›

Основания: классификация и химические свойства. Основания. Химические свойства и способы получения

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.

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

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

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

Получение оснований

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

основный оксид + вода = основание

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

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

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

CuO + H 2 O ≠

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

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно :

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

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

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

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

либо

щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

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

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

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

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

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

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

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

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

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

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

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

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

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

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

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

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

Химические свойства щелочей

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

щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода

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

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

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

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

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

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

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

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

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

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

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

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

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

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

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

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

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

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

либо:

щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль

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

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

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

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

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

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

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

Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :

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

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

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

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

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

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

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

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

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

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

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

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

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

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

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

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

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

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

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

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

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

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

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

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

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

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

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

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

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

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

Фтор окисляет щёлочи:

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

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Основания представляют собой сложные соединения, включающие два основных структурных компонента:

  1. Гидроксогруппа (одна или несколько). Отсюда, кстати и второе название этих веществ - «гидроксиды».
  2. Атом металла или ион аммония (NH4+).

Название оснований происходит из объединения наименований обоих его компонентов: например, гидроксид кальция, гидроксид меди, гидроксид серебра и т. д.

Единственным исключением из общего правила образования оснований следует считать когда гидроксогруппа присоединяется не к металлу, а к катиону аммония (NH4+). Это вещество образуется в том случае, когда происходит растворение в воде аммиака.

Если говорить о свойствах оснований, то сразу следует отметить, что валентность гидроксогруппы равна единице, соответственно, количество этих групп в молекуле будет напрямую зависеть от того, какой валентностью обладают вступающие в реакцию металлы. Примерами в данном случае могут служить формулы таких веществ, как NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.

Химические свойства оснований проявляются в их реакциях с кислотами, солями, другими основаниями, а также в их действии на индикаторы. В частности, щелочи можно определить, если воздействовать их раствором на определенный индикатор. В этом случае он заметно поменяет свою окраску: например, из белой станет синей, а фенолфталеин - малиновым.

Химические свойства оснований, проявляясь в их взаимодействии с кислотами, приводят к знаменитым реакциям нейтрализации. Суть такой реакции в том, что атомы металла, присоединяясь к кислотному остатку, образуют соль, а гидроксогруппа и ион водорода, соединяясь, превращаются в воду. Реакцией нейтрализации эта реакция называется потому, что после нее не остается ни щелочи, ни кислоты.

Характерные химические свойства оснований проявляются и в их реакции с солями. При этом стоит отметить, что с растворимыми солями в реакцию вступают только щелочи. Особенности строения этих веществ приводят к тому, что в результате реакции образуется новая соль и новое, чаще всего нерастворимое, основание.

Наконец, химические свойства оснований прекрасно проявляют себя во время термического воздействия на них - нагревания. Здесь, осуществляя те или иные опыты, стоит иметь в виду, что практически все основания, за исключением щелочей, при нагревании ведут себя крайне неустойчиво. Подавляющее их большинство почти мгновенно распадается на соответствующий оксид и воду. А если взять основания таких металлов, как серебро и ртуть, то в нормальных условиях они не могут быть получены, так как начинают распадаться уже при комнатной температуре.

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.