- •Лекція вступ
- •32 Г (1 моль) — х л
- •1.2. Хімічний елемент
- •1.3. Основні закони хімії
- •2.1. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів д. І. Менделеєва
- •2.1.2. Періодична система елементів
- •2.1.3. Розвиток періодичного закону
- •2.2.2. Характеристика орбіталей
- •2.2.3. Електронні формули
- •2.2.4. Властивості та енергетичні характеристики атомів
- •2.3.2. Ковалентний зв’язок
- •2.3.3. Йонний зв’язок
- •2.3.4. Водневий зв’язок
- •2.3.5. Металічний зв’язок
- •2.3.6. Взаємодія між молекулами
- •2.3.7. Комплексний зв’язок
- •3.1. Енергетика хімічних процесів
- •3.1.3. Ентропія, енергія Гіббса та напрямленість процесів
- •3.2.2. Фактори, що впливають на швидкість реакції
- •3.2.3. Каталіз
- •3.3.2. Хімічна рівновага
- •3.3.3. Принцип Ле Шательє
- •4.1. Розчини. Дисперсні системи
- •4.1.2. Розчини. Розчинність
- •4.1.3. Чисельне вираження складу розчинів
- •4.2.2. Дисоціація води. Водневий показник
- •4.2.3. Буферні розчини
- •4.2.4. Гідроліз солей
- •4.3.2. Ступінь окиснення
- •4.3.3. Теорія окисно-відновних реакцій
- •4.3.4. Найголовніші окисники і відновники
- •4.3.5. Класифікація окисно-відновних реакцій
- •4.3.6. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •4.4.2. Електродні потенціали
- •4.4.3. Ряд електрохімічних потенціалів металів
- •4.4.4. Електроліз
- •4.4.5. Корозія та захист металів
- •5.1. Основні класи неорганічних сполук
- •5.1.2. Оксиди
- •5.1.3. Основи
- •5.1.4. Кислоти
- •5.1.5. Амфотерні гідроксиди
- •5.1.7. Солеподібні бінарні сполуки
- •5.1.8. Галоген- і тіоангідриди
- •5.1.9. Металоїди (інтерметалоїди)
- •5.2.1. Місце металічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика металів
- •5.2.2. Фізичні та хімічні властивості металів
- •5.2.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників металічних елементів і їх сполук
- •5.2.1. Місце металічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика металів
- •5.2.2. Фізичні та хімічні властивості металів
- •5.2.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників металічних елементів і їх сполук
- •5.3.1. Місце неметалічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика неметалів
- •5.3.2. Фізичні та хімічні властивості неметалів
- •5.3.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників неметалічних елементів і їх сполук
- •5.3.1. Місце неметалічних елементів у періодичній системі. Загальна характеристика неметалів
- •5.3.2. Фізичні та хімічні властивості неметалів
- •5.3.3. Характеристика й екологічна значимість окремих представників неметалічних елементів і їх сполук
- •5.4.1. Класифікація органічних сполук
- •5.4.2. Характеристика найбільш екологічно значущих органічних сполук
- •5.4.3. Органічні полімерні матеріали
- •5.4.1. Класифікація органічних сполук
- •5.4.2. Характеристика найбільш екологічно значущих органічних сполук
- •5.4.3. Органічні полімерні матеріали
- •6.1. Ядерна хімія і радіохімія
- •6.1.2. Ядерні реакції
- •6.1.3. Вплив радіоактивності на біологічні об’єкти
- •6.2.1. Причини утворення і екологічні наслідки озонових дір, парникового ефекту, смогів, кислотних дощів
- •6.2.2. Чинники, що впливають на хімічний склад природних вод
- •6.2.3. Хімічне забруднення грунтів
- •6.2.1. Причини утворення і екологічні наслідки озонових дір, парникового ефекту, смогів, кислотних дощів
- •6.2.2. Чинники, що впливають на хімічний склад природних вод
- •6.2.3. Хімічне забруднення грунтів
5.1.3. Основи
Основами називаються сполуки, до складу яких входять атом металу і гідроксильні групи — ОН. Число гідроксильних груп у молекулі основи відповідає валентності металу і визначає кислотність основи. Н а п р и к л а д, NaОН — однокислотна основа, Са(ОН)2 — двокислотна і т. д.
З точки зору теорії електролітичної дисоціації основи — це електроліти, що дисоціюють у розчині з утворенням гідроксид-іонів ОНˉ:
NaОН = Na+ + ОНˉ.
З хімічної точки зору для основ характерна взаємодія із сполуками кислотної природи.
Завдяки наявності у складі основ гідроксид-іонів — активних донорів електронів, ці сполуки відповідають також визначенню поняття «основи» за Бренстедом. Згідно з теорією Бренстеда, основам властиве зв’язування йонів Гідрогену.
За розчинністю у воді основи поділяються на розчинні і нерозчинні. Розчинні у воді основи називаються лугами.
За силою основи поділяються на сильні (NaОН, КОН, Ва(ОН)2, СsОН), середні (Мg(ОН)2, ТlОН, Са(ОН)2) і слабкі (Тl(ОН)3, Ві(ОН)3).
Слабкі основи і більшість середніх погано розчиняються у воді. Розчинними є основи, утворені лужними і лужноземельними металами, амонієм, талієм і комплексними катіонами типу [Сu(NН3)4]2+, [Zn(NН3)4]2+ тощо.
Добувають основи декількома методами.
Розчинні основи (луги) у виробництві добувають електролізом водних розчинів їхніх солей (NaСl, КСl тощо), а також дією на розчини їхніх карбонатів гашеним вапном. Н а п р и к л а д:
Na2СO3 + Са(ОН)2 = 2NaОН + СаСO3↓.
У лабораторних умовах луги можна добути також дією на воду лужними і лужноземельними металами або їхніми оксидами. Н а п р и к л а д, під час взаємодії металічного кальцію або його оксиду з водою відбуваються реакції, що описуються рівняннями
Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑;
СаО + Н2O = Са(ОН)2.
Нерозчинні основи добувають дією розчинних основ на солі того металу, основу якого потрібно добути. Н а п р и к л а д, під час взаємодії розчину сульфату купруму(II) з розчином гідроксиду натрію утворюється нерозчинна основа — гідроксид купруму(ІІ) за рівнянням реакції
СuSO4 + 2NaОН = Na2SO4 + Сu(ОН)2↓.
Основи характеризуються різною стійкістю проти нагрівання, що зумовлено різною міцністю зв’язку атомів Оксигену з атомами металу та атомами Гідрогену в молекулі основи. Н а п р и к л а д, такі гідроксиди, як АgОН, Сu(ОН)2 і Са(ОН)2, розкладаються на відповідні оксиди і воду за кімнатної температури, температури, вищої за 85° С, і за температури 580° С відповідно. Гідроксиди лужних металів киплять і переганяються без розкладання.
Основи взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей:
Са(ОН)2 + 2НСl = СаСl2 + 2Н2O;
Са(ОН)2 + SO3 = СаSO4 + 2Н2О.
За номенклатурними правилами ІЮПАК речовини, які містять ОН-групи, називаються гідроксидами. Якщо елемент утворює декілька гідроксидів, то в його назві позначають ступінь окиснення металу римською цифрою в дужках після назви гідроксиду. Н а п р и к л а д: Сu(ОН)2 — гідроксид купруму(ІІ); Fе(ОН)2 — гідроксид феруму(ІІ); Fе(ОН)3 — гідроксид феруму(ІІІ) тощо.
За іншою поширеною номенклатурою гідроксиди, утворені одним металом, розрізняють за допомогою префікса, що означає грецьку назву відповідного числа. Н а п р и к л а д, Fе(ОН)2 — дигідроксид феруму; Fе(ОН)3 — тригідроксид феруму тощо.