2.4.4. Получение оснований

Поскольку растворимые и нерастворимые основания отличаются между собой по свойствам, эти вещества получают разными способами.

Получение щёлочей

Для получения щёлочей можно использовать следующие реакции:

а) Взаимодействие активных металлов (Li, Na, Ca, Ba) с водой, например:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂↑; Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑;

литий вода гидроксид водород кальций вода гидроксид водород

лития кальция

Поскольку эти реакции протекают бурно, на практике их используют редко.

б) Взаимодействие оксидов указанных металлов с водой:

Li₂O + 2H₂O = 2LiOH; CaО + H₂O = Ca(OH)₂.

оксид вода гидроксид оксид вода гидроксид

лития лития кальция кальция.

в) Взаимодействие некоторых солей щелочных металлов с щелочами, например:

Na₂СO₃ + Cа(OH)₂ = 2NaOH + CaCO₃↓.

карбонат гидроксид гидроксид карбонат

натрия кальция натрия кальция

г) Электролиз водных растворов солей

Некоторые щёлочи (NaOH, KOH) получают, пропуская электрический ток через водные растворы солей NaCl или KCl. При этом наряду со щёлочами образуются и другие ценные вещества – водород H₂ и хлор Сl₂:

2NaCl + 2H₂O 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑.

Получение нерастворимых оснований

Нерастворимые основания получают взаимодействием растворимых оснований (щёлочей) с солями, например:

NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

гидроксид сульфат гидроксид сульфат

натрия меди(II) меди(II) натрия.

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃↓ + 3KCl.

гидроксид хлорид гидроксид хлорид

калия железа(III) железа(III) калия.

Если получаемое этим способом основание является амфотерным, оно взаимодействует с избытком щёлочи. Поэтому в таком случае вместо щелочей используют водный раствор аммиака, с которым амфотерное основание не реагирует:

3NH₃ · H₂О + AlCl₃ = Al(OH)₃¯ + 3NH₄Cl

гидрат хлорид гидроксид хлорид

аммиака алюминия алюминия аммония

2.5. с о л и

2.5.1. Определение и классификация солей

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислотах атомами металлов или групп ОН в основаниях кислотными остатками. В зависимости от степени замещения атомов водорода в молекулах кислот или гидроксогрупп ОН в формульных единицах оснований соли классифицируются следующим образом (рис. 4):

Рис. 4. Схема образования и классификации солей

Поскольку соли можно получать взаимодействием оснований с кислотами, в состав любой из солей входят основные и кислотные остатки. Поэтому можно сказать, что соли – сложные вещества, состоящие из основных и кислотных остатков.

Средние (нормальные) соли образуются при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов, например:

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O; H₃PO₄ + 3KOH = K₃PO₄ + 3H₂O.

Кислые соли образуются при неполном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов, например:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O; H₃PO₄ + KOH = KH₂PO₄ + H₂O;

H₃PO₄ + 2KOH = K₂HPO₄ + 2H₂O.

В кислотных остатках кислых солей всегда содержатся атомы водорода. Очевидно, что кислые соли образуются только многоосновными кислотами.

Оснóвные соли образуются при неполном замещении гидроксогрупп ОН в формульных единицах оснований кислотными остатками, например:

Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂O; Al(OH)₃ + 2HCl = AlOHCl₂ + 2H₂O.

Основные остатки, входящие в состав основных солей, содержат группы ОН. Очевидно, что такие соли образуются только многокислотными основаниями.

По способности растворяться в воде все соли делятся на две большие группы – растворимые и нерастворимые соли. Примеры солей каждой из этих групп приведены на следующей схеме:

	С о л и
Растворимые		Нерастворимые
NaCl, KBr, KNO3, MgSO4, Na2CO3, ZnSO4, K2S, Al(NO3)3, K2SO3, CaCl2.		BaSO4, CaCO3, AgCl, CuS, MgSiO3, PbSO4, Ca3(PO4)2.