Підстави, амфотерні гідроксиди

Підстави - це складні речовини, що складаються з атомів металу та однієї або кількох гідроксогруп (-OH). Загальна формула Me + y (OH) y , де - число гідроксогруп, рівне ступеня окислення металу Me. У таблиці представлено класифікацію підстав.

Властивості лугів гідроксидів лужних та лужноземельних металів

1. Водні розчини лугів милі на дотик, змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу – у синій колір, фенолфталеїну – у малиновий.

2. Водні розчини дисоціюють:

3. Взаємодіють із кислотами, вступаючи у реакцію обміну:

Багатокислотні основи можуть давати середні та основні солі:

4. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи середні та кислі солі залежно від основності кислоти, що відповідає цьому оксиду:

5. Взаємодіють з амфотерними оксидами та гідроксидами:

а) сплавлення:

б) у розчинах:

6. Взаємодіють із розчинними у воді солями, якщо утворюється осад або газ:

Нерозчинні основи (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 та ін.) взаємодіють з кислотами та розкладаються при нагріванні:

Амфотерні гідроксиди

Амфотерними називають сполуки, які в залежності від умов можуть бути як донорами катіонів водню та виявляти кислотні властивості, так і їх акцепторами, тобто виявляти основні властивості.

Хімічні властивості амфотерних сполук

1. Взаємодіючи із сильними кислотами, вони виявляють основні властивості:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаємодіючи з лугами - сильними основами, вони виявляють кислотні властивості:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексна сіль)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексна сіль)

Комплексними називають сполуки, у яких хоча б один ковалентний зв'язок утворився за донорно-акцепторним механізмом.

Загальний метод отримання основ базується на реакціях обміну, за допомогою яких можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи.

CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

До 2 СО 3 + (ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад:

АlСl 3 + 4КОН = К [Аl(ОН) 4] + 3КСl

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні гідроксиди не розчиняються:

АlСl 3 + 3NH 3 + ДТ 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Гідроксиди срібла і ртуті настільки легко розкладаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3

У промисловості луги зазвичай одержують електроліз водних розчинів хлоридів.

2NaCl + 2Н 2 Про → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Луги можна також одержати взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів із водою.

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2

Кислоти

Кислотами називаються складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися на атоми металу, та кислотних залишків. За звичайних умов кислоти можуть бути твердими (фосфорна H 3 PO 4 ; кремнієва H 2 SiO 3) та рідкими (у чистому вигляді рідиною буде сірчана кислота H 2 SO 4).

Такі гази, як хлороводень HCl, бромоводень HBr, сірководень H 2 S у водних розчинах утворюють відповідні кислоти. Числом іонів водню, що утворюються кожною молекулою кислоти при дисоціації, визначається заряд кислотного залишку (аніону) та основність кислоти.

Згідно протолітичної теорії кислот та основ,запропонованої одночасно датським хіміком Бренстедом та англійським хіміком Лоурі, кислотою називають речовину, відщеплюючепри даній реакції протони,а основою- речовина, здатна приймати протони.

кислота → основа + Н +

На основі таких уявлень зрозумілі основні властивості аміаку,який завдяки наявності неподіленої електронної пари при атомі азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи іон амонію у вигляді донорноакцепторного зв'язку.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3

кислота основа кислота основа

Більш загальне визначення кислот та основзапропонував американський хімік Г. Льюїс. Він припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім не обов'язково відбуваються з перенесенням для тону.У визначенні кислот та основ за Льюїсом основна роль у хімічних реакціях відводиться електронних пар.

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.

Так, наприклад, фторид алюмінію AlF 3 - це кислота, оскільки він здатний приймати електронну пару при взаємодії з аміаком.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають основами Льюїса (аміак - основа).

Визначення Льюїса охоплює всі кислотно-основні процеси, що розглядалися раніше запропонованими теоріями. У таблиці зіставлені визначення кислот та основ, що використовуються в даний час.

Номенклатура кислот

Оскільки існують різні визначення кислот, їхня класифікація та номенклатура досить умовні.

За кількістю атомів водню, здатних до відщеплення у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні(наприклад, HF, HNO 2), двоосновні(H 2 CO 3 , H 2 SO 4) та триосновні(Н 3 Р0 4).

За складом кислоти ділять на безкисневі(НСl, H 2 S) та кисневмісні(НСlO 4 , HNO 3).

Зазвичай назви кисневмісних кислотвиробляються від назви неметалу з додаванням закінчень, -ва,якщо ступінь окислення неметалу дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окиснення суфікси змінюються (у порядку зменшення ступеня окиснення металу): -овата, іста, -оватиста:

Якщо розглянути полярність зв'язку водень-неметал в межах періоду, можна пов'язати полярність цього зв'язку з положенням елемента в Періодичній системі. Від атомів металів, що легко втрачають валентні електрони, атоми водню приймають ці електрони, утворюючи стійку двоелектронну оболонку типу оболонки атома гелію, і дають іонні гідриди металів.

У водневих сполуках елементів III-IV груп періодичної системи бору, алюмінію, вуглецю, кремнію утворюють ковалентні, слабополярні зв'язки з атомами водню, не схильні до дисоціації. Для елементів V-VII груп Періодичної системи в межах періоду полярність зв'язку неметалл-водень збільшується із зарядом атома, але розподіл зарядів у диполі, що виникає, інше, ніж у водневих сполуках елементів, схильних віддавати електрони. Атоми неметалів, які мають для завершення електронної оболонки необхідно кілька електронів, відтягують себе (поляризують) пару електронів зв'язку тим більше, що більше заряд ядра. Тому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF або SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl зв'язки з атомами водню, залишаючись ковалентними, набувають більш полярного характеру, а атом водню в диполі зв'язку елемент-водень стає більш електропозитивним. Якщо полярні молекули опиняються у полярному розчиннику, може відбуватися процес електролітичної дисоціації.

Обговоримо поведінку кисневмісних кислот у водних розчинах. У цих кислот є зв'язок Н-О-Е та, природно, на полярність зв'язку Н-О впливає зв'язок О-Е. Тому ці кислоти дисоціюють, зазвичай, легше, ніж вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На кількох прикладах розглянемо властивості кисневмісних кислот,утворених елементами, які здатні виявляти різний ступінь окислення. Відомо що хлорноваста кислотаНСlO дуже слабка,хлориста кислота НСlO 2 також слабка,але сильніше хлорнуватистої, хлорнувата кислота НСlO 3 сильна.Хлорна кислота НСlO 4 - одна з найсильнішихнеорганічних кислот.

Для дисоціації за кислотним типом (з відщепленням іона Н) необхідний розрив зв'язку О-Н. Як можна пояснити зменшення міцності цього зв'язку в ряді НСlO-НСlO2-НСlO3-НСClO4? У цьому ряду збільшується кількість атомів кисню, пов'язаних із центральним атомом хлору. Щоразу, коли утворюється новий зв'язок кисню з хлором, від атома хлору, отже, і від одинарного зв'язку О-Cl відтягується електронна щільність. В результаті електронна щільність частково уникає і зв'язку О-Н, який через це послаблюється.

Така закономірність - посилення кислотних властивостей з зростанням ступеня окиснення центрального атома - характерна як для хлору, але й інших елементів.Наприклад, азотна кислота HNO 3 , в якій ступінь окислення азоту +5, сильніша, ніж азотиста кислота HNO 2 (ступінь окислення азоту +3); сірчана кислота H 2 SO 4 (S +6) сильніша, ніж сірчиста кислота H 2 SO 3 (S +4).

Отримання кислот

1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем.

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Деякі кисневмісні кислоти можуть бути отримані взаємодією кислотних оксидів із водою.

3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати щодо реакцій обмінуміж солями та іншими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4(кінець) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Деякі кислоти можуть бути отримані за допомогою окисно-відновних реакцій

Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ДТ 3 РO 4 + 5NO 2

Кислий смак, дія на індикатори, електрична провідність, взаємодія з металами, основними та амфотерними оксидами, основами та солями, утворення складних ефірів зі спиртами – ці властивості є загальними для неорганічних та органічних кислот.

можна розділити на два типи реакцій:

1) загальнідля кислотреакції пов'язані з утворенням у водних розчинах іона гідроксонію Н 3 O +;

2) специфічні(т. е. характерні) реакції конкретні кислоти.

Іон водню може вступати в окислювачно-відновлювальніреакції, відновлюючись до водню, а також у реакції сполукиз негативно зарядженими або нейтральними частинками, що мають неподілені пари електронів, тобто кислотно-основні реакції.

До загальних властивостей кислот відносяться реакції кислот з металами, що стоять в ряду напруги до водню, наприклад:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

До кислотно-основних реакцій відносяться реакції з основними оксидами та основами, а також із середніми, основними, а іноді і кислими солями.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому кожному наступному щаблі дисоціація проходить важче, тому при надлишку кислоти найчастіше утворюються кислі солі, а чи не середні.

Са 3 (РО 4) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O

На перший погляд, може здатися дивним утворення кислих солей. одноосновнийфтороводородною (плавиковою) кислотою. Однак цей факт можна пояснити. На відміну від інших галогеноводородних кислот плавикова кислота в розчинах частково полімеризована (завдяки утворенню водневих зв'язків) і в ній можуть бути різні частинки (HF) X , а саме H 2 F 2 , H 3 F 3 і т. д.

Частковий випадок кислотно-основної рівноваги - реакції кислот та основ з індикаторами, які змінюють своє забарвлення залежно від кислотності розчину. Індикатори використовуються в якісному аналізі для виявлення кислот та основу розчинах.

Найпоширеніші індикатори - лакмус(у нейтральноюсередовищі Фіолетовий колір,в кислий - червоний,в лужний - синій), метилоранж(у кислийсередовищі червоний,в нейтральною - помаранчевий,в лужний - жовтий), фенолфталеїн(у сильнолужнийсередовищі малиново-червоний,в нейтральною та кислою - безбарвний).

Специфічні властивостірізних кислот можуть бути двох типів: по-перше, реакції, що призводять до утворення нерозчинних солей,і, по-друге, окисно-відновні перетворення.Якщо реакції, пов'язані з наявністю у них іона Н + , загальні для всіх кислот (якісні реакції для виявлення кислот), специфічні реакції використовуються як якісні на окремі кислоти:

Ag + + Cl - = AgCl (білий осад)

2+ + SO 4 2- = BaSO 4(білий осад)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (жовтий осад)

Деякі специфічні реакції кислот обумовлені їх окислювально-відновними властивостями.

Безкисневі кислоти у водному розчині можуть лише окислюватися.

2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг

Кисень містять кислоти можуть окислюватися тільки в тому випадку, якщо центральний атом в них знаходиться в нижчому або проміжному ступені окислення, як, наприклад, в сірчистій кислоті:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl

Багато кисневмісних кислот, в яких центральний атом має максимальний ступінь окислення (S +6 , N +5 , Сг +6), виявляють властивості сильних окислювачів. Концентрована H2SO4 - сильний окислювач.

Сu + 2H 2 SO 4(кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Слід запам'ятати, що:

• Розчини кислот реагують з металами, що стоять в електрохімічному ряду напруг лівіше водню, за дотримання ряду умов, найважливішим з яких є утворення в результаті реакції розчинної солі. Взаємодія HNO 3 та Н 2 SO 4 (конц.) з металами протікає інакше.

Концентрована сірчана кислота на холоді пасивує алюміній, залізо, хром.

• У воді кислоти дисоціюють на катіони водню та аніони кислотних залишків, наприклад:

• Неорганічні та органічні кислоти взаємодіють з основними та амфотерними оксидами за умови, що утворюється розчинна сіль:

• І ті, й інші кислоти вступають у реакцію з основами. Багатоосновні кислоти можуть утворювати як середні, так і кислі солі (це реакції нейтралізації):

• Реакція між кислотами та солями йде тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ:

Взаємодія H 3 PO 4 з вапняком припиниться через утворення на поверхні останнього нерозчинного осаду Ca 3 (PO 4) 2 .

Особливості властивостей азотної HNO 3 і концентрованої сірчаної H 2 SO 4 (конц.) кислот обумовлені тим, що при їх взаємодії з простими речовинами (металами та неметалами) окислювачами виступатимуть не катіони H + , а нітрат-і сульфат-іони. Логічно очікувати, що в результаті таких реакцій утворюється не водень H 2 , а виходять інші речовини: обов'язково сіль і вода, а також один із продуктів відновлення нітрат- або сульфат-іонів залежно від концентрації кислот, положення металу в ряді напружень та умов реакції (температури, ступеня подрібненості металу тощо).

Ці особливості хімічної поведінки HNO 3 та H 2 SO 4 (конц.) наочно ілюструють тезу теорії хімічної будови про взаємний вплив атомів у молекулах речовин.

Часто плутають поняття леткість та стійкість (стабільність). Летучими називають кислоти, молекули яких легко переходять у газоподібний стан, тобто випаровуються. Наприклад, соляна кислота є летючою, але стійкою, стабільною кислотою. Про летючість нестабільних кислот не можна судити. Наприклад, нелетюча, нерозчинна кремнієва кислота розкладається на воду та SiO 2 . Водні розчини соляної, азотної, сірчаної, фосфорної та інших кислот не мають забарвлення. Водний розчин хромової кислоти H 2 CrO 4 має жовте забарвлення, марганцевої кислоти HMnO 4 - малинове.

Довідковий матеріал для проходження тестування:

таблиця Менделєєва

Таблиця розчинності

Після прочитання статті Ви зможете розділяти речовини на солі, кислоти та основи. У статті описано, що таке pH розчину, якими загальними властивостями володіють кислоти та основи.

Як метали і неметали, кислоти і основи - це розподіл речовин за подібними якостями. Перша теорія кислот та основ належала швейному вченому Арреніусу. Кислота по Аррениусу - це клас речовин, які у реакції з водою дисоціюють (розпадаються), утворюючи катіон водню H+. Підстави Арреніуса у водному розчині утворюють аніони OH-. Наступна теорія у 1923 році була запропонована вченими Бренстедом та Лоурі. Теорія Бренстеда-Лоурі визначає кислотами речовини, здатні реакції віддавати протон (протоном в реакціях називають катіон водню). Підстави, відповідно, - це речовини, здатні прийняти протон реакції. Актуальна на даний момент теорія – теорія Льюїса. Теорія Льюїса визначає кислоти як молекули або іони, здатні приймати електронні пари, тим самим формуючи аддукти Льюїса (аддукт - це з'єднання, що утворюється з'єднанням двох реагентів без утворення побічних продуктів).

У неорганічній хімії, як правило, під кислотою мають на увазі кислоту Бренстеда-Лоурі, тобто речовини, здатні віддати протон. Якщо мають на увазі визначення кислоти за Льюїсом, то в тексті таку кислоту називають кислотою Льюїса. Ці правила справедливі для кислот і основ.

Дисоціація

Дисоціація – це процес розпаду речовини на іони у розчинах чи розплавах. Наприклад, дисоціація соляної кислоти - це розпад HCl на H+ та Cl-.

Властивості кислот та основ

Підстави, як правило, мильні на дотик, кислоти, здебільшого, мають кислий смак.

При реакції основи з багатьма катіонами утворюється осад. При реакції кислоти з аніонами зазвичай виділяється газ.

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

Часто використовувані підстави:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 −, HSO 4 −, SO 4 2− , Cl −

Сильні та слабкі кислоти та основи

Сильні кислоти

Такі кислоти, які повністю дисоціюють у воді, виробляючи катіони водню H+ та аніони. Приклад сильної кислоти - соляна кислота HCl:

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

Приклади сильних кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 HClO 4

Список сильних кислот

• HCl - соляна кислота
• HBr - бромоводень
• HI - йодоводород
• HNO 3 - азотна кислота
• HClO 4 - хлорна кислота
• H 2 SO 4 - сірчана кислота

Слабкі кислоти

Розчиняються у воді лише частково, наприклад, HF:

HF (р-р) + H2O (ж) → H3O + (р-р) + F - (р-р) - у такій реакції більше 90% кислоти не дисоціює:
= < 0,01M для вещества 0,1М

Сильну і слабку кислоту можна розрізнити вимірюючи провідність розчинів: провідність залежить кількості іонів, що сильніше кислота тим більше дисоційована, тому що сильніше кислота то вище провідність.

Список слабких кислот

• HF фтороводородна
• H 3 PO 4 фосфорна
• H 2 SO 3 сірчиста
• H 2 S сірководнева
• H 2 CO 3 вугільна
• H 2 SiO 3 кремнієва

Сильні підстави

Сильні основи повністю дисоціюють у воді:

NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4

До сильних підстав відносяться гідроксиди металів першої (алкаліни, лужні метали) та другої (алкалінотеррени, лужноземельні метали) групи.

Список сильних підстав

• NaOH гідроксид натрію (їдкий натр)
• KOH гідроксид калію (їдке калі)
• LiOH гідроксид літію
• Ba(OH) 2 гідроксид барію
• Ca(OH) 2 гідроксид кальцію (гашене вапно)

Слабкі основи

У оборотній реакції у присутності води утворює іони OH - :

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

Більшість слабких підстав - це аніони:

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

Список слабких підстав

• Mg(OH) 2 гідроксид магнію
• Fe(OH) 2 гідроксид заліза (II)
• Zn(OH) 2 гідроксид цинку
• NH 4 OH гідроксид амонію
• Fe(OH) 3 гідроксид заліза (III)

Реакції кислот та основ

Сильна кислота та сильна основа

Така реакція називається нейтралізацією: при кількості реагентів достатньому для повної дисоціації кислоти та основи, результуючий розчин буде нейтральним.

Приклад:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O

Слабка основа та слабка кислота

Загальний вид реакції:
Слабка основа (р-р) + H 2 O ↔ Слабка кислота (р-р) + OH - (р-р)

Сильна основа та слабка кислота

Основа повністю дисоціює, кислота дисоціює частково, результуючий розчин має слабкі властивості основи:

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

Сильна кислота та слабка основа

Кислота повністю дисоціює, основа дисоціює не повністю:

Дисоціація води

Дисоціація – це розпад речовини на складові молекули. Властивості кислоти або основи залежать від рівноваги, яка є у воді:

H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH - (р-р)
K c = / 2
Константа рівноваги води при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 також має місце така рівність: = 10 -14 , що називається константою дисоціації води. Для чистої води = = 10 -7, звідки -lg = 7.0.

Ця величина (-lg) називається pH - потенціал водню. Якщо pH< 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH >7, та речовина має основні властивості.

Способи визначення pH

Інструментальний метод

Спеціальний прилад pH-метр - пристрій, що трансформує концентрацію протонів у розчині електричний сигнал.

Індикатори

Речовина, яка змінює колір у певному інтервалі значень pH в залежності від кислотності розчину, використовуючи кілька індикаторів, можна досягти досить точного результату.

Сіль

Сіль - це іонне з'єднання утворене катіоном відмінним від H + і аніоном відмінним від O 2- . У слабкому водяному розчині солі повністю дисоціюють.

Що б визначити кислотно-лужні властивості розчину солінеобхідно визначити, які іони присутні в розчині і розглянути їх властивості: нейтральні іони, утворені з сильних кислот і основ не впливають на pH: не віддають іони ні H + , ні OH - у воді. Наприклад, Cl-, NO-3, SO2-4, Li+, Na+, K+.

Аніони, утворені із слабких кислот, виявляють лужні властивості (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), катіонів із лужними властивостями не існує.

Усі катіони крім металів першої та другої групи мають кислотні властивості.

Буферний розчин

Розчини, які зберігають рівень pH при додаванні невеликої кількості сильної кислоти або сильної основи, в основному складаються з:

• Суміш слабкої кислоти, відповідної солі та слабкої основи
• Слабка основа, відповідна сіль та сильна кислота

Для підготовки буферного розчину певної кислотності необхідно змішати слабку кислоту або основу з відповідною сіллю, при цьому необхідно врахувати:

• Інтервал pH у якому буферний розчин буде ефективним
• Місткість розчину - кількість сильної кислоти або сильної основи, які можна додати не вплинувши на pH розчину
• Не повинно відбуватися небажаних реакцій, які можуть змінити розчин

Тест:

3. Гідроксиди

Серед багатоелементних сполук важливу групу складають гідроксиди. Деякі з них виявляють властивості основ (основні гідроксиди). NaOH , Ba (OH ) 2 тощо; інші виявляють властивості кислот (кислотні гідроксиди). HNO 3 , H 3 PO 4 та інші. Існують і амфотерні гідроксиди, здатні залежно від умов виявляти як властивості основ, так і властивості кислот. Zn (OH) 2, Al (OH) 3 і т.п.

3.1. Класифікація, отримання та властивості основ

Підставами (основними гідроксидами) з позиції теорії електролітичної дисоціації є речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням гідроксид-іонів ВІН - .

За сучасною номенклатурою їх прийнято називати гідроксидами елементів із зазначенням, якщо необхідно, валентності елемента (римськими цифрами у дужках): КОН – гідроксид калію, гідроксид натрію NaOH , гідроксид кальцію Ca (OH ) 2 , гідроксид хрому ( II) - Cr (OH ) 2 , гідроксид хрому ( III ) - Cr (OH ) 3 .

Гідроксиди металів прийнято ділити на дві групи: розчинні у воді(утворені лужними та лужноземельними металами - Li, Na, K, Cs, Rb, Fr, Ca, Sr, Ba і тому звані лугами) і нерозчинні у воді. Основна відмінність між ними полягає в тому, що концентрація іонів ВІН - в розчинах лугів досить висока, для нерозчинних підстав вона визначається розчинністю речовини і зазвичай дуже мала. Тим не менш, невеликі рівноважні концентрації іона ВІН - навіть у розчинах нерозчинних основ визначають властивості цього класу сполук.

За кількістю гідроксильних груп (кислотність) , здатних заміщатися на кислотний залишок, розрізняють:

Однокислотні основи - KOH, NaOH;

Двокислотні основи - Fe(OH)2, Ba(OH)2;

Трикислотні основи - Al(OH)3, Fe(OH)3.

Отримання підстав

1. Загальним методом отримання основ є реакція обміну, за допомогою якої можуть бути отримані як нерозчинні, так і розчинні основи:

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

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

При отриманні цим методом розчинних основ осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді основ, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, оскільки може відбутися розчинення амфотерної основи, наприклад,

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

Al(OH) 3 + KOH = K.

У подібних випадках для одержання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні оксиди не розчиняються:

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

Гідроксиди срібла, ртуті настільки легко розпадаються, що при спробі отримання обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

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

2. Луги в техніці зазвичай отримують електроліз водних розчинів хлоридів:

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

(Сумарна реакція електролізу)

Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних та лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

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

SrO + H2O = Sr(OH)2.

Хімічні властивості основ

1. Усі нерозчинні у воді основи при нагріванні розкладаються з утворенням оксидів:

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

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

2. Найбільш характерною реакцією основ є їх взаємодія з кислотами – реакція нейтралізації. У неї вступають як луги, так і нерозчинні основи:

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

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

3. Луги взаємодіють з кислотними та з амфотерними оксидами:

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

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

4. Підстави можуть вступати у реакцію з кислими солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

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

5. Необхідно особливо наголосити на здатності розчинів лугів реагувати з деякими неметалами (галогенами, сіркою, білим фосфором, кремнієм):

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

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

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2.

6. Крім того, концентровані розчини лугів при нагріванні здатні розчиняти також і деякі метали (ті, сполуки яких мають амфотерні властивості):

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

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

Розчини лугів мають рН> 7 (лужне середовище), змінюють забарвлення індикаторів (лакмус - синє, фенолфталеїн - фіолетове).

М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна

Основи – складні речовини, які складаються з катіону металу Ме + (або металоподібного катіону, наприклад, іону амонію NH 4 +) та гідроксид-аніону ВІН - .

За розчинністю у воді основи ділять на розчинні (луги) і нерозчинні основи . Також є нестійкі підстави, які мимоволі розкладаються.

Отримання підстав

1. Взаємодія основних оксидів із водою. При цьому з водою реагують у звичайних умовах лише ті оксиди, яким відповідає розчинна основа (луг).Тобто. у такий спосіб можна отримати тільки луги:

основний оксид + вода = основа

Наприклад , оксид натріюу воді утворює гідроксид натрію(їдкий натр):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

При цьому про ксид міді (II)з водою не реагує:

CuO + H 2 O ≠

2. Взаємодія металів із водою. При цьому з водою реагуютьу звичайних умовахтільки лужні метали(літій, натрій, калій. рубідій, цезій), кальцій, стронцій та барій.При цьому протікає окислювально-відновна реакція, окислювач виступає водень, відновником є ​​метал.

метал + вода = луг + водень

Наприклад, калійреагує з водою дуже бурхливо:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Електроліз розчинів деяких солей лужних металів. Як правило, для отримання лугів електроліз піддають розчини солей, утворених лужними або лужноземельними металами та безкилородними кислотами (крім плавикової) – хлоридами, бромідами, сульфідами та ін. Докладніше це питання розглянуто у статті .

Наприклад , електроліз хлориду натрію:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Підстави утворюються при взаємодії інших лугів із солями. При цьому взаємодіють тільки розчинні речовини, а в продуктах повинна утворитися нерозчинна сіль або нерозчинна основа:

або

луг + сіль 1 = сіль 2 ↓ + луг

Наприклад: карбонат калію реагує в розчині з гідроксидом кальцію:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Наприклад: хлорид міді (II) взаємодіє у розчині з гідроксидом натрію. При цьому випадає блакитний осад гідроксиду міді (II):

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Хімічні властивості нерозчинних основ

1. Нерозчинні основи взаємодіють із сильними кислотами та їх оксидами (і деякими середніми кислотами). При цьому утворюються сіль та вода.

нерозчинна основа + кислота = сіль + вода

нерозчинна основа + кислотний оксид = сіль + вода

Наприклад ,гідроксид міді (II) взаємодіє із сильною соляною кислотою:

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

При цьому гідроксид міді (II) не взаємодіє із кислотним оксидом. слабкоювугільної кислоти – вуглекислим газом:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Нерозчинні основи розкладаються при нагріванні на оксид та воду.

Наприклад, гідроксид заліза (III) розкладається на оксид заліза (III) та воду при прожарюванні:

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

3. Нерозчинні основи не взаємодіютьз амфотерними оксидами та гідроксидами.

нерозчинне заснування + амфотерний оксид ≠

нерозчинна основа + амфотерний гідроксид ≠

4. Деякі нерозчинні підстави можуть виступати яквідновлювачів. Відновниками є основи, утворені металами з мінімальноїабо проміжним ступенем окислення, які можуть підвищити свій ступінь окислення (гідроксід заліза (II), гідроксид хрому (II) та ін.).

Наприклад, гідроксид заліза (II) можна окислити киснем повітря у присутності води до гідроксиду заліза (III):

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

Хімічні властивості лугів

1. Луги взаємодіють із будь-якими кислотами - і сильними, і слабкими . При цьому утворюються середня сіль та вода. Ці реакції називаються реакціями нейтралізації. Можлива і освіта кислої соліякщо кислота багатоосновна, при певному співвідношенні реагентів, або в надлишку кислоти. У надлишку лугиутворюється середня сіль та вода:

луг (надлишок) + кислота = середня сіль + вода

луг + багатоосновна кислота (надлишок) = кисла сіль + вода

Наприклад , гідроксид натрію при взаємодії з триосновною фосфорною кислотою може утворювати 3 типи солей: дигідрофосфати, фосфатиабо гідрофосфати.

При цьому дигідрофосфати утворюються в надлишку кислоти або при мольному співвідношенні (співвідношенні кількостей речовин) реагентів 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

При мольному співвідношенні кількості лугу та кислоти 2:1 утворюються гідрофосфати:

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

У надлишку лугу, або при мольному співвідношенні кількості лугу та кислоти 3:1 утворюється фосфат лужного металу.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Луги взаємодіють замфотерними оксидами та гідроксидами. При цьому у розплаві утворюються звичайні солі , а у розчині – комплексні солі .

луг (розплав) + амфотерний оксид = середня сіль + вода

луг (розплав) + амфотерний гідроксид = середня сіль + вода

луг (розчин) + амфотерний оксид = комплексна сіль

луг (розчин) + амфотерний гідроксид = комплексна сіль

Наприклад , при взаємодії гідроксиду алюмінію з гідроксидом натрію у розплаві утворюється алюмінат натрію. Більше кислотний гідроксид утворює кислотний залишок:

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

А у розчині утворюється комплексна сіль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Зверніть увагу, як складається формула комплексної солі:спочатку ми вибираємо центральний атом (дояк правило, це метал із амфотерного гідроксиду).Потім дописуємо до нього ліганди- У нашому випадку це гідроксид-іони. Число лігандів, зазвичай, вдвічі більше, ніж ступінь окислення центрального атома. Але комплекс алюмінію - виняток, у нього число лігандів найчастіше дорівнює 4. Укладаємо отриманий фрагмент у квадранні дужки - це комплексний іон. Визначаємо його заряд і зовні дописуємо потрібну кількість катіонів чи аніонів.

3. Луги взаємодіють із кислотними оксидами. При цьому можлива освіта кислийабо середньої солі, Залежно від мольного співвідношення луги та кислотного оксиду. У надлишку лугу утворюється середня сіль, а в надлишку кислотного оксиду утворюється кисла сіль:

луг (надлишок) + кислотний оксид = середня сіль + вода

або:

луг + кислотний оксид (надлишок) = кисла сіль

Наприклад , при взаємодії надлишку гідроксиду натріюз вуглекислим газом утворюється карбонат натрію та вода:

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

А при взаємодії надлишку вуглекислого газуз гідроксидом натрію утворюється тільки гідрокарбонат натрію:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Луги взаємодіють із солями. Луги реагують тільки з розчинними солямиу розчині, за умови, що у продуктах утворюється газ чи осад . Такі реакції протікають за механізмом іонного обміну.

луг + розчинна сіль = сіль + відповідний гідроксид

Луги взаємодіють із розчинами солей металів, яким відповідають нерозчинні або нестійкі гідроксиди.

Наприклад, гідроксид натрію взаємодіє з сульфатом міді в розчині:

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

Також луги взаємодіють із розчинами солей амонію.

Наприклад , гідроксид калію взаємодіє з розчином нітрату амонію:

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

! При взаємодії солей амфотерних металів із надлишком лугу утворюється комплексна сіль!

Давайте розглянемо це питання докладніше. Якщо сіль, утворена металом, якому відповідає амфотерний гідроксид , взаємодіє з невеликою кількістю лугу, то протікає звичайна обмінна реакція, і осад випадаєгідроксид цього металу .

Наприклад , надлишок сульфату цинку реагує в розчині з гідроксидом калію:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Проте, у цій реакції утворюється не основа, а мфотерний гідроксид. А, як ми вже вказували вище, амфотерні гідроксиди розчиняються в надлишку лугів з утворенням комплексних солей . Т яким чином, при взаємодії сульфату цинку з надлишком розчину лугиутворюється комплексна сіль, осад не випадає:

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

Таким чином, отримуємо 2 схеми взаємодії солей металів, яким відповідають амфотерні гідроксиди, з лугами:

сіль амф.металу (надлишок) + луг = амфотерний гідроксид↓ + сіль

сіль амф.металла + луг (надлишок) = комплексна сіль + сіль

5. Луги взаємодіють із кислими солями.При цьому утворюються середні солі або менш кислі солі.

кисла сіль + луг = середня сіль + вода

Наприклад , гідросульфіт калію реагує з гідроксидом калію з утворенням сульфіту калію та води:

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

Властивості кислих солей дуже зручно визначати, розбиваючи подумки кислу сіль на 2 речовини - кислоту та сіль. Наприклад, гідрокарбонту натрію NaHCO 3 ми розбиваємо на вольну кислоту H 2 CO 3 і карбонат натрію Na 2 CO 3 . Властивості гідрокарбонату значною мірою визначаються властивостями вугільної кислоти та властивостями карбонату натрію.

6. Луги взаємодіють з металами в розчині та розплаві. При цьому протікає окисно-відновна реакція, у розчині утворюється комплексна сільі водень, у розплаві - середня сільі водень.

Зверніть увагу! З лугами в розчині реагують ті метали, у яких оксид з мінімальним позитивним ступенем окислення металу амфотерний!

Наприклад , залізоне реагує з розчином лугу, оксид заліза (II) - основний. А алюмінійрозчиняється у водному розчині лугу, оксид алюмінію - амфотерний:

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

7. Луги взаємодіють із неметалами. При цьому протікають окисно-відновні реакції. Як правило, неметали диспропорціонують у лугах. Чи не реагуютьз лугами кисень, водень, азот, вуглець та інертні гази (гелій, неон, аргон та ін.):

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Сірка, хлор, бром, йод, фосфорта інші неметали диспропорціонуютьв лугах (тобто самоокислюються-самовосновлюються).

Наприклад, хлорпри взаємодії з холодною лугомпереходить у ступені окислення -1 та +1:

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

Хлорпри взаємодії з гарячим лугомпереходить у ступені окислення -1 та +5:

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

Кремнійокислюється лугами до ступеня окиснення +4.

Наприклад, у розчині:

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

Фтор окислює луги:

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

Докладніше про ці реакції можна прочитати у статті.

8. Луги не розкладаються під час нагрівання.

Виняток - гідроксид літію:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?

1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 чи +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не належать.

2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, в завданнях ЄДІ не зустрічаються, тому не розглядатимуться.

Хімічні властивості основ

Усі підстави поділяють на:

Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.

Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступінь дисоціації.

Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.

Взаємодія основ із кислотами

Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:

Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:

Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі основи із загальною формулою виду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:

Взаємодія з кислотними оксидами

Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:

Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, відповідними стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх соле1:

Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:

Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами

Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:

Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:

У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :

Взаємодія основ із солями

Будь-яка підстава реагує з будь-якою сіллю лише за дотримання одночасно двох умов:

1) розчинність вихідних сполук;

2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції

Наприклад:

Термічна стійкість основ

Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.

Усі нерозчинні основи, а також малорозчинний Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:

Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами

Амфотерні гідроксиди реагують із сильними кислотами:

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду і відповідної кислоти:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .

Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами

З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчин лугу, то утворюються гідроксокомплексні солі:

А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із основними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:

Термічне розкладання амфотерних гідроксидів

Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.