Получение оснований

1. Взаимодействие металлов с водой

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂­ – бурно реагируют с водой щелочные и щелочно-земельные металлы.

2. Взаимодействие оксидов с водой

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ – реакция используется для получения из не гашенной извести гашеной.

3. Взаимодействие растворов солей со щелочами - основной метод получения нерастворимых оснований:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃¯ + 3NaCl

Химические свойства оcнований

1. Взаимодействие оснований с кислотами называют реакций нейтрализации, это наиболее характерная реакция для всех оснований – и для растворимых в воде, и для нерастворимых.

Fe(OH)₃¯ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O; Fe(OH)₃+3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O; OH^-+ H⁺ = H₂O.

2. Основания вступают в реакции с кислотными оксидами

Cu(OH)₂¯ + SO₃= CuSO₄ + H₂O;

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O.

3. Щелочи вступают в реакции с некоторыми солями, если при этом образуются труднорастворимые соли

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2NaOH;

Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃¯ + 2NaOH.

4. При нагревании гидроксиды щелочных металлов не разлагаются. Гидроксиды щелочно-земельных металлов разлагаются при прокаливании. Большинство нерастворимых в воде гидроксидов дегидратируются при незначительном нагреве, а некоторые неустойчивы даже при комнатной температуре.

Cu(OH)₂¯ = CuO + H₂O;

2Fe(OH)₃¯ = Fe₂O₃ + 3H₂O;

5. Щелочи способны реагировать с активными неметаллами:

2NaOH + Cl₂ = NaCl + NaClO + H₂O (на холоде)

6KOH + 3Cl₂ = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O (при нагревании)

6. Щелочи способны реагировать с амфотерными металлами:

2Al + 6NaOH + 6H₂O= 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂­

Zn + 2NaOH + 2H₂O= Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­.

7. Растворы щелочей имеют рН > 7 и изменяют окраску индикаторов в следующие цвета:

Фенолфталеин – в малиновую;

Метилоранж – в желтую;

Химические свойства амфотерных гидроксидов.

Гидроксиды амфотерных элементов обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основания, так и кислоты.

1. Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O;

Zn(OH)₂+ H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O.

2. Амфотерные гидроксиды вступают в реакции со щелочами:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆];

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄].

Кислоты

Кислотами называют электролиты, образующие при диссоциации в водном растворе из положительных ионов ионы водорода H⁺ (H₃O⁺).

Классификации кислот довольно условны. По числу атомов водорода, способных к диссоциации в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HCl, HNO₃, HNO₂ и др.), двухосновные (H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S и др.) и трехосновные (H₃PO₄). Двух- и многокислотные основания диссоциируют в растворах ступенчато:

H₂SO₄ « H⁺ + HSО₄^- (первая ступень)

HSО₄^- « H⁺ + SО₄^2- (вторая ступень)

Диссоциация двух и многоосновных кислот по первой ступени всегда протекает в большей степени. Ступенчатой диссоциацией многоосновных кислот объясняется образование кислых солей.

По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, HBr, H₂S) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₂CO₃).

По значению степени диссоциации (α) в 0,1М водных растворах кислоты подразделяют на:

сильные (α > 30%) – HI, HBr, HCl, H₂SO₄, HNO₃

средней силы (3% < α < 30 %) – Н₃РО₄, НClO₂

слабые (α < 3%) – H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃

Кислородсодержащие кислоты можно рассматривать как продукты соединения кислотных оксидов с водой, поэтому к ним, как и к основаниям, применимо название «гидроксид».

Названия кислородсодержащих кислот производят от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -овая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере уменьшения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая.

Названия безкислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания – водородная.

Для многих кислот наряду с названиями по международной номенклатуре используются тривиальные названия. Например: HCl – соляная кислота, HF – плавиковая кислота.