12.6 Физические и химические свойства оснований

При комнатной температуре все основания - твердые вещества, исключение составляет только одно основание - гидроксид аммония NH₄OH, который представляет собой водный раствор аммиака и в свободном виде не существует.

Химические свойства оснований

1 Диссоциация оснований

При диссоциации растворимых оснований образуются катионы металла (катион аммония) и гидроксид-ионы. Однокислотные растворимые основания диссоциируют в одну ступень, многокислотные основания подвергаются ступенчатой диссоциации. Под воздействием образовавшихся в ходе диссоциации гидроксид-ионов изменяется цвет индикаторов (таблица 12.2).

Таблица 12.2 – Цвет индикаторов в различных средах

Индикатор	Цвет индикатора
	Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
Лакмус Фенолфталеин Метилоранж	Красный Бесцветный Красный	Фиолетовый Бесцветный Желтый	Синий Малиновый Желтый

2 Взаимодействие оснований с кислотами

Все основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Эта реакция является реакцией нейтрализации:

3 Взаимодействие оснований с кислотными оксидами

Основания взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

4 Взаимодействие оснований с солями

Растворимые основания реагируют с растворимыми солями, образуя новое основание и новую соль, при этом один из продуктов реакции обязательно должен выделяться в виде осадка:

5 Разложение оснований при нагревании

Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на оксид (основной) и воду:

Щелочи разлагаются лишь при очень высоких температурах.

7. Способы получения оснований

1 Взаимодействие металлов с водой

Взаимодействие наиболее активных (щелочных и щелочноземельных) металлов с водой с образованием щелочи и выделением водорода:

2 Взаимодействие оксидов металлов с водой

Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой; в результате взаимодействия образуется щелочь:

3 Взаимодействие оснований с солями

Действие растворимого основания на соль с образованием нерастворимого основания:

4 Электролиз водных растворов солей щелочных металлов (чаще всего хлоридов) с образованием соответствующих щелочей.

Лекция 13

Вопросы

1. Кислоты. Общая характеристика, номенклатура и классификация

2. Физические и химические свойства кислот

3. Способы получения кислот

4. Амфотерные оксиды и гидроксиды

1. Кислоты. Общая характеристика, номенклатура и классификация кислот

Кислотами называются соединения, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками.

Кислоты классифицируют по составу, по числу атомов водорода, способных замещаться металлом, и по степени диссоциации в водных растворах.

По составу кислоты делятся на кислородные (кислородсодержащие, оксокислоты) (HNO₃, Н₂СО₃, Н₃РО₄), и бескислородные (HF, HC1, H₂S).

Число атомов водорода, содержащихся в молекуле кислоты и способных замещаться металлом, определяет основность кислоты. В зависимости от основности кислоты могут быть одноосновные (НСl, HNO₃), двухосновные (H₂S, H₂CO₃), трехосновные (Н₃РО₄).

Основность кислоты может не совпадать с числом атомов водорода в ее молекуле, так как не все атомы водорода способны замещаться металлом. Так, в молекуле уксусной кислоты СН₃СООН только один атом водорода может замещаться металлом, поэтому уксусная кислота одноосновная, фосфористая кислота Н₃РО₃ двухосновная (только два атома водорода замещаются металлом), а фосфорноватистая Н₃РO₂ одноосновная (замещается металлом только один атом водорода, соединенный с фосфором через кислород).

Это становится понятным из структурных формул соответствующих кислот:

По степени диссоциации в водных растворах различают сильные (серная, хлороводородная, бромоводородная, йодоводородная, азотная, хлорная) и слабые кислоты (фосфорная, уксусная, угольная,сероводородная, сернистая, синильная и др.).

Названия бескислородных кислот составляют из названия элемента, образовавшего кислоту, с добавлением слов – водородная кислота, например: НСl – хлороводородная кислота, H₂S ‒ сероводородная кислота.

Название кислородсодержащей кислоты производят от названия образующего ее элемента, причем, если данный элемент образует несколько кислот, в которых проявляет разные степени окисления, то в названиях этих кислот используют разные суффиксы.

В том случае, если элемент может иметь в кислоте только две степени окисления, то в названии кислоты, соответствующей высшей степени окисления элемента, используется суффикс «-н» (или «-ов», «-ев»): H₂SO₄ – серная, H₃AsO₄ – мышьяковая, H₂SiO₃ – кремниевая. В названии кислоты, в которой элемент имеет низшую степень окисления, используется суффикс «-ист»: H₂SO₃ – сернистая, H₃AsO₃ – мышьяковистая.

В том случае, если элемент в кислородсодержащих кислотах может иметь более двух степеней окисления, в названиях кислот используются суффиксы «-н», «-ов», «-оват», «-ист», «-оватист» по мере понижения степени окисления элемента: HClO₄ – хлорная, HClO₃ – хлорноватая, HClO₂ – хлористая, HClO – хлорноватистая.

Для некоторых кислот употребляют также исторически сложившиеся названия, не связанные с какой-либо строгой системой, например: HCN – синильная кислота, НСl – соляная кислота, HF – плавиковая кислота.

Если одному оксиду соответствует несколько кислородсодержащих кислот (степень окисления элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте одна и та же), содержащих разное количество воды, то перед названием кислоты, в которой количество воды наибольшее, ставится приставка орто-, а перед названием кислоты с наименьшим количеством воды – приставка мета-. Перед названиями кислот, полученных путем частичного обезвоживания ортокислот, ставят приставку пиро-. Например, Н₃РО₄ – ортофосфорная (или просто фосфорная) кислота, НРО₃ – метафосфорная, Н₄Р₂О₇ – пирофосфорная. Последнюю кислоту получают путем частичного обезвоживания ортофосфорной кислоты:

Названия наиболее часто встречающихся на практике кислот и соответствующих кислотных остатков приведены в таблице 13.1.

2. Физические и химические свойства кислот

Кислоты при обычных условиях могут быть твердыми (Н₃РО₄), жидкими (HNO₃, H₂SO₄) или растворами газов в воде (НСl, H₂S).

Некоторые кислоты, например азотистая HNO₂, сернистая H₂SO₃, угольная H₂CO₃, существуют только в разбавленных растворах; при попытке концентрирования таких растворов они распадаются на оксид и воду или продукты разложения оксида и воду и, таким образом, не могут быть выделены в чистом виде:

Таблица 13.1 – Названия наиболее часто встречающихся на практике кислот и соответствующих им кислотных остатков

Кислота			Кислотный остаток
Формула	Название	Формула		Название
1	2	3		4
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F-		Фторид
НСl	Хлороводородная (соляная)	Сl-		Хлорид
НВr	Бромоводородная	Вr-		Бромид
HI	Иодоводородная	I-		Иодид
H2S	Сероводородная	HS-		Гидросульфид
		S2-		Сульфид
Окончание таблицы 13.1
1	2	3		4
H2SO4	Серная	HSO4-		Гидросульфат
		SO42-		Сульфат
H2SO3	Сернистая	HSO3-		Гидросульфит
		SO32-		Сульфит
HNO3	Азотная	NO3-		Нитрат
HNO2	Азотистая	NO2-		Нитрит
НРОЗ	Метафосфорная	PO3-		Метафосфат
H3PO4	Ортофосфорная (фосфорная)	H2PO4-		Дигидрофосфат
		HPO42-		Гидрофосфат
		PO43-		Ортофосфат (фосфат)
H4P2O7	Двуфосфорная (пирофосфорная)	H3P2O7-		Тригидродифосфат
		H2P2O72-		Дигидродифосфат
		HP2O73-		Гидродифосфат
		P2O74-		Дифосфат
H2CO3	Угольная	HCO3-		Гидрокарбонат
		CO32-		Карбонат
H2SiO3	Кремниевая	HSiO3-		Гидросиликат
		SiO32-		Силикат
H2CrO4	Хромовая	HCrO4-		Гидрохромат
		CrO42-		Хромат
H2Cr2O7	Двухромовая	HCr2O7-		Гидродихромат
		Cr2O72-		Дихромат
HClO4	Хлорная	ClO4-		Перхлорат
HClO3	Хлорноватая	ClO3-		Хлорат
HClO2	Хлористая	ClO2-		Хлорит
HClO	Хлорноватистая	ClO-		Гипохлорит
HMnO4	Марганцевая	MnO4-		Перманганат
CH3COOH	Уксусная	CH3COO-		Ацетат
H3BO3	Ортоборная (борная)	H2BO3-		Дигидроборат
		HBO32-		Гидроборат
		BO33-		Ортоборат (борат)
HCN	Циановодородная (синильная)	CN-		Цианид

Химические свойства кислот