Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:

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

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

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

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

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

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

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.

Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.

Главные категории неорганических соединений

К таковым принято относить следующие:

  1. Оксиды.
  2. Соли.
  3. Основания.
  4. Кислоты.

Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.

Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.

Группа соединений - оксиды

4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: образование кислот (SiO 2 исключение)

КО + вода = кислота

2. Реакции с основаниями:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакции с основными оксидами: образование соли

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакции ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают.

1. С кислотами: образование солей и воды

АО + кислота = соль + Н 2 О

2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление

MnO + Rb 2 O = двойная соль Rb 2 MnO 2

5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Не образуют ни кислот, ни щелочей. Проявляют узко специфические свойства.

Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.

Кислоты органические и неорганические

В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - Сванте Аррениуса) кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н + и анионы остатков кислоты An - . Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.

Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H + кислотный остаток n- . Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.

В неорганике все кислоты делятся на две группы:

  • бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
  • кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO 3 и все, где есть кислород.

Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.

Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН 3 СООН (уксусная), С 17 Н 35 СООН (стеариновая) и другие.

Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.

  1. Соляная.
  2. Азотная.
  3. Ортофосфорная.
  4. Бромоводородная.
  5. Угольная.
  6. Иодоводородная.
  7. Серная.
  8. Уксусная, или этановая.
  9. Бутановая, или масляная.
  10. Бензойная.

Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.

Свойства неорганических кислот

К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.

Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:

  • метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
  • лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.

К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.

Химические свойства неорганических кислот
С чем взаимодействуют Пример реакции

1. С простыми веществами-металлами. Обязательное условие: металл должен стоять в ЭХРНМ до водорода, так как металлы, стоящие после водорода, не способны вытеснить его из состава кислот. В результате реакции всегда образуется водород в виде газа и соль.

2. С основаниями. Итогом реакции являются соль и вода. Подобные реакции сильных кислот с щелочами носят название реакций нейтрализации.

Любая кислота (сильная) + растворимое основание = соль и вода
3. С амфотерными гидроксидами. Итог: соль и вода.

2HNO 2 + гидроксид бериллия = Be(NO 2) 2 (соль средняя) + 2H 2 O
4. С основными оксидами. Итог: вода, соль.

2HCL + FeO = хлорид железа (II) + H 2 O
5. С амфотерными оксидами. Итоговый эффект: соль и вода.

2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O

6. С солями, образованными более слабыми кислотами. Итоговый эффект: соль и слабая кислота.

2HBr + MgCO 3 = бромид магния + H 2 O + CO 2

При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.

Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания

Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.

Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Ме n+ и анионы гидроксогрупп ОН - .

  • Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие цвет индикаторов). Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
  • Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
  • Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N 2 H 4, амины, аммиак.
  • Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: берилия, цинка и так далее.

Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.

Главные характерные свойства оснований

Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.

Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.

Химические свойства каждой группы оснований различны.

Химические свойства
Щелочей Малорастворимых оснований Амфотерных гидроксидов

I. Взаимодействуют с КО (итог -соль и вода):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода

II. Взаимодействуют с кислотами (соль и вода):

обычные реакции нейтрализации (смотрите кислоты)

III. Взаимодействуют с АО с образованием гидроксокомплекса соли и воды:

2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, или Na 2

IV. Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексных солей:

То же самое, что и с АО, только без воды

V. Взаимодействуют с растворимыми солями с образованием нерастворимых гидроксидов и солей:

3CsOH + хлорид железа (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Взаимодействуют с цинком и алюминием в водном растворе с образованием солей и водорода:

2RbOH + 2Al + вода = комплекс с гидроксид ионом 2Rb + 3H 2

I. При нагревании способны разлагаться:

нерастворимый гидроксид = оксид + вода

II. Реакции с кислотами (итог: соль и вода):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода

III. Взаимодействуют с КО:

Me +n (OH) n + КО = соль + H 2 O

I. Реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + вода

II. Реагируют с щелочами: итог - соль и вода (условие: сплавление)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = соль + 2H 2 O

III. Реагируют с сильными гидроксидами: итог - соли, если реакция идет в водном растворе:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.

Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства

Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме +n и анионы кислотных остатков An n- . Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.

При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:

  • Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO 4.
  • Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
  • Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO 4.
  • Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO 4) 3.
  • Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К 2 .

Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.

Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.

Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.

Химические взаимодействия для класса средних солей

Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.

Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.

I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растворимая + Cu(OH) 2 нерастворимое основание

III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.

Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.

1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

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

2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя, либо слабое основание, либо осадок, либо газ:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

основание

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 ­ + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ­

6. Действие щелочи на индикатор:

OH - + фенолфталеин ® малиновый цвет

OH - + лакмус ® синий цвет

7. Разложение некоторых оснований при нагревании:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (см. п.3.1).

Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

основание к-та

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

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

H 3 AlO 3 кислота метаалюминат натрия

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

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

Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами

Соли

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.

Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония) :Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl и т.д.

Химические свойства средних солей

1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями, образуя, либо слабый электролит, либо осадок; либо газ:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

основание

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 ­ + H 2 O + NaNO 3

2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли (прил. 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 , Na 2 HPO 4 и т.д. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.

Получение кислых солей и перевод их в средние

1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:

· одноименную

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3 ;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:

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

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН - ) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO 4 и т.д. Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.

Получение основных солей и перевод их в средние

1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

гидроксо-

хлорид магния

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

гидроксо-

сульфат железа (III)

2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту, которая соответствует соли):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 +MgSO 4 + 2H 2 O


ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (Н 2 О). По способности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.

К сильным электролитам относятся:

· сильные кислоты (см. с. 20);

· сильные основания – щелочи (см. с. 22);

· практически все растворимые соли.

К слабым электролитам относятся:

· слабые кислоты (см. с. 20);

· основания – не щелочи;

Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К . Например, для одноосновной кислоты,

HA Û H + + A - ,

где, – равновесная концентрация ионов H + ;

– равновесная концентрация анионов кислоты А - ;

– равновесная концентрация молекул кислоты,

Или для слабого основания,

MOH Û M + + OH - ,

,

где, – равновесная концентрация катионов M + ;

– равновесная концентрация гидроксид ионов ОН - ;

– равновесная концентрация молекул слабого основания.

Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при t = 25°С)

Вещество К Вещество К
HCOOH K = 1,8×10 -4 H 3 PO 4 K 1 = 7,5×10 -3
CH 3 COOH K = 1,8×10 -5 K 2 = 6,3×10 -8
HCN K = 7,9×10 -10 K 3 = 1,3×10 -12
H 2 CO 3 K 1 = 4,4×10 -7 HClO K = 2,9×10 -8
K 2 = 4,8×10 -11 H 3 BO 3 K 1 = 5,8×10 -10
HF K = 6,6×10 -4 K 2 = 1,8×10 -13
HNO 2 K = 4,0×10 -4 K 3 = 1,6×10 -14
H 2 SO 3 K 1 = 1,7×10 -2 H 2 O K = 1,8×10 -16
K 2 = 6,3×10 -8 NH 3 × H 2 O K = 1,8×10 -5
H 2 S K 1 = 1,1×10 -7 Al(OH) 3 K 3 = 1,4×10 -9
K 2 = 1,0×10 -14 Zn(OH) 2 K 1 = 4,4×10 -5
H 2 SiO 3 K 1 = 1,3×10 -10 K 2 = 1,5×10 -9
K 2 = 1,6×10 -12 Cd(OH) 2 K 2 = 5,0×10 -3
Fe(OH) 2 K 2 = 1,3×10 -4 Cr(OH) 3 K 3 = 1,0×10 -10
Fe(OH) 3 K 2 = 1,8×10 -11 Ag(OH) K = 1,1×10 -4
K 3 = 1,3×10 -12 Pb(OH) 2 K 1 = 9,6×10 -4
Cu(OH) 2 K 2 = 3,4×10 -7 K 2 = 3,0×10 -8
Ni(OH) 2 K 2 = 2,5×10 -5

Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.

Получение гидроксидов.

1. Реакция обмена:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Электролиз водных растворов солей:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,

3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:

К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Химические свойства гидроксидов.

1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.

2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).

3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:

Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .

4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :

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

5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:

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

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).

6. Взаимодействуют с кислотами:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .

Один из классов сложных неорганических веществ - основания. Это соединения, включающие атомы металла и гидроксильную группу, которая может отщепляться при взаимодействии с другими веществами.

Строение

Основания могут содержать одну или несколько гидроксо-групп. Общая формула оснований - Ме(ОН) х. Атом металла всегда один, а количество гидроксильных групп зависит от валентности металла. При этом валентность группы ОН всегда I. Например, в соединении NaOH валентность натрия равна I, следовательно, присутствует одна гидроксильная группа. В основании Mg(OH) 2 валентность магния - II, Al(OH) 3 валентность алюминия - III.

Количество гидроксильных групп может меняться в соединениях с металлами с переменной валентностью. Например, Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 . В таких случаях валентность указывается в скобках после названия - гидроксид железа (II), гидроксид железа (III).

Физические свойства

Характеристика и активность основания зависит от металла. Большинство оснований - твёрдые вещества белого цвета без запаха. Однако некоторые металлы придают веществу характерную окраску. Например, CuOH имеет жёлтый цвет, Ni(OH) 2 - светло-зелёный, Fe(OH) 3 - красно-коричневый.

Рис. 1. Щёлочи в твёрдом состоянии.

Виды

Основания классифицируются по двум признакам:

  • по количеству групп ОН - однокислотные и многокислотные;
  • по растворимости в воде - щёлочи (растворимые) и нерастворимые.

Щёлочи образуются щелочными металлами - литием (Li), натрием (Na), калием (K), рубидием (Rb) и цезием (Cs). Кроме того, к активным металлам, образующим щёлочи, относят щелочноземельные металлы - кальций (Ca), стронций (Sr) и барий (Ba).

Эти элементы образуют следующие основания:

  • LiOH;
  • NaOH;
  • RbOH;
  • CsOH;
  • Ca(OH) 2 ;
  • Sr(OH) 2 ;
  • Ba(OH) 2 .

Все остальные основания, например, Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , относятся к нерастворимым.

По-другому щёлочи называются сильными основаниями, а нерастворимые - слабыми основаниями. При электролитической диссоциации щёлочи быстро отдают гидроксильную группу и быстрее вступают в реакцию с другими веществами. Нерастворимые или слабые основания менее активные, т.к. не отдают гидроксильную группу.

Рис. 2. Классификация оснований.

Особое место в систематизации неорганических веществ занимают амфотерные гидроксиды. Они взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями, т.е. в зависимости от условий ведут себя как щёлочь или как кислота. К ним относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 и другие основания.

Получение

Основания получают различными способами. Самый простой - взаимодействие металла с водой:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 .

Щёлочи получают в результате взаимодействия оксида с водой:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Нерастворимые основания получаются в результате взаимодействия щелочей с солями:

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .

Химические свойства

Основные химические свойства оснований описаны в таблице.

Реакции

Что образуется

Примеры

С кислотами

Соль и вода. Нерастворимые основания взаимодействуют только с растворимыми кислотами

Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O

Разложение при высокой температуре

Оксид металла и вода

2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

С кислотными оксидами (реагируют щёлочи)

NaOH + CO 2 → NaHCO 3

С неметаллами (вступают щёлочи)

Соль и водород

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2

Обмена с солями

Гидроксид и соль

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓

Щелочей с некоторыми металлами

Сложная соль и водород

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

С помощью индикатора проводится тест на определение класса основания. При взаимодействии с основанием лакмус становится синим, фенолфталеин - малиновым, метилоранж - жёлтым.

Рис. 3. Реакция индикаторов на основания.

Что мы узнали?

Из урока 8 класса химии узнали об особенностях, классификации и взаимодействии оснований с другими веществами. Основания - сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильной группы ОН. Они делятся на растворимые или щёлочи и нерастворимые. Щёлочи - более агрессивные основания, быстро реагирующие с другими веществами. Основания получают при взаимодействии металла или оксида металла с водой, а также в результате реакции соли и щёлочи. Основания реагируют с кислотами, оксидами, солями, металлами и неметаллами, а также разлагаются при высокой температуре.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.5 . Всего получено оценок: 135.