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:
Вr 2 + H 2 SO 4 = SО 4 + 2 HBr ,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,
FeS+ H 2 SO 4 (розб.) = H 2 S + FeSO 4 ,
NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,
4) У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:
3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO
б ) хімічні властивості кислот.
1) Кислоти взаємодіють з основами та амфотерними гідроксидами. При цьому практично нерозчинні кислоти (H 2 SiO 3 H 3 BO 3) можуть реагувати тільки з розчинними лугами.
H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O
2) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами розглянуто вище.
3) Взаємодія кислот із солями – це обмінна реакція з утворенням солі та води. Ця реакція йде до кінця, якщо продуктом реакції є нерозчинна або летюча речовина або слабкий електроліт.
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) Взаємодія кислот із металами – окислювально-відновний процес. Відновник - метал, окислювач - іони водню (кислоти-неокислювачі: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(розбавл), H 3 PO 4) або аніон кислотного залишку (кислоти-окислювачі: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц та розб)). Продуктами реакції взаємодії кислот-неокислювачів з металами, що стоять у ряді напруги до водню, є сіль і газоподібний водень:
Zn+H 2 SO 4(розб) = ZnSO 4 +H 2
Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2
Кислоти окислювачі взаємодіють майже з усіма металами, включаючи і малоактивні (Cu, Hg, Ag), при цьому утворюються продукти відновлення аніону кислоти, сіль та вода:
Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,
Рb + 4НNО 3(кінець) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O
АМФОТЕРНІ ГІДРОКСИДИвиявляють кислотно-основну двоїстість: з кислотами вони реагують як основи:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
а з основами – як кислоти:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакція протікає у розчині лугу);
Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакція протікає між твердими речовинами при сплавленні).
З сильними кислотами та основами амфотерні гідроксиди утворюють солі.
Як і інші нерозчинні гідроксиди, амфотерні гідроксиди розкладаються при нагріванні на оксид та воду:
Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.
СОЛІ– іонні сполуки, що складаються з катіонів металів (або амонію) та аніонів кислотних залишків. Будь-яку сіль можна розглядати як продукт реакції нейтралізації основи кислотою. Залежно від того, в якому співвідношенні взято кислоту і основу, виходять солі: середні(ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт повної нейтралізації основи кислотою, кислі(NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при надлишку кислоти, основні(CuOHCl, AlOHSO 4) – при надлишку основи.
Назви солей за міжнародною номенклатурою утворюють із двох слів: назви аніону кислоти в називному відмінку та катіону металу у родовому із зазначенням ступеня його окислення, якщо вона змінна, римською цифрою у дужках. Наприклад: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрому (III), AlCl 3 – хлорид алюмінію. Назви кислих солей утворюють додаванням слова гідро-або дигідро-(залежно від кількості атомів водню в гідроаніоні): Ca(HCO 3) 2 – гідрокарбонат кальцію, NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію. Назви основних солей утворюють додаванням слова гідроксо-або дигідроксо-: (AlOH)Cl 2 - гідроксохлорид алюмінію, 2 SO 4 - дигідроксосульфат хрому(III).
Отримання та властивості солей
а ) хімічні властивості солей.
1) Взаємодія солей з металами – окисно-відновлювальний процес. При цьому метал, що стоїть лівіше в електрохімічному ряду напруг, витісняє наступні розчини їх солей:
Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
Лужні та лужноземельні метали не використовують для відновлення інших металів із водних розчинів їх солей, оскільки вони взаємодіють з водою, витісняючи водень:
2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.
2) Взаємодія солей з кислотами та лугами була розглянута вище.
3) Взаємодія солей між собою в розчині протікають незворотно лише в тому випадку, якщо один із продуктів – малорозчинна речовина:
BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.
4) Гідроліз солей – обмінне розкладання деяких солей водою. Гідроліз солей буде детально розглянуто у темі «електролітична дисоціація».
б) способи одержання солей.
У лабораторній практиці зазвичай використовують такі способи одержання солей, засновані на хімічних властивостях різних класів сполук та простих речовин:
1) Взаємодія металів із неметалами:
Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,
2) Взаємодія металів із розчинами солей:
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu.
3) Взаємодія металів із кислотами:
Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .
4) Взаємодія кислот з основами та амфотерними гідроксидами:
3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.
5) Взаємодія кислот з основними та амфотерними оксидами:
2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.
6) Взаємодія кислот із солями:
HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .
7) Взаємодія лугів із солями в розчині:
3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.
8) Взаємодія двох солей у розчині:
NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.
9) Взаємодія лугів з кислотними та амфотерними оксидами:
Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.
10) Взаємодія оксидів різного характеру один з одним:
CaO+CO2 = CaCO3.
Солі зустрічаються в природі у вигляді мінералів та гірських порід, у розчиненому стані у воді океанів та морів.
Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?
1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 чи +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не належать.
2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, у завданнях ЄДІ не зустрічаються, тому не розглядатимуться.
Хімічні властивості основ
Усі підстави поділяють на:
Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.
Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступінь дисоціації.
Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.
Взаємодія основ із кислотами
Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:
Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:
Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі основи із загальною формулою виду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:
Взаємодія з кислотними оксидами
Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:
Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, відповідними стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх соле1:
Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:
Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами
Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:
Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:
У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :
Взаємодія основ із солями
Будь-яка підстава реагує з будь-якою сіллю лише за дотримання одночасно двох умов:
1) розчинність вихідних сполук;
2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції
Наприклад:
Термічна стійкість основ
Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.
Усі нерозчинні основи, а також малорозчинний Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:
Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:
Хімічні властивості амфотерних гідроксидів
Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами
Амфотерні гідроксиди реагують із сильними кислотами:
Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду і відповідної кислоти:
Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами
Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .
Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами
З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчин лугу, то утворюються гідроксокомплексні солі:
А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:
Взаємодія амфотерних гідроксидів з основними оксидами
Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:
Термічне розкладання амфотерних гідроксидів
Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.
Підстави є складними сполуками, що включають два основні структурні компоненти:
- Гідроксогрупа (одна або кілька). Звідси, до речі, і друга назва цих речовин – «гідроксиди».
- Атом металу чи іон амонію (NH4+).
Назва основ походить з об'єднання найменувань обох його компонентів: наприклад, гідроксид кальцію, гідроксид міді, гідроксид срібла і т.д.
Єдиним винятком із загального правила утворення основ слід вважати коли гідроксогрупа приєднується не до металу, а до катіону амонію (NH4+). Ця речовина утворюється у тому випадку, коли відбувається розчинення у воді аміаку.
Якщо говорити про властивості основ, то відразу слід зазначити, що валентність гідроксогрупи дорівнює одиниці, відповідно, кількість цих груп в молекулі безпосередньо залежатиме від того, якою валентністю мають метали, що вступають в реакцію. Прикладами в цьому випадку можуть бути формули таких речовин, як NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.
Хімічні властивості основ проявляються в їх реакціях з кислотами, солями, іншими основами, а також у їхній дії на індикатори. Зокрема, луги можна визначити, якщо впливати їх розчином певний індикатор. У цьому випадку він помітно поміняє своє забарвлення: наприклад, з білого стане синім, а фенолфталеїн - малиновим.
Хімічні властивості основ, виявляючись у взаємодії з кислотами, призводять до знаменитим реакцій нейтралізації. Суть такої реакції в тому, що атоми металу, приєднуючись до кислотного залишку, утворюють сіль, а гідроксогрупа та іон водню, з'єднуючись, перетворюються на воду. Реакцією нейтралізації ця реакція називається тому, що після неї не залишається ні лугу, ні кислоти.
Характерні хімічні властивості основ виявляються й у реакції з солями. При цьому варто відзначити, що з розчинними солями реакцію вступають тільки луги. Особливості будови цих речовин призводять до того, що в результаті реакції утворюється нова сіль і нова, найчастіше нерозчинна, основа.
Нарешті, хімічні властивості основ чудово проявляють себе під час термічного на них - нагрівання. Тут, здійснюючи ті чи інші досліди, варто мати на увазі, що практично всі підстави, за винятком лугів, при нагріванні поводяться вкрай нестійко. Переважна більшість майже миттєво розпадається на відповідний оксид і воду. А якщо взяти підстави таких металів, як срібло та ртуть, то в нормальних умовах вони не можуть бути отримані, оскільки починають розпадатися вже за кімнатної температури.
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
