Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания , которые самопроизвольно разлагаются.

Получение оснований

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует :

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно :

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье .

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

либо

щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) :

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода .

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

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

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей . Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления , которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Химические свойства щелочей

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли , если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты . В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты , фосфаты или гидрофосфаты .

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли , в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

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

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена .

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH) 2 — ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH 4 + NO 3 — + K + OH — = K + NO 3 — + NH 3 + H 2 O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид . А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород , в расплаве — средняя соль и водород .

Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах . Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH +Si 0 + H 2 + O= NaCl — + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF — + 2H 2 O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.

3.1. Классификация, получение и свойства оснований

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:

Однокислотные основания - KOH , NaOH ;

Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;

Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .

Получение оснований

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

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .

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

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .

2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

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

(суммарная реакция электролиза)

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

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

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

Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

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

Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .

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

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

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

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми 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. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),

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. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .

Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Гидроксиды щелочных металлов – при обычных усло­виях представляют собой твердые белые кристаллические вещества, гигроско­пичные, мылкие на ощупь, очень хорошо растворимы в воде (их растворение – экзотермический процесс), легкоплавки. Гидроксиды щелочноземельных металлов Са(ОН) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(ОН) 2) – белые порошкообразные вещества, гораздо менее растворимы в воде по сравнению с гидроксидами щелочных металлов. Нерастворимые в воде основания обычно образу­ются в виде гелеобразных осадков, разлагающихся при хра­нении. Например, Сu(ОН) 2 – синий студенистый осадок.

3.1.4 Химические свойства оснований.

Свойства оснований обусловлены наличием ионов ОН – . В свойствах щелочей и нерастворимых в воде оснований имеются отличия, однако общим свойством является реак­ция взаимодействия с кислотами. Химические свойства оснований представ­лены в таблице 6.

Таблица 6 – Химические свойства оснований

Щелочи	Нерастворимые основания
Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации )
2NaOH + H 2 SО 4 = Na 2 SО 4 + 2H 2 О	Сr(ОН) 2 + 2НС1 = СrС1 2 + 2Н 2 O
Основания реагируют с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 6КОН + Р 2 O 5 = 2К 3 РO 4 + 3Н 2 O
Щелочи реагируют с растворами солей , если один из продуктов реакции выпадает в осадок (т. е. если образу­ется нерастворимое соединение): CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2NaOH + BaSO 4 	Нерастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды разлагаются при на­гревании на соответствующий оксид и воду: Мn(ОН) 2  МnО + Н 2 O Сu(ОН) 2  СuО + Н 2 O
Щелочи можно обнаружить индикатором. В щелочной сре­де: лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый, мети­ловый оранжевый – желтый

3.1.5 Важнейшие основания.

NaOH – едкий натр, каустическая сода. Легкоплавкие (t пл = 320 °С) белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. NaOH – один из важней­ших продуктов химической промышленности. В больших количествах требуется для очистки нефтепро­дуктов, широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности, а также для производства искусственного волокна.

КОН – едкое кали. Белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. СвойстваКОН аналогичны свойствам NaOH, но применяется гидроксид калия гораздо реже ввиду его более высокой стоимости.

Са(ОН) 2 – гашеная известь. Белые кристаллы, мало ра­створимы в воде. Раствор называется «известковой водой», суспензия – «известковым молоком». Известковая вода применяется для распознавания углекислого газа, она мут­неет при пропускании СO 2 . Гашеная известь широко используется в строительном деле в качестве основы для изготовления вяжущих веществ.

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН - , создающего в растворе щелочную среду (фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий).

1. Химические свойства щелочей:

1) взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;

2) реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;

3) взаимодействие с растворимыми солями (только в том случае, если при действии щелочи на растворимую соль выпадает осадок или выделяется газ):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 ¯+2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(крист.)®NH 3 ­+KCl+H 2 O.

2. Химические свойства нерастворимых оснований:

1) взаимодействие оснований с кислотами:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) разложение при нагревании. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Атомно молекулярные учения в химии. Атом. Молекула. Химический элемент. Моль. Простые сложные вещества. Примеры

Атомно молекулярные учения в химии атом молекула химический элемент моль простые сложные вещества примеры.. теоретическую основу современной химии составляет атомно молекулярное.. атомы мельчайшие химические частицы являющиеся пределом химического..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Твитнуть

Все темы данного раздела:

Получение оснований
1. Получение щелочей: 1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H

Номенклатура кислот
Названия кислот производятся от того элемента, от которого образована кислота. При этом в названии бескислородных кислот обычно имеется окончание –водородная: HCl – хлороводородная, HBr – бромоводо

Химические свойства кислот
Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н+, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты – это доноры протонов: HxAn«xH+

Получение кислот
1) взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Химические свойства кислых солей
1) кислые соли содержат атомы водорода, способные принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать со щелочами, превращаясь в средние или другие кислые соли – с меньшим числ

Получение кислых солей
Кислую соль можно получить: 1) реакцией неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Основные соли.
Основными (гидроксосолями) называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных ионов основания анионами кислот. Однокислотные основания, например, NaOH, KOH,

Химические свойства основных солей
1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние соли или в основные соли с меньши

Получение основных солей
Основную соль можно получить: 1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Средние соли.
Средними солями называюся продукты полного замещения Н+-ионов кислоты ионами металлов; они также могут рассматриваться как продукты полного замещения ОН-ионов основания аниона

Номенклатура средних солей
В русской номенклатуре (используемой в технологической практике) существует следующий порядок наименования средних солей: к корню названия кислородсодержащей кислоты прибавляют слово

Химические свойства средних солей
1) Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и в водном растворе они диссоциируют на ионы (при пропускании тока через растворы или расплавы солей идет процесс электролиза).

Получение средних солей
Большая часть методов получения солей основана на взаимодействии веществ противоположной природы – металлов с неметаллами, кислотных оксидов с основными, оснований с кислотами (см. таблицу 2).

Строение атома.
Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Порядковый номер элемента в Периодической таблице элементов равен заряду ядра

Состав атомных ядер
Ядро состоит из протонов и нейтронов. Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в ядре равно разности между массовым числом изотопа и по

Электрон
Вокруг ядра вращаются электроны по определенным стационарныморбитам. Двигаясь по своей орбите, электрон не излучает и не поглощает электромагнитную энергию. Излучение или поглощение энергии происхо

Правило заполнения электронных уровней, подуровней элементов
Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первог

Энергия ионизации, сродства к электрону, электроотрицательность.
Энергия ионизации атома. Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется первой энергией (потенциалом) ионизации I: Э + I = Э+ + е- Энергия ионизаци

Ковалентная связь
В большинстве случаев при образовании связи происходит обобществление электронов связываемых атомов. Такой тип химической связи называют ковалентной связью (приставка "ко-" в латинском яз

Сигма и пи связи.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи - приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.
Кроме изложенного в предыдущем разделе гомогенного механизма образования ковалентной связи, существует гетерогенный механизм - взаимодействие разноименно заряженных ионов - протона H+ и

Химическая связь и геометрия молекул. BI3, PI3
рисунок 3.1Сложение дипольных элементов в молекулах NH3 и NF3

Полярная и неполярная связь
Ковалентная связь образуется в результате обобществления электронов (с образованием общих электронных пар), которое происходит в ходе перекрывания электронных облаков. В образовании

Ионная связь
Ионная связь– это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Таким образом, процесс образования и

Степень окисления
Валентность 1. Валентность - способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей. 2. Значения валентности изменяются от I до VII (редко VIII). Валент

Водородная связь
Помимо различных гетерополярных и го-меополярных связей, существует еще один особый вид связи, который в последние два десятилетия привлекает все большее внимание химиков. Это так называемая водоро

Кристаллические решётки
Итак, кристаллическая структура характеризуется правильным (регулярным) расположением частиц в строго определенных местах в кристалле. При мысленном соединении этих точек линиями получаются простра

Растворы
Если в сосуд с водой поместить кристаллы поваренной соли, сахара или перманганата калия (марганцовки), то мы можем наблюдать, как количество твердого вещества постепенно уменьшается. При этом вода,

Электролитическая диссоциация
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все

Механизм диссоциации.
Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ио

Ионное произведение воды
Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно ра

Химическая реакция
Химическая реакция - это превращение одних веществ в другие. Впрочем, такое определение нуждается в одном существенном дополнении. В ядерном реакторе или в ускорителе тоже одни вещества превращаютс

Методы расстановки коэффициентов в ОВР
Метод электронного баланса 1). Записываем уравнение химической реакции KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Находим атомы, изме

Гидролиз
Гидролиз – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию малодиссоциированных веществ и сопровождающийся изменением реакции (pH) среды. Суть

Скорость химических реакций
Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ: V = ± ((С2 – С1) / (t2 - t

Факторы, влияющие на скорость химических реакций
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с

Энергия активации
Столкновение химических частиц приводит к химическому взаимодействию лишь в том случае, если сталкивающиеся частицы обладают энергией, превышающей некоторую определенную величину. Рассмотрим взаимо

Катализ катализатор
Многие реакции можно ускорить или замедлить путем введения некоторых веществ. Добавляемые вещества не участвуют в реакции и не расходуются в ходе ее протекания, но оказывают существенное влияние на

Химическое равновесие
Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов, состав которы

Принцип Ле Шателье
Принцип Ле Шателье говорит о том, что для смещения равновесия вправо нужно, во-первых, повышать давление. Действительно, при повышении давления система будет «сопротивляться» возрастанию кон

Факторы влияющие на скорость химической реакции
Факторы, влияющие на скорость химической реакции Увеличивают скорость Уменьшают скорость Наличие химически активных реагентов

Закон Гесса
Пользуясь табличными значениями

Тепловой эффект
В ходе реакции происходит разрыв связей в исходных веществах и образование новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связи идет с выделением, а ее разрыв - с поглощением энергии, то х

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

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

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

Диссоциация

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

Свойства кислот и оснований

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

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

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

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

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

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

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

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

Список сильных кислот

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

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

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

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

Список слабых кислот

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

Сильные основания

Сильные основания полностью диссоциируют в воде:

NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4

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

Список сильных оснований

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

Слабые основания

В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH - :

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

Большинство слабых оснований - это анионы:

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

Список слабых оснований

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

Реакции кислот и оснований

Сильная кислота и сильное основание

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

Пример:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Слабое основание и слабая кислота

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

Сильное основание и слабая кислота

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

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

Сильная кислота и слабое основание

Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:

Диссоциация воды

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

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

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

Способы определения pH

Инструментальный метод

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

Индикаторы

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

Соль

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

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

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

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

Буфферный раствор

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

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

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

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

Тест: