Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH₄OH).

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH)₂ – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ ¯ + H₂O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

2KOH + Al₂O₃ = 2KAlO₂ + H₂O 1,

2KOH + SnO + H₂O = K₂[ Sn(OH)₄ ].

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ +2H₂O2,

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂[ Zn(OH)₄ ]3.

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH)₂ = CaO + H₂O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

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

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды (гидраты амфотерных оксидов) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO₂^2- + 2H⁺ Û Zn(OH)₂ Û Zn²⁺ + 2OH .

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ ZnO₂ (реакция в расплаве),

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OH)₄] (реакция в растворе).

Номенклатура оснований. Названия оснований строятся из слова “ гидроксид ” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH)₃ - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH)₂ – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S, H₃PO₄ и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)₂, Ca (OH)₂, Al (OH)₃ и т. д.).

Примеры образования солей:

Ca (OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O,

CaSO₄ (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O,

NaHSO₄ (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu (OH)₂ + HCl = CuOHCl + H₂O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu (OH)₂↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑,

NaCl_тв + H₂SO_4конц = NaHSO₄ + HCl↑;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH;

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃+ AgCl↓,

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al (OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂.

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO₃ = CaO + CO₂.

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄٭ 5H₂O Δ H< 0

белого цвета сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO₄ + NaOH= Na₂SO₄ + H₂O,

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl₂ = MgCl₂ + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂.

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH)₃ + 3HCl= FeCl₃ + 3H₂O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl₂ + 2KOH = Fe(OH)₂ ¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2KNO₃.

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

2K + S = K₂S.

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂.

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

Номенклатура солей. Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. Например: SnS – сульфид олова (II), Na₂Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат. Например, соли азотной кислоты HNO₃ называются нитратами, серной кислоты H₂SO₄ – сульфатами, хромовой кислоты H₂CrO₄ – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO₂ называются нитритами, сернистой кислоты H₂SO₃ – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “), ее анион получает приставку гипо- и окончание - ит. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO₄ называют перманганатами, хлорной кислоты HClO₄ – перхлоратами, йодной кислоты HIO₄ – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H₂MnO₄, хлорноватой HClO₃ и йодноватой HIO₃ кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na₂HPO₄ – гидроортофосфат натрия, NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков