Химические свойства оснований

Основания. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

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 водой не 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:

2K 0 + 2 H2 + O → 2 K + OH + H2 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 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

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

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:

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

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

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

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):

4 Fe +2 (OH)2 + O2 0 + 2H2O → 4 Fe +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.

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

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

Читайте также:
Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству веществ, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции

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:

А в растворе образуется комплексная соль:

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

щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль

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

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.

Cu 2+ SO4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)2 — ↓ + Na2 + SO4 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

! 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:

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 . Т аким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

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:

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:

Читайте также:
Атомы и молекулы. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений

2Al + 2NaOH + 6 H2 + O = 2Na[ Al +3 (OH)4] + 3 H2 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 +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 +Cl2 0 = NaCl — + NaOCl + + H2O

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

6NaOH +Cl2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H2 + O= Na2Si +4 O3 + 2H2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F2 0 + 4NaO -2 H = O2 0 + 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

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

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:

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

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Читайте также:
Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях

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 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:

Основания

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:

Многокислотные основания в воде могут диссоциировать ступенчато:

Ba(OH) + = Ba 2+ + 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:

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.

  1. Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

  1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
  1. Взаимодействие с кислотными оксидами:
  1. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) при сплавлении:

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

  1. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

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).

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

Читайте также:
Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)

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:
  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].

  1. Взаимодействие с кислотными и основными оксидами:

Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:

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

Основные классы неорганических соединений

Химические свойства оснований


Навигация

Детский технопарк “Кванториум”

История и обществознание

Модуль 1. Введение

Модуль 2. Оксиды

Модуль 3. Кислоты

Модуль 4. Основания

Модуль 6. Генетическая связь между основными класс.

Модуль 7. Решение экспериментальных задач

Модуль 8. Типовые алгоритмы решения задач

Модуль 9. Подведение итогов

Умники и умницы

Основы безопасности жизнедеятельности

МОУ “Лицей прикладных наук”

МАОУ “Гимназия № 4”

МОУ “Гимназия №58”

МОУ “Гимназия № 5”

МУДО “Центр дополнительного образования”

ГБУ ДО “Региональный центр допризывной подготовки .

МОУ Гимназия № 31

МОУ “Прогимназия № 237 “Семицветик”

ГА ПОУ СО “СТПТиАС”

МОУ “Гимназия №89”

МОУ “СОШ №63 с УИП”

МАОУ “Гимназия №108”

МУ ДО “Центр детского творчества”

Олимпиада_Информатика и ИКТ

МАУ ДО “Центр дополнительного образования для детей”

МАОУ “Гимназия № 3”

ГБУ СОДО «ОЦЭКИТ»

МАДОУ “ДС № 236 Лукоморье”

МУДО “Детско-юношеский центр”

МУДО “Центр детского творчества”

ОУ городского подчинения и ГБУ

Ассоциация попечителей образования

МАОУ “Физико-технический лицей № 1”

МУДО «Центр туризма, краеведения и морской подгото.

МАУ ДО «Дворец творчества детей и молодежи»

Александрово – Гайский район

МБОУ СОШ с. Новоалександровка им. Героя Советско.

МБОУ СОШ№ 1 с.Александров-Гай Саратовской области

МБОУ ДО «ЦДТ» с. Александров-Гай Александрово-Гайс.

МОУ – СОШ №1 г. Аткарска

МОУ – СОШ №3 г. Аткарска

МОУ-СОШ села Марфино Аткарского района

МАУ ДО “Центр детского творчества города Аткарска .

МАОУ Гимназия № 1

МАОУ Гимназия №2 г.Балаково

МАОУ “ООШ № 10” г. Балаково

МАОУ СОШ №13 г. Балаково

МАОУ “ООШ с. Еланка”

МАУДО ЦДО г. Балаково

МБУДО Центр “Созвездие” г. Балашов

МОУ “СОШ с. Черкасское”

МОУ “СОШ с. Терса”

МОУ “СОШ №11” г. Вольск

ГАПОУ СО “Вольский педагогический колледж им. Ф.И.

МУДО ВМР «ЦДО «Радуга»

МОУ “СОШ с. Воскресенское”

МОУ «СОШ с. Синодское»

МОУ “ООШ с. Верхазовка”

МОУ “СОШ п. Первомайский”

МОУ “СОШ с. Демьяс”

МУДО «Дом детского творчества»

МОУ “СОШ им. Г.И. Марчука р.п. Духовницкое”

МОУ “СОШ имени Н.В. Грибанова с. Брыковка”

МОУ СОШ с. Андреевка

МБОУ “Дом детского творчества”

МОУ “СОШ с. Ивантеевка”

МУ ДО “Дом детского творчества”

МБУ ДО «Детско-юношеская спортивная школа г. Калин.

МБОУ «СОШ с.Симоновка Калининского района Саратовс.

МБУ ДО «Дом детского творчества г. Калининска Сара.

МБОУ «СОШ с. Колокольцовка»

МБОУ “СОШ с. Озерки”

МБОУ «СОШ с.Симоновка»

МБОУ “СОШ № 11 с. Золотое”

МБУДО “ЦТОТД и М г.Красноармейска”

МОУ “СОШ с.Логиновка”

МОУ – СОШ с. Лебедевка

МУ ДО “Районный Дом детского творчества р.п. Горный “

МБОУ “СОШ № 2 р.п. Лысые Горы”

МОУ “СОШ № 1 р.п. Лысые Горы”

МБОУ “СОШ с. Широкий Карамыш”

МБОУ “СОШ с. Большая Рельня”

МБУ ДО “ЦДОД” р.п. Лысые Горы

МБОУ “ООШ с. Юнгеровка”

МБОУ “СОШ с. Двоенки”

МБОУ “СОШ с. Атаевка”

МБОУ “СОШ с. Бутырки”

МБОУ “СОШ п. Яблочный”

МБОУ “СОШ п. Октябрьский”

МБОУ “СОШ с. Невежкино”

МОУ СОШ с. Подлесное

МОУ “СОШ с. Павловка”

МОУ “СОШ с. Кировское”

МБОУ-СОШ №6 г. Маркса

МОУ – СОШ п. Осиновский

МОУ “СОШ c. Липовка”

МОУ – СОШ с. Баскатовка

МОУ – Лицей г. Маркса

МОУ “СОШ № 4” г. Маркса

Читайте также:
Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

МОУ СОШ с. Звонаревка

МОУ-СОШ с Орловское

МУ ДО – Центр внешкольной работы

МОУ «СОШ п. Динамовский

МОУ «СОШ с. Гремячка”

МУ ДО “ДДТ г. Новоузенска”

МОУ «СОШ р.п. Озинки»

Метапредметный курс “Биология + Химия”

МОУ “СОШ п. Сланцевый рудник”

МОУ “Школа с. Новочерниговка”

МБУДО «Дом детского творчества р.п. Озинки»

МБОУ “СОШ с. Н. Покровка”

МБОУ “СОШ с.Натальин Яр”

МБОУ «СОШ с.Грачев Куст»

МБОУ “СОШ имени М.М. Рудченко”

МБУ ДО “Детско-юношеский центр” г. Петровск

МБУДО «Детско-юношеская спортивная школа имени Т.В.

МБУДО “ДОООЦ “ДЕЛЬФИН” г. Петровск

МУ ДО «Дом детского творчества»

МОУ «СОШ №14 г. Пугачёва им. П.А.Столыпина»

МОУ СОШ с. Старая Порубёжка

МОУ “СОШ с. Заволжский”

МОУ “СОШ №2 г. Пугачева”

МОУ “СОШ № 13 г. Пугачева Саратовской области имен.

МБУ ДО “Центр развития творчества детей и юношеств.

МБОУ “СОШ с. Скатовка”

МБУ ДО «Дом детского творчества р.п.Ровное»

МОУ«СОШ с. Багаевка им. Н.В. Котлова»

МОУ «СОШ с.Березина Речка»

МОУ «СОШ п. Дубки»

МОУ «СОШ с. Синенькие»

МОУ «СОШ р.п. Соколовый»

МОУ «СОШ с.Усть-Курдюм»

МУ ДО «ЦДТ р.п. Самойловка»

МБОУ “СОШ №1” р.п. Степное

МБОУ-ООШ с. Розовое

МБОУ “СОШ р.п. Пушкино”

МБУ ДО-РДДиЮ Советского района.

МОУ “СОШ с. Сторожевка”

МОУ “СОШ с. Мизино-Лапшиновка

МОУ “СОШ с. Ягодная Поляна”

МОУ “Татищевский лицей”

МОУ “СОШ с. Вязовка”

МОУ «СОШ с. Октябрьский Городок»;

МОУ “СОШ п. Садовый”

МОУ “СОШ с. Идолга”

МОУ СОШ № 1 г. Хвалынска

МОУ ДО “ДДТ “Хвалынский”

Звуковая культура речи

Трудовое обучение(технический труд)

МОУ “СОШ с. Апалиха

Информатика, физика, астрономия

МОУ “СОШ №30 им. П. М. Коваленко”

МАУ ДО “Дворец творчества детей и молодежи”

МОУ «СОШ п. Пробуждение»

МБОУ «СОШ с. Генеральское»

МОУ “СОШ “Патриот” с кадетскими классами”

МОУ «СОШ с.Заветное»

МОУ “ООШ с. Квасниковка”

МОУ «СОШ п. им. К Маркса»

МОУ «ООШ с. Ленинское»

МОУ «СОШ с.Широкополье»

МОУ «СОШ п.Бурный»

МОУ “СОШ с. Зеленый Дол”

МОУ «ООШ с. Титоренко»

МБОУ “СОШ с Красный Яр

ГАПОУ СО «Энгельсский политехникум»

МБОУ “СОШ с. Старицкое”

МОУ “СОШ п. Коминтерн”

МОУ “СОШ с. Липовка”

МОУ “СОШ с. Шумейка”

МОУ «СОШ с.Воскресенка»

МОУ “СОШ №12 г. Шиханы”

МУ ДО ЗАТО Светлый

МОУ СОШ №3 им. В.Н. Щеголева

МОУ «СОШ №2 им. В.А. Коновалова»

МБУ ДО «Дом детского творчества Балтайского района

Дистанционное обучение детей-инвалидов

Мероприятия для МЦДОДИ

Российские цифровые образовательные платформы

15-16.11.2021Семинар “Дистанционные формы обучения.

Семинар 7 октября 2021

Семинар 18,19 декабря 2020

Курсы для преподавателей

Образовательная сессия 18-20.11.2020

Семинар 20 августа 2020

МКУДО “ЦВР” Саратов

МАУДО «ЦДТ» Кировский район

МБУ ДО “ДДТ г. Калининск”

МОУ «СОШ с. Клещевка»

МОУ СОШ п. Возрождение

МУ ДО “Дом пионеров и школьников” Романовка

МБУ ДО “ЦРТДЮ” г. Пугачев

МУДО ЦДТ “Светлячок” г. Ртищево

МОУ ООШ с. Поповка

Семинар 19-20 марта 2020

Семинар для СПО (Базарный Карабулак)

Семинар 18, 20 декабря 2019 года

Семинар «Разработка дистанционного курса в СДО Moo.

Дополнительное образование 23.09.2019

Семинар 27 марта 2019 года

Региональный Краеведческий марафон “Саратовская кр.

Областной конкурс видео и дистанционных курсов “До.

Консультационный центр конкурса “Доступное образо.

Виртуальный исторический класс

Методическое объединение дистанционных педагогов

Химические свойства оснований – примеры реакций с веществами

Соединения, с точки зрения распада на ионы, являются электролитами, химические свойства оснований проявляются при растворении в воде, иногда для этого требуется повышенная температура. В результате высвобождаются катионы металлов и ионы гидроксидов ОН – .

Общее понятие

Основания выступают в форме электролитов, в их растворах не содержатся анионы с отрицательным зарядом, исключение составляют гидрид ионы. Основания называются с употреблением слова гидроксид, к которому в родительном падеже добавляется название металла. Например, гидроксид кальция (Cа (ОН) 2). Ориентиром для некоторых оснований являются старые наименования, например, субстанция натрия называется едким натром.

Читайте также:
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Гидроксид натрия, едкий натр, каустическая сода, натриевая щелочь — так именуется одна и та же субстанция, которая обозначается общей химической формулой Na OH.

Гидрат натрия безводный представляет собой кристаллический порошок белого цвета, при растворении его получается прозрачная жидкость, внешне ничем не отличающаяся от воды.

Если в составе вещества есть гидроксильные группы, которые отсоединяются в виде отдельных атомов при реагировании с другими субстанциями, то такое соединение относится к группе оснований. Множество таких сочетаний содержат гидроксиды с присоединенными к ним атомами различных металлов.

Список примеров гидроксидов:

  • натрия NaOH;
  • калия КОН;
  • железа Fe (OH)3.

Гидроксильные группы являются одновалентными, поэтому легко обозначаются формулами в зависимости от способности металлов образовывать различные химические связи.

При этом к символической записи металла приписывается число групп, которое является эквивалентным валентности вещества. Большая часть основных элементов относится к ионным сочетаниям.

Основные классификации

Основания подразделяются по нескольким признакам. В зависимости от степени разведения в водной среде они бывают растворимыми, практически нерастворимыми и другими.

Примером растворимых субстанций служат гидроксиды лития, натрия, калия, бария, стронция, рубидия и другие соединения. Не растворяются в водной среде при обычных условиях элементы Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Mg (OH) 2, Be (OH) 2. К другим видам можно отнести гидрат аммиака NН3Н2О.

По числу содержания функциональных групп в молекулах гидроксидов:

  • однокислотные (NaOH);
  • двукислотные, например, Cu (OH) 2;
  • трехкислотные Fe (OH)3.

Выделяют летучие вещества, например, аммиак, метиламин и нелетучие соединения (нерастворимые основания и щелочи) в зависимости от способности субстанции переходить в газообразное состояние. Гидроксиды делятся на стабильные (бария, натрия) и нестабильные группы (гидраты аммония) по способности работать в равновесии без изменения своей структуры. Выделяются категории с содержанием кислорода, например, гидроксиды стронция и калия, а также бескислородные группы (амины, аммиак).

По типу связей выделяют виды:

  • неорганические соединения с включением нескольких серий ОН, иногда содержится одна функциональная группа;
  • органические основания представляют гидраты, которые принимают в состав протоны в форме амидинов, аминов и иных сочетаний.

По виду химического реагирования выделяют основные и амфотерные вещества.

Первые проявляют главные характеристики гидратов, вторые субстанции дополнительно еще и кислотные особенности.

Подразделение на нерастворимые и растворимые категории почти всегда совпадает с классификацией слабых и сильных оснований.

Иногда линия аналога проводится между этим делением и разбивкой на металлические гидроксиды и переходные элементы.

Исключается из классификации литий, гидроксид которого отлично растворяется в водном растворе, но представляет собой слабое основание. Сильные элементы легко избавляются от гидроксильных групп, а слабые удерживают функциональные фракции.

Подразделение по силе

Различаются разновидности оснований по степени распада вещества и образования электролитов. Выделяются сильные субстанции (в основном щелочи с показателем a, превышающим 30%) и слабые нерастворимые соединения, у которых индекс a показывает меньше 30%.

Сила гидроксидов выражается в способности отделять протоны от кислотных элементов.

Для характеристики используется константа равновесия при реагировании между кислотами и основаниями, при этом вода используется в качестве реактивной среды.

Увеличение значения константы говорит о прибавлении силы гидроксида, т. е. вещество легко распадается на протоны и другие частицы.

Примеры оснований в зависимости от значения константы:

  • к сильным субстанциям относится едкий натр, едкий калий, гашеная известь, гидроксид лития и бария;
  • слабые вещества представлены гидроксидами магния, цинка, железа (II и III), аммония, других металлов.

Гидроксид кальция трудно растворяется, но к сильным основаниям (щелочам) относится та его составляющая, которая легко реагирует с водой. Показатель силы требуется для характеристики при взаимодействии оснований с кислотами, особенно слабого типа. Сильные вещества всегда реагируют с любыми видами кислот, при этом мощность последних может быть различной.

Примеры уравнений двух видов реакции:

  1. 2 NH 4 OH + H 2 S = (NH 4) 2 S +2 H 2 O — слабое основание и кислота при реагировании дают едва ощутимую реакцию с малым числом продуктов.
  2. 2 Na OH + H 2 S = Na 2 S +2 H 2 O — сильное основное вещество при реакции со слабой кислотой выделяет большее количество компонентов.
Читайте также:
Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

При повышении температуры проявляются типичные реакции оснований, происходит разложение на базовые оксиды и воду. Щелочные растворы окрашивают индикаторы в зависимости от их вида. Фенолфталеин получает малиновый оттенок, лакмус реагирует синим цветом, а метил оранжевый становится желтым.

Химические характеристики

Выделяются субстанции, в которых функциональные группы соединяются с катионами, но не спешат взаимодействовать с металлами. Подобное вещество называется гидратом аммония с формулой NH 4 OH. Субстанция получается в результате реакции соединения аммиака и воды, при этом первый полностью растворяется в жидкости: NH 3 + H 2 О= NH 4 O Н.

Основные оксиды, получение которых происходит после реакции со щелочноземельными и щелочными металлами, вступают во взаимодействие с водной средой. В результате образуется щелочь. Например, при контакте оксида кальция с водой получается гидроксид кальция.

Основные оксиды вступают в реакцию с кислотой, в результате появляются два вещества — вода и соль.

Примером служит реакция оксида меди и серной кислоты, итогом служит получение воды и медного сульфата.

Взаимное действие с амфотерными оксидами:

  • при плавлении Na OH + Al (OH) 3 = Na Al O 2 +2Н 2 О;
  • при действии раствора 2 NaOH + Al 2 O 3 =3 H 2 O +2 Na (Al (ОН) 4).

Основные оксидные группы реагируют с представителями других классов, при этом выделяется соль. Примером служит взаимодействие магниевого оксида с углекислотой с последующим выделением магния карбоната.

Взаимодействие гидроксильных соединений и кислот

Такие реакции входят в совокупность химико-физической теории фундаментального характера и описывают свойства и природу основных веществ и кислот. Эти субстанции представляют два класса веществ, которые вступают в обоюдную реакцию. В свете теории результаты реакции являются предсказуемыми, предвидится появление конечных продуктов после реагирования. Между различными теориями существуют противоречия, которые используют непохожие определения силы кислотных соединений и основных элементов.

Правила предсказания результата реакции отличаются из-за несоответствия критериев оценки реагирующих веществ. Но все существующие теории имеют применение в различных областях народного хозяйствования. Основные и кислотные реакции являются распространенными в природных условиях и широко используются в производстве и научной деятельности. Изначальное представление о кислотах и основных субстанциях главенствуют во всех химических и физических опытах.

Реакция нейтрализации выражается следующими формулами при взаимодействии кислотных элементов и основных веществ:

  1. 2КОН+Н 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2Н 2 О (химические свойства растворимых оснований).
  2. Mg (OH) 2 +2 H Cl = Mg Cl +2Н 2 О (свойства нерастворимых веществ).

Кислоты представляют собой вещества, которые выделяют в водной среде гидратированные и положительно заряженные катионы водорода, ионы гидроксония и кислотные анионы остатка. Вещества с основными свойствами представляются субстанциями, которые подвергаются диссоциации в воде с получением положительных ионов металлов, анионов или аммония, и выделением гидроксильных анионов ОН – .

Они относятся к группе элементов, распадающихся на анионы остатка или металлические катионы.

При реагировании основных веществ и кислот образуется остаток в виде соли и выделяется вода. На основе современной теории взаимодействия разрабатывается химия неводных и водных электролитических растворов, pH—метрия в безводных средах, кислотно-основных гетерогенных анализов, базового представления кислотных функций и других.

Щелочные растворы

Щелочные растворы на ощупь скользкие и при соприкосновении с кожей разъедают ее.

Они разрушают бумагу, ткань, опасны для человека при попадании в глаза, поэтому используют защитные средства. При попадании щелочи на поверхность тела участок промывают водой, затем обрабатывают слабым раствором уксуса. Этот метод основывается на известном реагировании типа нейтрализации: Na OH + разбавленная уксусная кислота= вода + соль.

Примеры формул для обозначения получения щелочных элементов:

  1. Для записи реакции воды с активным металлом — 2 Na +2 H 2 O =2 Na OH + H 2; 2 H 2 O + Ca = Ca (OH) 2 + H 2; 2 H 2 O + Mg = Mg (OH) 2 + H 2.
  2. При обозначении реагирования основных оксидов с водной средой (только щелочноземельные и щелочные металлы) — Na 2 O + H 2 O = 2 Na OH; H 2 O + Ca O = C а (OH) 2.
  3. Для изложения промышленного производства щелочи (электролиза соляного раствора) — 4Н 2 О 2 Na OH + 2 Na Cl +С l 2+2 H 2.
  4. При записи реакции соляного раствора со щелочами (единственный вариант получения из нерастворимых веществ) — Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = Ba SO 2 +2 Na; OH 2 Na OH + Mg SO 4 = Na 2 SO 4 + Mg (OH) 2.

Небольшая часть веществ с основными свойствами относится к щелочам. К ним причисляют сильные гидроксиды калия, натрия, лития, кальция, бария.

Другие субстанции плохо растворяются водой, поэтому не считаются щелочами. Соляные кислоты отщепляют водородные атомы, а вещества с основными свойствами отделяют гидроксильные сочетания. Для реакции нейтрализации годятся любые неметаллы и элементы с проявлением основных свойств, а не только щелочные и щелочноземельные металлы.

Читайте также:
Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни

Нерастворимые элементы

Веществ с такими свойствами наблюдается в таблице Д. И. Менделеева много. Большинство из них не реагируют с водной средой в обычных условиях.

Оксиды нерастворимых металлов сначала высушиваются, а затем подвергаются нагреванию. Субстанция при термической обработке разлагается на воду и оксид металла.

Гидрат медного оксида представляет собой творожистую субстанцию с голубоватым оттенком, которая не подвергается растворению и не меняет цвет индикатора. При нагревании вещество расщепляется и раствор чернеет, что говорит о появлении оксида меди с выделением воды: Cu (OH) 2 = H 2 O + Cu O.

Гидрофильный оксид железа относится к группе веществ, которые проявляют основные свойства. Гидроксид железа, который появляется в результате реакции окисления, не отличается валентностью III степени и не растворяется в водном растворе. Этот элемент относится к нестойким категориям веществ. При добавлении щелочи выпадает осадок зеленого цвета, который быстро становится темным и изменяется в железистый осадок.

Гидрат оксида железа отличается амфотерными характеристиками, но проявляет кислотные свойства, которые едва выражены. Получается гидрат железа в результате реакции обмена щелочью и солью этого металла. Обратное соединение воды с окисью железа не происходит. Аналогичными особенностями обладает гидрат алюминиевой и цинковой окиси. Общим химическим свойством нерастворимых оснований является распад на воду и оксид металла.

§ 3.3. Основания

Сайт: Профильное обучение
Курс: Химия. 11 класс
Книга: § 3.3. Основания
Напечатано:: Гость
Дата: Понедельник, 15 Ноябрь 2021, 11:32

Оглавление

  • Основания
  • Номенклатура и классификация оснований
  • Химические свойства и получение щелочей
  • Химические свойства и получение нерастворимых оснований
  • Химические свойства и получение амфотерных гидроксидов (на примере гидроксидов цинка и алюминия)
  • Выводы
  • Вопросы, задания, задачи
  • Самоконтроль

Основаниясложные вещества, состоящие из атомов металлов и гидроксогрупп ОН.

Гидрат аммиака NH3 ∙ H2O также относится к основаниям, поскольку в водных растворах аммиака присутствуют гидроксид-анионы ОН − .

Номенклатура и классификация оснований

Названия оснований состоят из слова «гидроксид» и названия металла с указанием его степени окисления в случае, если она переменная: NaOH — гидроксид натрия, Fe(OH)2 — гидроксид железа(II).

В основе классификации оснований лежат различные признаки.

1. Число групп ОН. По числу групп ОН, приходящихся на один атом металла, различают однокислотные (NaOH, KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2) основания.

2. Растворимость в воде. Неорганические основания — твёрдые вещества, за исключением гидрата аммиака NH3 ∙ H2O (рис. 6.3.). По растворимости твёрдые основания делят на растворимые (щёлочи) и нерастворимые. К щелочам относятся основания, которые образованы металлами IA-группы (LiOH, NaOH и другие) и щёлочноземельными металлами (Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2). Сведения о растворимости оснований в воде приведены в «Таблице растворимости кислот, оснований, солей» (см. форзац учебника).

3. Сила электролита. Изучив химию в 9-м классе, вы уже знаете, что по способности диссоциировать на ионы в растворах различают сильные и слабые электролиты. Основания диссоциируют на ионы металлов (или аммония ) и гидроксильные группы ОН − . Все щёлочи являются сильными электролитами. К сильным электролитам относится даже малорастворимый Ca(OH) 2 .

Читайте также:
Углеводороды предельные и непредельные: метан, этан, этилен, ацетилен

Слабые электролиты — все нерастворимые основания, например, Mg(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3 и растворимый NH3 ∙ H2O . Слабыми электролитами являются гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами: Zn(OH)2, Be(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3).

Химические свойства и получение щелочей

К общим химическим свойствам щелочей относят их действие на индикаторы и образование солей в реакциях с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и рядом солей. Кроме того, некоторые щёлочи могут разлагаться при нагревании.

Общие химические свойства щелочей обусловлены наличием иона OH – в их водных растворах: KOH → K + + OH – , Сa(OH)2 → Сa 2+ + 2OH – .

В качестве примеров приведём следующие реакции:

NaOH + HCl = NaCl + H2O (реакция нейтрализации);

2) с кислотными и амфотерными оксидами:

3) с амфотерными гидроксидами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl (реакция обмена);

5) разложение некоторых щелочей при нагревании:

Щёлочи чаще всего получают следующими способами:

1) взаимодействием активных (щелочных и щёлочноземельных) металлов с водой:

2) взаимодействием оксидов щелочных и щёлочноземельных металлов с водой:

3) электролизом водных растворов солей, с которым вы познакомитесь, изучая материал § 45.1.

Химические свойства и получение нерастворимых оснований

Отметим два важнейших химических свойства нерастворимых оснований:

1) при нагревании разлагаются на оксид и воду:

2) взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Для получения нерастворимых оснований на растворы солей металлов действуют растворами щелочей:

Химические свойства и получение амфотерных гидроксидов (на примере гидроксидов цинка и алюминия)

Некоторые нерастворимые гидроксиды металлов вступают в реакции не только с кислотами, но и со щелочами. Такие гидроксиды называют амфотерными. К ним относятся Al(OH)3, Сr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2 и другие. Реагируя с кислотами, они проявляют свойства оснований (1), а при взаимодействии со щелочами — свойства кислот (2):

Амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании, образуя амфотерные оксиды и воду:

Амфотерные гидроксиды получают, добавляя раствор щёлочи к раствору соли:

При этом необходим избыток соли, так как в избытке щёлочи образующийся амфотерный гидроксид растворяется.

Следует отметить, что амфотерность проявляют также и органические соединения — аминокислоты, белки.

Основания — сложные вещества, состоящие из атомов металлов и гидроксогрупп ОН. Гидрат аммиака NH3 ∙ H2O тоже является основанием.

Щёлочи — растворимые в воде основания; это сильные электролиты, при их диссоциации в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Общие свойства щелочей — их действие на индикаторы и образование солей в реакциях с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и солями.

Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, при нагревании разлагаются на оксид и воду.

Амфотерные основания нерастворимы в воде, взаимодействуют с кислотами и растворами щелочей.

Щёлочи получают электролизом водных растворов солей, а также взаимодействием щелочных и щёлочноземельных металлов и их оксидов с водой.

Нерастворимые в воде основания получают действием щелочей на растворы солей металлов.

Вопросы, задания, задачи

1. Назовите основания: КОН, Са(ОН)2, Сu(OH)2, Ni(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3. Какие из них относятся к нерастворимым, малорастворимым, растворимым?

2. Приведите пример уравнения реакции взаимодействия щёлочи с амфотерным гидроксидом в:

  • а) растворе;
  • б) расплаве.

3. Докажите, что гидрат аммиака NH3 H2O относится к основаниям.

4. Перечислите химические свойства:

  • а) щелочей;
  • б) нерастворимых оснований;
  • в) амфотерных гидроксидов.

5. Составьте уравнения реакций между гидроксидом натрия и веществами, формулы которых СО2, Н2SO3, FeSO4, Mg(NO3)2. Назовите образовавшиеся соли.

6. Выберите реагент (или реагенты) для осуществления следующих превращений.

Превращение Реагенты
а) K → KОН;
б) CuCl2 → Cu(OH)2;
в) Fe2O3 → Fe(OH)3;
г) BaO → Ba(OH)2
1) Mg(OH)2;
2) NaOH;
3) NaCl;
4) HCl;
5) H2O

7. Составьте уравнения диссоциации веществ Zn(OH)Cl и LiOH. Какое из них не относится к щелочам? Почему?

8. Составьте уравнения реакций согласно схеме:

9. Укажите окраску лакмуса в растворе, полученном при добавлении к раствору, содержащему гидроксид натрия массой 10 г, раствора, содержащего серную кислоту такой же массы.

Читайте также:
Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству веществ, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции

10. К раствору гидроксида натрия массой 150 г с массовой долей щёлочи 3 % добавили натрий массой 2,3 г. Определите массовую долю вещества в конечном растворе (с точностью до четырёх значащих цифр).

Самоконтроль

1. Щелочами являются:

2. Гидроксид цинка при взаимодействии со щёлочью может образовать:

3. Гидроксид натрия реагирует с:

  • а) СuCl2;
  • б) KCl;
  • в) Zn(OH)2;
  • г) SO2.

4. Получить Fe(OH)3 можно взаимодействием:

5. Действием воды можно осуществить превращение:

Химические свойства оснований

Общие свойства оснований

Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Общая формула оснований Ме(ОН) n . Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН – .

Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания . Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов О Н – , образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион О Н – ; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона О Н – ; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH)2 ), трехкислотные ( Fe(OH) 3) и четырехкислотные ( Th(OH) 4). Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1).

Таблица 1 – Амфотерные гидроксиды

Физические свойства. Основания – твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

Химические свойства оснований

1) Диссоциация: КОН + n Н2О К + × m Н2О + ОН – × d Н2О или сокращенно: КОН К + + ОН – .

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)2 диссоциирует по двум ступеням:

Fe(OH)2 FeOH + + OH – (1 ступень) ;

FeOH + Fe 2+ + OH – (2 ступень).

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

индикатор + ОН – (щелочь) окрашенное соединение.

3 ) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)2 , у которого t разл достаточно высока ( примерно 1000 ° C ).

Zn(OH)2 ZnO + H2O .

Таблица 2 – Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид t разл , ° C Гидроксид t разл , ° C Гидроксид t разл , ° C
LiOH 925 Cd(OH)2 130 Au(OH) 3 150
Be(OH)2 130 Pb(OH)2 145 Al (OH) 3 >300
Ca(OH)2 580 Fe(OH)2 150 Fe(OH) 3 500
Sr(OH)2 535 Zn (OH)2 125 Bi (OH) 3 100
Ba(OH)2 1000 Ni (OH)2 230 In (OH) 3 150

4 ) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn ):

В растворе: 2 Al + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ­

При сплавлении: 2 Al + 2NaOH + 2 H2O 2NaAl О2 + 3H2 ­ .

5 ) Взаимодействие щелочей с неметаллами:

6 NaOH + 3Cl2 5Na Cl + NaClO3 + 3H2O .

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na2ZnO 2 + H2O .

7) Взаимодействие оснований с кислотами:

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1):

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO 2 + 2H2O .

9 ) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание :

Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

1) Взаимодействием оксида металла с водой:

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

3 ) Электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H2O H2 ­ + 2NaOH + Cl2 ­.

4 ) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль .

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

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