2.6. Способы получения оснований

1. Щелочи можно получить взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой, а также взаимодействием оксидов и пероксидов этих металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Na₂O + H₂O = 2NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

2. Щелочи можно получить электролизом водных растворов солей щелочных металлов (чаще всего – хлоридов):

2NaCl + 2H₂O 2NaOH + H₂ + Cl₂

^{на катоде на аноде}

3. Нерастворимые основания можно получить при взаимодействии растворов солей соответствующего металла со щелочами по реакции обмена:

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

FeCl₂ + 2 NaOH = Fe(OH)₂ + 2NaCl

Щелочи не реагируют с нерастворимой солью (например, FeS + NaOH), поэтому при проведении данной реакции необходимо определить растворима ли соль, обратившись к таблице растворимости.

4. Нерастворимые основания можно получить гидролизом солей, у которых он протекает до конца:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

или смешиванием водных растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂

5. И растворимые, и нерастворимые основания можно получить разложением некоторых бинарных соединений водой:

Li₃N + 3H₂O = 3LiOH + NH₃

NaH + H₂O = NaOH + H₂

Ca₃P₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2PH₃

Mg₂Si + 4H₂O = 2Mg(OH)₂ + SiH₄

2.7. Области применения

Получаемые в промышленности в больших количествах гидроксиды натрия и калия (NaOH и KOH) находят разнообразное применение. Они используются для очистки нефтепродуктов, для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, применяются в текстильной и кожевенной промышленности. Щелочи входят в состав растворов для химического обезжиривания поверхностей черных и некоторых цветных металлов перед нанесением защитных и декоративных покрытий.

Гидроксиды калия, кальция, бария применяются в нефтяной промышленности для приготовления ингибированных буровых растворов, позволяющих разбуривать неустойчивые горные породы. Закачка в пласт щелочей способствует повышению нефтеотдачи.

Гидроксиды железа (III), кальция и натрия используются в качестве реагентов для очистки газов от сероводорода.

Гашеная известь Ca(OH)₂ применяется в качестве ингибитора коррозии металлов под действием морской воды, а также реагента для устранения жесткости воды и очистки мазута, идущего на приготовление смазочных масел.

Гидроксиды алюминия и железа (III) используются в качестве флокулянтов для очистки воды.

3. Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, и кислотных остатков, например:

HCl (Cl^ – кислотный остаток);

H₂SO₄ (SO – кислотный остаток).

В этом разделе будут рассмотрены соединения, являющиеся кислотами с позиции электролитической диссоциации.

3.1. Классификация кислот

Кислоты классифицируют следующим образом:

По химическому составу кислоты делятся на бескислородные (HF, HCl, H₂S, HCN) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄). Кислородсодержащие кислоты также называют оксокислотами. Бескислородные – это кислоты вида Н_nX, где Х – галоген, халькоген, неорганический радикал типа CN, NCS.

Основность кислоты определяется по количеству атомов водорода в молекуле, способных замещаться на атомы металлов.

По основности кислоты делятся на одноосновные (HCl, HNO₃, HCN) и многоосновные (H₂S, H₃PO₄, H₄P₂O₇ и т.д.). В подгруппу многоосновных кислот входят двухосновные (H₂S, H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄) и четырехосновные (H₄P₂O₇) кислоты.

Преимущественно в оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, а не с центральным атомом аниона. Именно эти атомы водорода отщепляются при диссоциации кислоты в водном растворе с образованием катионов гидроксония (Н₃О⁺) и принимают участие в реакции нейтрализации, т.е. определяют основность кислоты.

Основность кислоты может не совпадать с числом атомов водорода в ее молекуле, так как не все атомы водорода способны замещаться атомами металла. В некоторых кислотах есть атомы водорода, связанные непосредственно с атомом кислотообразующего элемента, такие атомы водорода не обмениваются на ион металла, т.е. не определяют основность кислоты.

Так, в молекуле уксусной кислоты СН₃СООН (СН₃СО₂Н) только один атом водорода может замещаться атомом металла, поэтому уксусная кислота одноосновная. Молекула фосфористой кислоты Н₃РО₃ двухосновная (только два атома водорода замещаются металлом), а молекула фосфорноватистой кислоты Н₃РО₂ – одноосновная (замещается металлом только один атом водорода, соединенный с фосфором через кислород). Это становится понятным из структурных формул соответствующих кислот:

СН3СООН	Н3Р+3О3 (Н2РНО3)	Н3Р+1О2 (НРН2О2)
	Триоксогидрофосфат (III) водорода (фосфористая кислота)	Диоксодигидрофосфат (I) водорода (фосфорноватистая кислота)

По степени диссоциации кислоты делятся на сильные (HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HMnO₄, HClO₄, HClO₃) и слабые (HF, H₂S, H₂SO₃, HNO₂, CH₃COOH и др.).

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода (ионов гидроксония Н₃О⁺):

HCl  H⁺ + Cl^ или HCl + H₂O  H₃O⁺ + Cl^

HNO₃  H⁺ + NO или HNO₃ + H₂O  H₃O⁺ + NO

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, в наибольшей степени по первой ступени (₁  ₂):

первая ступень (₁) H₂SO₃  H⁺ + HSO

вторая ступень (₂) HSO  H⁺ + SO

Кислоты также можно классифицировать и по другим признакам:

по растворимости в воде:

- растворимые (H₂SO₄, HNO₃, HCl, CH₃COOH, Н₃РО₄ и др.);

- нерастворимые (H₂SiO₃, H₂MoO₄);

по летучести:

- летучие (HCl, HNO₃, CH₃COOH);

- нелетучие (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂SiO₃);

по стабильности в растворе:

- стабильные (H₂SO₄, HCl, H₃PO₄);

- нестабильные (H₂CO₃, H₂SO₃, HNO₂, HClO, HClO₂).

Нестабильные кислоты существуют только в разбавленных растворах. При попытке концентрирования таких растворов кислоты распадаются на ангидрид и воду или продукты разложения ангидрида и воды и таким образом не могут быть выделены в чистом виде, например:

H₂CO₃ = H₂O + CO₂

H₂SO₃ = H₂O + SO₂

2HNO₂ = H₂O + NO + NO₂