Основания в химии классификация. Получение и свойства оснований

Содержание
  1. Основания. Химические свойства и получение
  2. Получение оснований
  3. Химические свойства нерастворимых оснований
  4. Химические свойства щелочей
  5. Основания
  6. Физические свойства
  7. Химические свойства
  8. Амфотерные гидроксиды
  9. Классификация неорганических веществ
  10. Оксиды
  11. Основания
  12. Кислоты
  13. Соли
  14. 2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
  15. Химические свойства оснований
  16. Взаимодействие оснований с кислотами
  17. Взаимодействие с кислотными оксидами
  18. Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
  19. Взаимодействие оснований с солями
  20. Термическая устойчивость оснований
  21. Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
  22. Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
  23. Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
  24. Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
  25. Термическое разложение амфотерных гидроксидов
  26. Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение
  27. Номенклатура оснований
  28. Классификация оснований
  29. Сила оснований
  30. Получение

Основания. Химические свойства и получение

Основания в химии классификация. Получение и свойства оснований

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме+ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4+) 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):

Na2O + H2O → 2NaOH

При этом оксид меди (II)  с водойне реагирует:

CuO + H2O ≠

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:

2K0 + 2H2+O →  2K+OH + H20

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 Электролиз.

Например, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

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:

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

либо

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

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

CuCl2 + 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 = CuCl2 + 2H2O

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

Cu(OH)2 + CO2 ≠

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 = Fe2O3 + 3H2O

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 + O20 + 2H2O → 4Fe+3(O-2H)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 + H3PO4  → NaH2PO4 + H2O

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

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

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

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

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 = NaAlO2 + 2H2O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как 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 + CO2 = Na2CO3 + H2O

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

2NaOH + CO2 = NaHCO3 

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:

Cu2+SO42- + 2Na+OH— = Cu2+(OH)2—↓ + Na2+SO42-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH4+NO3— + K+OH— = K+NO3— + NH3↑ + H2O

! 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:

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2SO4

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:

ZnSO4 + 4KOH = K2[Zn(OH)4] + K2SO4

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:

KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. 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 + 6H2+O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20

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 +О2 ≠

NaOH +N2 ≠

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 +Cl20 = NaCl— + NaOCl+ + H2O

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

6NaOH +Cl20 = 5NaCl— + NaCl+5O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH + Si0 + H2+O=  Na2Si+4O3 + 2H20

Фтор окисляет щёлочи:

2F20 + 4NaO-2H = O20 + 4NaF— + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li2O + H2O

Источник: https://chemege.ru/base/

Основания

Основания в химии классификация. Получение и свойства оснований

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН—).

С точки зрения теории электролитической диссоциации  это электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток), диссоциирующие в водных растворах на катионы металлов и анионы только гидроксид — ионов ОН—.

Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся основания, которые образованы металлами 1-й группы главной подгруппы (LiOH, NaOH и другие) и щелочноземельными металлами (Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2). Основания, образованные металлами других групп периодической системы в воде практически не растворяются. Щелочи в воде диссоциируют полностью:

NaOH = Na+ + OH—.

Многокислотные основания в воде могут диссоциировать ступенчато:

Ba(OH)2 = BaOH+ + OH—,

Ba(OH)+  = Ba2+ + OH—.

Cтупенчатой диссоциацией оснований объясняется образование основных солей.

Номенклатура оснований.

Основания называются следующим образом: сначала произносят слово «гидроксид», а затем металл, который его образует. Если металл имеет переменную валентность, то она указывается в названии.

КОН       – гидроксид калия;

Ca(OH)2 – гидроксид кальция;

Fe(OH)2 – гидроксид железа (II);

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III);

При составлении формул оснований исходят из того, что молекула электронейтральна. Гидроксид – ион всегда имеет заряд (–1). В молекуле основания их число определяется положительным зарядом катиона металла. Гидрокогруппа заключается в круглые скобки, а выравнивающий заряды индекс ставится справа внизу за скобками:

Ca+2(OH)–2,                   Fe3+(OH)3—.

Классификация оснований по следующим признакам:

  1. По кислотности (по числу групп ОН— в молекуле основания): однокислотные – NaOH, KOH, многокислотные – Ca(OH)2, Al(OH)3.
  2. По растворимости: растворимые (щелочи) – LiOH, KOH, нерастворимые – Cu(OH)2, Al(OH)3.
  3. По силе (по степени диссоциации):

а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.

б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.

  1. По химическим свойствам: основные – Са(ОН)2, NaОН; амфотерные – Zn(ОН)2, Al(ОН)3.

Получение

  1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2

  1. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

Na2O + H2O → 2NaOH,

CaO + H2O → Ca(OH)2.

  1. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H2O = 2NaOH + 2H2 + CI2

  1. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами. В воде нерастворимы, кроме щелочей. Щелочи – это белые кристаллические вещества, мылкие на ощупь, вызывающие сильные ожоги при попадании на кожу. Поэтому они называются «едкими». При работе со щелочами необходимо соблюдать определенные правила и использовать индивидуальные средства защиты (очки, резиновые перчатки, пинцеты и др.).

Если щелочь попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды до исчезновения мылкости, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.

Химические свойства

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид –

ионов ОН—.

  1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – малиновый

лакмус – синий

метиловый оранжевый – желтый

  1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O,

Cu(OH)2 + 2HCI → CuCI2 + 2H2O.

  1. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O

  1. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при сплавлении:

2NaOH + AI2O3  = 2NaAIO2 + H2O,

NaOH + AI(OH)3 = NaAIO2 + 2H2O.

б) в растворе:

2NaOH + AI2O3 +3H2O → 2Na[AI(OH)4],

3NaOH + AI(OH)3 → Na3[AI(OH)6].

  1. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O → Na 2SiO3 + 2H2

  1. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KOH.

  1. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca(OH)2 = CaO + H2O,

Cu(OH)2 =  CuO  + H2O.

 голубой цвет         черный цвет

Амфотерные гидроксиды

Это гидроксиды металлов (Be(OH)2, AI(OH)3, Zn(OH)2) и металлов в промежуточной степени окисления (Сr(OH)3, Mn(OH)4).

Получение

Амфотерные гидроксиды получают взаимодействием растворимых солей со щелочами взятых в недостатке или эквивалентном количестве, т.к. в избытке они растворяются:

AICI3 + 3NaOH → AI(OH)3 +3NaCI.

Физические свойства

Это твердые вещества, практически нерастворимые в воде. Zn(OH)2 – белый, Fe(ОН)3 – бурый цвет.

Химические свойства

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований и кислот, поэтому взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

  1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли  и воды:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O.

  1. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды:

в растворе: AI(OH)3 + NaOH  = Na[AI(OH)4] или 3NaOH + AI(OH)3 → Na3[AI(OH)6].

расплав: AI(OH)3 + NaOH  = NaAIO2 + 2H2O.

  1. Взаимодействие с кислотными и основными оксидами:

2Fe(OH)3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O,

2Fe(OH)3 + Na2O = 2NaFeO2 + 3H2O.

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь

А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ, ЦТ и РТ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув здесь «Получить все материалы сайта»

Источник: http://www.yoursystemeducation.com/osnovaniya/

Классификация неорганических веществ

Основания в химии классификация. Получение и свойства оснований

Неорганическая химия – раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

  • CuO – соответствует основанию Cu(OH)2
  • Li2O – соответствует основанию LiOH
  • FeO – соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
  • Fe2O3 – соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
  • P2O5 – соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

  • Основные
  • Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)Li2O + P2O5 → Li3PO4 (осн. оксид + кисл. оксид = соль)Li2O + H3PO4 → Li3PO4 + H2O (осн. оксид + кислота = соль + вода)Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

  • Амфотерные (греч. ἀμφότεροι – двойственный)
  • Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.Fe2O3 + K2O → (t) KFeO2 (амф. оксид + осн. оксид = соль)ZnO + KOH → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

  • Кислотные
  • Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2, MnO3, Mn2O7.Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

    • SO2 – H2SO3
    • SO3 – H2SO4
    • P2O5 – H3PO4
    • N2O5 – HNO3
    • NO2 – HNO2, HNO3

    Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

    SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

    SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

    P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

    При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 – не реагирует с водой, так как продукт реакции – H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

    Mn2O7 + H2O → HMnO4 (сохраняем СО марганца +7)

    SO3 + H2O → H2SO4 (сохраняем СО серы +6)

    SO2 + H2O → H2SO3 (сохраняем СО серы +4)

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания – химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр – NaOH, едкое кали – KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода – реакция нейтрализации)

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH, которое распадается на NH3 и H2O)

LiOH + MgCl2 → LiCl2 + Mg(OH)2↓

KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами – с образованием соли и воды, так и с основаниями – с образованием комплексных солей.

Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода – при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота – химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода – реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду – угольная и сернистая кислоты:

  • H2CO3 → H2O + CO2↑
  • H2SO3 → H2O + SO2↑

Записать эти кислоты в растворе в виде “H2CO3 или H2SO3” – будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде – виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной – серную кислоту. Природу не обманешь :)

K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной – соляной кислоты – получили более слабую – сероводородную)

K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной – серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота – H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соли

Соль – ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль – NaCl.

По классификации соли бывают:

  • Средние – продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
  • Кислые – продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
  • Основные – продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
  • Двойные – содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2
  • Смешанные – содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
  • Комплексные – содержат комплексный катион или анион – атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)4] (тетрагидроксохромат натрия)

Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)

Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в избытке – получается кислая соль, если же в избытке дано основание – средняя соль.

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 (кислота дана в избытке)

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O (основание дано в избытке)

Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.

Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑ (сильная кислота – соляная, вытесняет слабую – угольную)

MgCl2 + LiOH → Mg(OH)2↓ + LiCl

K2SO4 + H2SO4 → KHSO4 (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы сделать из кислой соли – среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O (кислая соль + основание = средняя соль)

Источник: https://studarium.ru/article/161

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Основания в химии классификация. Получение и свойства оснований

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, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

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[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

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 1000oC:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 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 (SO3, P2O5, N2O5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

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:

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/harakternye-himicheskie-svojstva-osnovanij-i-amfoternyh-gidroksidov

Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение

Основания в химии классификация. Получение и свойства оснований

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)2 и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса).

Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты.

 Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

H2SO4 + H2O ⇄ HSO4— + H3O+(катион гидроксония)

H2SO4 + CH3COOH ⇄ HSO4— + CH3COOH2+

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)2 — гидроксид кальция
Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)
Fe(OH)3 — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH4OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH4+.

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

  1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)2, Al(OH)3).
  2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH2), Al(OH)3).
  3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)2, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)3, Zn(OH)2).
  4. По силе (по степени диссоциации) различают:
    а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)2, малорастворимый Ca(OH)2.
    б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимое NH4OH.

Сила оснований

Для оснований можно количественно выразить их силу, то есть способность отщеплять протон от кислоты.

Для этого используют константу основности Kb — константу равновесия для реакции между основанием и кислотой, причём в качестве кислоты выступает вода.

Чем выше значение константы основности, тем выше сила основания и тем сильнее его способность отщеплять протон. Также вместо самой константы часто используют показатель константы основности pKb. Например, для аммиака NH3 имеем:

Получение

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2

Na2O + H2O → 2NaOH,

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2NaCI + 4H2O 2NaOH + 2H2 + CI2

Na2SO4 + Ba(OH)2 → 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4.

Закон
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: