Основания

По международной номенклатуре, соединения, содержащие гидроксогруппу, называют гидроксидами. Если металл имеет переменную степень окисления, то после названия гидроксида в скобках указывается его с. о. Основания - электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют отрицательные гидроксид-ионы.

Например, CuOH - гидроксид меди (I), Cu(OH)₂ - гидроксид меди (II).

Основания делятся на растворимые и нерастворимые в воде.

Растворимые в воде основания называют щелочами. Щелочи образуют щелочные и щелочноземельные металлы. Щелочи реагируют с растворами солей:

Рb(NОз)2 + 2NaOH = 2NaNOз + Pb(OH)2↓

Рb²⁺ + 2ОН‾ = Pb(OH)2

Щелочи могут взаимодействовать с некоторыми простыми веществами:

Si + 2NaOH + Н2О = Na2 SiОз + 2Н2

Si + 2ОН‾ + Н2О = SiOз²‾ + 2Н2

2Аl + 2NaOH + бН2О = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2

тетрагидроксоалюминат натрия

2Аl + 2ОН‾ + бН2О = 2[Аl(ОН) 4]‾ + ЗН2

Растворимые и нерастворимые в воде гидроксиды могут реагировать с кислотами:

2Fе(ОН)з + 3H2SО4 = Fe2(SО4)з + 6Н2О

Fе(ОН)з + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3Н2О

Нерастворимые в воде основания термически разлагаются:

2Fе(ОН)з = (t) Fе2Оз + 3Н2О

Кислоты

Кислоты - это электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют положительные ионы водорода и других положительных ионов не дают.

Число ионов водорода, образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты, определяет ее основность. Так, HNО₃, Н₂SО₃, Н₃РО₄ - пример одно-, двух- и трехосновных кислот.

Сила кислот определяется степенью диссоциации а в единице объема. По силе кислоты делятся на сильные (HNO₃, H₂SО₄, HCl, HBr, HI, HClO₄, HMnO₄) и слабые H₂SO₃, H₂SiO₃, Н₂СО₃, CH₃COOH и др.).

Отсутствие или наличие атомов кислорода в молекулах кислот подразделяет их на бескислородные (HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, Н₃РO₄ и др.).

Кислоты могут быть твердыми (H₃PO₄, Н₃ВО₃, Н₂SiO₃) и жидкими (H₂SO₄, HNO₃. HCl), летучими (HCl, HNO₃, H₂SO₃) и нелетучими (H₂SO₄, НзРO₄).

Кислоты реагируют с металлами. Взаимодействие кислот с металлами зависит от концентрации кислоты и активности металла.

а) Разбавленные кислоты (кроме HNO₃) реагируют с металлами, которые стоят в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, при этом выделяется водород. Например:

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑

Fe + 2H⁺ - Fe²⁺ + h2

6) H2SO4 (конц.) при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется, с тяжелыми металлами (d>5) образуется газ SO2 (сернистый), с более активными (легкими, d<5) металлами — H2S (сероводород):

Сu (неакт.) + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4+ SO2↑ + 2H2O

Сu + 4H⁺ + SO4²⁻ = Сu²⁺ + SO2 + 2Н2О

8Na (акт.) + 5H2SO4 (конц.) = 4Nа2O4 + H2S↑ + 4Н2О

8Na + 10H⁺ + SO4²⁻ = 8Na⁺ + H2S + 4Н2О

в) HNO3 (конц.) с щелочными и щелочно-земельными металлами образует газ N2O — оксид азота (I), с другими тяжелыми металлами NO2 — оксид азота (IV), холодная HNO3 (конц.);

не реагирует с Fe, Al, Cr, Pt, Au:

4Ca +10HNO3 (конц.) = 4Са(NОз)2 + N2O + 5Н2О

4Са + 10H⁺ + 2NОз⁻ = 4Ca²⁺ + N2O + 5Н2О

Сu + 4НNОз (конц.) = Cu(NO)2 + 2NO2 + 2Н2О

Сu + 4H⁺ + 2NОз⁻ = Сu²⁺ + 2NO2 + 2Н2О

г) HNO3 (разб.) с активными металлами, а также с Zn, Fe, Sn взаимодействует с выделением газа МНз (аммиак) или образованием соли аммония NHз+ HNOз = NH₄NOз; с тяжелыми металлами (d>5) образует газ NO - оксид азота (II):

4Ca + 10HNO3 (разб.) = 4Са(NОз)2 + NНNОз + ЗН2О 4Ca + 10H⁺ + NОз⁻ = 4Ca²⁺ + NH4⁺ + ЗН2О 3Cu + 8HNO3 (разб.) = ЗСu(NОз)2 + 2NO + 4H2O ЗСu + 8H⁺ + 2NОз⁻ = ЗСu²⁺ + 2NO + 4H2O

д) Н2СОз, H2SOз, СНзСООН - кислоты слабые, взаимодействуют только с активными металлами:

2СНзСООН + Mg = Мg(СНзСОО)2 + Н2 2H⁺ + Mg = Mg²⁺ + H2

Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами и образуют соль и воду.

При взаимодействии кислот с солями необходимо учитывать, в каком агрегатном состоянии находится соль. Реакция с растворами солей протекает в том случае, если выпадает осадок или выделяется газ:

H2SO4 + Ва(NОз)2 (р-р) = BaSO4↓ + 2НNОз SO4²‾ + Ва²⁺ = BaSO4

Для реакции с твердыми солями берут соль менее сильной кислоты:

2НСl + К2СОз (т) = 2КСl + Н2О + CО2 2H⁺ + СОз²‾ = Н2О + СО2