Химические свойства оснований кратко. Основания
Однокислотные (NaOH , КОН, NH 4 OH и др.);
Двухкислотные (Са(ОН) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 ;
Трехкислотные (Ni(OH) 3 , Со(ОН) 3 , Мn(ОН) 3 .
Классификация по растворимости в воде и степени ионизации:
Растворимые в воде сильные основания,
например:
щелочи - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов LiOH - гидроксид лития, NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), КОН - гадроксид калия (едкое кали), Ва(ОН) 2 - гидроксид бария;
Нерастворимые в воде сильные основания,
например:
Сu(ОН) 2 - гидроксид меди (II), Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Ni(OH) 3 - гидроксид никеля (III).
Химические свойства
1. Действие на индикаторы
Лакмус - синий;
Метилоранж - жёлтый,
Фенолфталеин - малиновый.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O
KOH + CO 2 = KHCO 3
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = 2KOH + BaSO 4
3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3
5. Термический распад
Cu(OH) 2 t = CuO + H 2 O; 2 CuOH = Cu 2 O + Н 2 O
2Со(ОН) 3 = Со 2 O 3 + ЗН 2 O; 2АgОН = Аg 2 O + Н 2 O
6. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие с. о., способны окисляться кислородом воздуха,
например:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Fe(OH) 3
2Мn(OН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 2Мn(ОН) 4
7. Растворы щелочей взаимодействуют c амфотерными гидроксидами:
2КОН + Zn(OH) 2 = К 2
2КОН + Al 2 O 3 + ЗН 2 O = 2К
8. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды игидроксиды (Zn , AI и др.),
например:
Zn + 2 NaOH +2Н 2 O = Na 2 + Н 2
2AI +2КOН + 6Н 2 O= 2КAl(ОН) 4 ] + 3H 2
9. В растворах щелочей некоторые неметаллы диспропорционируют,
например:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaCIO + Н 2 O
3S+ 6NaOH = 2Na 2 S+ Na 2 SO 3 + 3H 2 O
4P+ 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
10. Растворимые основания широко используются в реакциях щелочного гидролиза различных органических соединений (галогенопроизводных углеводородов, сложных эфиров, жиров и др.),
например:
C 2 H 5 CI + NaOH = С 2 Н 5 ОН + NaCl
Способы получения щелочей и нерастворимых оснований
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H 2 O = 2 NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
CaCI 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 +Н 2 + Cl 2
4. Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
FeCI 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCI
1. Основание + кислота соль + вода
КОН
+ HCl
KCl + H 2 O.
2.
Основание + кислотный оксид
соль + вода
2KOH
+ SO 2
K 2 SO 3
+ H 2 O.
3.
Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль
+ вода
2NaOH (тв)
+ Al 2 O 3
2NaAlO 2
+ H 2 O;
NaOH (тв)
+ Al(OH) 3
NaAlO 2
+ 2H 2 O.
Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)
Ba(OH) 2
+ Na 2 SO 4
BaSO 4 +
2NaOH;
Ba(OH) 2
+ NH 4 Cl
BaCl 2
+ NH 4 OH.
Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH
Ca(OH) 2
CaO
+ H 2 O;
NaOH ;
NH 4 OH
NH 3
+ H 2 O.
2NaOH (тв)
+ Zn
Na 2 ZnO 2
+ H 2 .
КИСЛОТЫ
Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .
Классификация кислот
1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).
2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).
3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.
Например,
HCl
H +
+ Cl - ;
H 2 SO 4
H +
+ HSO.
Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.
СН 3 СООН
СН 3 СОО -
+ Н + ;
1)
H 2 S
HS -
+
H + ,
2)
HS -
H +
+ S 2- .
Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).
Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).
Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.
Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8
S H – O – S –O – O – S – O - H
H - O - O O O O
Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота
Химические свойства кислот
HF
+ KOH
KF + H 2 O.
H 2 SO 4
+ CuO
CuSO 4
+ H 2 O.
2HCl
+ BeO
BeCl 2
+ H 2 O.
Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота
H 2 SO 4
+ BaCl 2
BaSO 4
+2HCl;
2HNO 3
+ Na 2 CO 3
2NaNO 3
+ H 2 O
+
CO 2 .
Н 2 СО 3
Н 2 О
+ СО 2 .
H 2 SO 4(разб)
+ Fe
FeSO 4
+ H 2 ;
HCl + Cu .
На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.
КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ
Металл в ряду напряжения после Н 2
+реакция не идет
Металл в ряду напряжения до Н 2
+
соль металла
+ Н 2
в min степени
H 2 SO 4 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
окисления (с.о.)+
реакция
не идет
/Mq/Zn
от условий
Сульфат металла в max с.о.
+
+ +
Металл (остальные)
+
+
+
HNO 3 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
Нитрат металла в max с.о.
Металл
(остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при
нагревании)
+
HNO 3 разбавленная
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция
не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
NH 3 (NH 4 NO 3)
Нитратметал
ла в max с.о.
+
+
Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
от условий
+
Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)
Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
СОЛИ
Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
Нерастворимое основание: гидроксид меди
Основания - называют электролиты, в растворах которых отсутствуют анионы, кроме гидроксид-ионов (анионы - это ионы, которые имеют отрицательный заряд, в данном случае - это ионы OH -). Названия оснований состоят из трёх частей: слова гидроксид , к которому добавляют название металла (в родительном падеже). Например, гидроксид меди (Cu(OH) 2). Для некоторых оснований могут используются старые названия, например гидроксид натрия (NaOH) - натриевая щелочь .
Едкий натр , гидроксид натрия , натриевая щелочь , каустическая сода - всё это одно и тоже вещество, химическая формула которого NaOH. Безводный гидроксид натрия - это белое кристаллическое вещество. Раствор - прозрачная жидкость, на вид ничем не отличимая от воды. При использовании будьте осторожны! Едкий натр сильно обжигает кожу!
В основу классификации оснований положена их способность растворяться в воде. От растворимости в воде зависят некоторые свойства оснований. Так, основания , растворимые в воде, называют щелочью . К ним относятся гидроксиды натрия (NaOH), гидроксид калия (KOH), лития (LiOH), иногда к их числу прибавляют и гидроксид кальция (Ca(OH) 2)), хотя на самом деле - это малорастворимое вещество белого цвета (гашенная известь).
Получение оснований
Получение оснований
и щелочей
может производиться различными способами. Для получения щелочи
можно использовать химическое взаимодействие металла с водой.
Такие реакции протекают с очень большим выделением тепла, вплоть до воспламенения (воспламенение происходит по причине выделения водорода в процессе реакции).
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Негашенная известь - CaOCaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Но в промышленности эти методы не нашли практического значения, конечно кроме получения гидроксида кальция Ca(OH) 2 . Получение гидроксида натрия и гидроксида калия связано с использованием электрического тока. При электролизе водного раствора хлорида натрия или калия на катоде выделяются водород, а на аноде - хлор , при этом в растворе, где происходит электролиз, накапливается щелочь !
KCl + 2H 2 O →2KOH + H 2 + Cl 2 (эта реакция проходит при пропускании электрического тока через раствор).
Нерастворимые основания осаждают щелочами из растворов соответствующих солей.
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Свойства оснований
Щелочи устойчивы к нагреванию. Гидроксид натрия можно расплавить и расплав довести до кипения, при этом он разлагаться не будет. Щелочи легко вступают в реакцию с кислотами, в результате которого образуется соль и вода. Эта реакция ещё носит название - реакция нейтрализации
KOH + HCl → KCl + H 2 O
Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, в результате которой образуется соль и вода.
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O
Нерастворимые основания , в отличии от щелочей, термически не стойкие вещества. Некоторые из них, например, гидроксид меди , разлагаются при нагревании,
Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
другие - даже при комнатной температуре (например, гидроксид серебра - AgOH).
Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, реакция происходит лишь в том случае, если соль, которая образуется при реакции, растворяется в воде.
Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O
Растворение щелочного металла в воде с изменение цвета индикатора на ярко-красныйЩелочные металлы - такие металлы, которые при взаимодействии с водой образуют щелочь . К типичному представителю щелочных металлов относится натрий Na. Натрий легче воды, поэтому его химическая реакция с водой происходит на её поверхности. Активно растворяясь в воде, натрий вытесняет из неё водород, при этом образуя натриевую щелочь (или гидроксид натрия) - едкий натр NaOH. Реакция протекает следующим образом:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Подобным образом ведут себя все щелочные металлы. Если перед началом реакцией в воду добавить индикатор фенолфталеин, а затем опустить в воду кусочек натрия, то натрий будет скользить по воде, оставляя за собой ярко розовый след образовавшейся щелочи (щелочь окрашивает фенолфталеин в розовый цвет)
Гидроксид железа
Гидроксид железа является основанием. Железо, в зависимости от степени его окисления, образует два разных основания: гидроксид железа, где железо может иметь валентности (II) - Fe(OH) 2 и (III) - Fe(OH) 3 . Как и основания, образованные большинством металлов, оба основания железа не растворимы в воде.
Гидроксид железа (II) - белое студенистое вещество (осадок в растворе), которое обладает сильными восстановительными свойствами. К тому же, гидроксид железа (II) очень не стойкий. Если к раствору гидроксида железа (II) добавить немного щёлочи, то выпадет зелёный осадок, который достаточно быстро темнеет о превращается в бурый осадок железа (III).
Гидроксид железа (III) имеет амфотерные свойства, но кислотные свойства у него выражены значительно слабее. Получить гидроксид железа (III) можно в результате химической реакции обмена между солью железа и щёлочью. Например
Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe(OH) 3