Основные гидроксиды (основания)

Основаниями называют гидраты основных оксидов. Общая формула оснований — М(ОН)_n. Количество гидроксильных групп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH — однокислотное основание, Al(OH)₃ — трёхкислотное основание.

Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимы гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксид аммония. В водных растворах такие основания диссоциируют на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(ОН)₂  CaОН⁺ + ОН^-        CaОН⁺  Са²⁺ + ОН^-

 Основания растворимые в воде и хорошо диссоциированные, называются щелочами. Примерыщелочей: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂.

Раствор аммиака в воде проявляет свойства слабого основания, так как на ионы распадается незначительное количество молекул гидрата аммиака NH₃·H₂O.

Основания, как и основные оксиды, взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли:

Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = NiSO₄ + 2 H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃¯ + H₂O

Способы получения оснований

1. Взаимодействие активных металлов с водой. Щелочные и щелочноземельные металлы уже при комнатной температуре разлагают воду, образуя основания:

2 K + 2 H₂O = 2 KOH + H₂­; Ca + 2 H₂O = Ca(OH)₂ + H₂­

2. Непосредственное соединения основных оксидов с водой. Подавляющее большинство основных оксидов непосредственно с водой не соединяется. Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, присоединяя воду, образуют основания:

Li₂O + H₂O = 2 LiOH,      BaO + H₂O = Ba(OH)₂

3. Взаимодействие солей со щелочами. Этот метод применяют главным образом для получения нерастворимых в воде оснований:

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂¯ + K₂SO₄,

FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃¯ + 3 NaCl

Получение растворимых оснований по этому методу возможно в случае, когда в результате реакции образуется нерастворимая соль:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃¯ + 2 KOH,

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄¯ + 2 NaOH

4. Электролиз растворов солей. Этот метод применяется при получении щелочей в промышленности, для чего пропускают постоянный электрический ток через водные растворы солей натрия или калия. Например, при электролизе водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется водород, на аноде — хлор, а в растворе накапливается гидроксид натрия. Упаривая такой раствор, получают кристаллический гидроксид натрия. Процессы, происходящие при электролизе раствора хлорида натрия, можно представить следующей схемой:

2 NaCl + 2 H₂O  2 NaOH + 2 H₂­ + O₂­

NaCl  Na⁺ + Cl^-                           H₂O  H⁺ + OH^-

На катоде:                                  На аноде:

Н⁺ + e^- = Н,                               Cl^- - e^- = Cl,

2 H = H₂­                              2 Cl = Cl₂­

В растворе в катодном пространстве остаётся NaOH.

Кислоты

Кислотами называются соединения, которые при электролитической диссоциации образуют катионы водорода и других катионов не дают. В водных растворах кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотный остаток. Количество атомов водорода, способных замещаться металлами с образованием солей, определяет основность кислоты. Различают кислоты одноосновные (HCl, HNO₃), двухосновные (H₂SO₄, H₂S), трёхосновные (Н₃РО₄), шестиосновные (H₆V₁₀O₂₈).

В некоторых кислотах не все атомы водорода способны замещаться металлами. Например, молекула уксусной кислоты СН₃СООН содержит четыре атома водорода, однако замещаться металлами способен лишь атом водорода карбоксильной группы -СООН, поэтому уксусная кислота является одноосновной. Фосфористая кислота Н₃РО₃ — двухосновная, фосфорноватистая Н₃РО₂ — одноосновная.

По химическому составу различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Примерами бескислородных кислот могут служить плавиковая (НF), соляная (HCl), бромводородная (HBr), иодоводородная (НI), циановодородная (синильная НСN), тиоциановая (родановодородная) (НСNS), сероводородная (H₂S).

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов. Большинство кислотных оксидов образует кислоты в результате непосредственного присоединения воды. Молекулы некоторых ангидридов при разных условиях могут присоединять различные количества молекул воды, образуя соединение с бóльшим содержанием воды — ортокислоту — и соединение с меньшим содержанием воды — метакислоту. Например:

Р₂О₅ + Н₂О = 2 НРО₃ — метафосфорная кислота

Р₂О₅ + 3 Н₂О = 2 Н₃РО₄ — ортофосфорная кислота

В₂О₃ + Н₂О = 2 НВО₂ — метаборная кислота

В₂О₃ + 3 Н₂О = 2 Н₃ВО₃ — ортоборная кислота

Диоксид азота NO₂ при взаимодействии с водой даёт две кислоты — азотную и азотистую:

2 NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃.

Аналогичным образом ведёт себя диоксид хлора, образующий с водой хлорноватую и хлористую кислоты:

2 ClO₂ + H₂O = HClO₃ + HClO₂

Кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с содой две кислоты, называются смешанными ангидридами. При взаимодействии их с основаниями, естественно, образуются две соли.

Многоосновные кислоты в растворах диссоциируют ступенчато:

Н₃РО₄  Н₂РО₄^- + Н⁺, Н₂РО₄^-  НРО₄^2- + Н⁺,

НРО₄^2-  РО₄^3- + Н⁺.

Номенклатура кислот

Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует несколько кислот, то для их различия в названии используют разные суффиксы. Так, если элемент образует две кислоты, то для обозначения той из них, в которой кислотообразующий элемент имеет высшую валентность, то в названии кислоты используется суффикс -н, а при более низкой валентности, используют суффикс -ист: H₂SO_4­ — серная кислота, H₂SO₃ — cернистая, НNO₃ — азотная кислота, HNO₂ — азотистая кислота.

Когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот, для их обозначения употребляют суффиксы “оват”, “ист” и “оватист”:

HClO₄  — хлорная            H₃PO₄ — фосфорная

HClO₃ — хлорноватая     H₂PO₃ (H₄P₂O₆) — фосфорноватая

HClO₂ — хлористая         H₃PO₃ — фосфористая

HClO — хлорноватистая        H₃PO₂ — фосфорноватистая.

Для обозначения кислот, получаемых частичным обезвоживанием ортокислот, пользуются приставкой пиро

2 Н₃РО₄ = Н₂О + Н₄Р₂О₇ — пирофосфорная (дифосфорная) кислота.

Способы получения кислот

1. Взаимодействие ангидридов кислот с водой. Большинство ангидридов способно непосредственно присоединять воду, образуя соответствующие кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄,

N₂O₅ + H₂O = 2 HNO₃.

2. Взаимодействие солей с кислотами. Это наиболее распространённый способ:

2 NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCl­,

NaNO₃ + HPO₃ = NaPO₃ + HNO₃­.

При получении кислот этим способом исходная соль должна быть достаточно растворимой, а взятая для реакции кислота — более сильной или менее летучей, чем получаемая. Серная кислота является сильной и нелетучей, поэтому ею часто пользуются для получения других кислот. Если получаемая кислота обладает восстановительными свойствами, то вместо серной кислоты для реакции берут фосфорную кислоту.

3 KI + H₃PO₄ = K₃PO₄ + 3 HI.

3. Окисление некоторых простых веществ. Кислоты получаются при действии на некоторые неметаллы сильных окислителей:

I₂ + 5 Cl₂ + 6 H₂O = 2 HIO₃ + 10 HCl,

3 P + 5 HNO₃ + 2 H₂O = 3 H₃PO₄ + 5 NO­.

4. Взаимодействие неметаллов с водородом. Некоторые бескислородные кислоты можно получить непосредственным соединением неметалла с водородом:

H₂ + I₂ = 2 HI,                   H₂ + Cl₂ = 2 HCl.

Водные растворы полученных соединений являются кислотами.

Амфотерные гидроксиды

Гидраты амфотерных оксидов, как и сами оксиды, обладают амфотерными свойствами. Эти соединения весьма мало растворимы в воде. Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем виде как М(ОН)_x, то диссоциацию гидроксида в растворе по основному и кислотному типам можно представить схемой:

М(ОН)_х  М^х+ + х ОН^-; М(ОН)_х  х Н⁺ + МО_х^х-

Поскольку амфотерные гидроксиды диссоциируют по основному и кислотному типам одновременно, этот процесс можно записать следующим образом:

М^х+ + х ОН^-  М(ОН)_х º Н_хМО_х  х Н⁺ + МО_х^х-

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида ионы М^х+, ОН^-, Н⁺ и МО_х^х- находятся в состоянии равновесия. Поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O

Al(OH)₃ + 3 HCl = AlCl₃ + 3 H₂O

Продукты реакций — сульфат цинка и хлорид алюминия — содержат металл в виде катиона.

Взаимодействуя со щелочами, гидраты амфотерных оксидов проявляют кислотные свойства:

H₂ZnO₂ + 2 KOH = K₂ZnO₂ + 2 H₂O

H₃AlO₃ + 3 NaOH = Na₃AlO₃ + 3 H₂O

Образовавшиеся соли (цинкат калия и алюминат натрия) содержат соответственно цинк и алюминий в составе кислотного остатка.

Взаимодействие гидроксида алюминия с гидроксидом натрия может протекать и по другой схеме:

H₃AlO₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O

Образовавшуюся соль называют метаалюминатам на­трия в отличие от соли Na₃AlO₃, называемой ортоалюминатом натрия. Образование орто- или метасоединения опреде­ляется концентрацией щёлочи и условиями реакции: ор­тоалюминаты образуются в растворах, метаалюминаты — при сплавлении.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами в растворах происходит по уравнениям:

Zn(OH)₂ + 2 KOH = K₂[Zn(OH)₄]

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Гидраты амфотерных оксидов обычно получают взаимодействием солей со щёлочами, количество которых рассчитывают точно по уравнению реакции, например:

ZnSO₄ + 2 NaOH = Zn(OH)₂¯ + Na₂SO₄

Cr(NO₃)₃ + 3 KOH = Cr(OH)₃¯ + 3 KNO₃.

Соли

Солью называют продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые в воде соли диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка. Соли подразделяют на средние, кислые и основные.

Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: MgSO₄, Al₂(SO₄)₃, Na₃PO₄. Атомы водорода в кислоте могут быть замещены группой атомов, играющей роль катиона. Например, вместо водорода может стоять аммонийная группа NH₄⁺: NH₄Cl, (NH₄)₂SO₄, (NH₄)₃РO₄.

Иногда атом металла в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками; такие соли называют смешанными. Примером смешанной соли может служить белильная известь, являющаяся кальциевой солью двух кислот — соляной и хлорноватистой: Cl-Ca-O-Cl.

Если атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными металлами, то такую соль называют двойной, например NaKCO₃, Na₂NH₄PO₄, KAl(SO₄)₂.

Двойные и смешанные соли как индивидуальные соединения известны только в кристаллическом состоянии, в растворах они полностью диссоциированы на ионы металлов и кислотные остатки.

Название средних солей производят от названий образовавших их кислот и металлов: CuSO₄ — сульфат меди, K₂SO₃ — сульфит калия, Na₂CO₃ — карбонат натрия, Mg(NO₃)₂ — нитрат магния, NaNO₂ — нитрит натрия, NaCl — хлорид натрия NaClO — гипохлорит натрия, NaClO₂ —  хлорит натрия,  КClO₃ — хлорат калия, NaClO₄ — перхлорат натрия.

Иногда при наименовании средних солей пользуются техническими названиями, например: NaCl — поваренная соль, Na₂CO₃ — сода кальцинированная, Na₂CO₃∙10H₂O — сода кристаллическая, K₂CO₃ — поташ, KNO₃ — калийная селитра,  KAl(SO₄)₂∙12H₂O — алюмокалиевые квасцы.

Кислые соли можно рассматривать, как продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Образование кислых солей характерно только для многоосновных кислот (исключение плавиковая кислота HF). Кислые соли состоят из атома металла, кислотного остатка, и водорода, способного замещаться металлами. В водных растворах кислые соли диссоциируют на отрицательно заряженные ионы кислотных остатков и положительно заряженные ионы двух видов — металла и водорода, например:

NaHSO₄  Na⁺ + H⁺ + SO₄^2-

Кислые соли чаще всего образуются при избытке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием оснований:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O

MgHPO₄ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ + H₂O

Название кислых солей образуют из названий средних солей, добавляя приставку гидро-: NaHCO₃ — гидрокарбонат натрия; KHSO₄ — гидросульфат калия.

При наименовании кислых солей многоосновных кислот указывают число ещё не замещённых атомов водорода: NaH₂PO₄ — дигидрофосфат натрия; Na₂HPO₄ — гидрофосфат натрия.

Основные соли содержат помимо металла и кислотного остатка гидроксильные группы ОН^-. Такие соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Основные соли дают только многокислотные основания: Al(OH)₂Cl, Ni(OH)NO₃, Cr(OH)SO₄, Cu₂(OH)₂CO₃ и т. п. Все основные соли труднорастворимы в воде. Они обычно образуются при недостатке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием кислот, например:

Ni(OH)NO₃ + HNO₃ = Ni(NO₃)₂ + H₂O,

Fe(OH)₂Cl + 2 HCl = FeCl₃ + 2 H₂O.

Названия основных солей чаще всего выводятся из названий средних, применяя приставку гидроксо-. Если гидроксо-групп в молекуле основной соли больше одной, то количество их указывают приставками ди-, три-, тетра- и т. д.:

Al(OH)Cl₂ — гидроксодихлорид алюминия,                Cr(OH)₂NO₃ — дигидроксинитрат хрома,

Ti(OH)₃Cl — тригидроксихлорид титана.

Основные соли при нагревании или со временем способны терять воду. Образующиеся при этом соли, которые, естественно, тоже имеют основной характер, называются оксосолями. Например:

2 Mg(OH)Cl = H₂O + Mg₂OCl₂ — оксохлорид магния,

2 Al(OH)SO₄ = H₂O + Al₂O(SO₄)₂ — оксосульфат алюминия,

Al₂(OH)₄SO₄ = H₂O + AI₂O₂SO₄ — диоксосульфат алюминия.

Оксосоли можно перевести в средние соли действием соответствующих кислот:

Zn₂OCl₂ + 2 HCl = 2 ZnCl₂ + H₂O.