Химия 9 класс 9-Х-2

1.5. Основания

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов $$ {\mathrm{OH}}^{-}$$  в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации ионов $$ {\mathrm{OH}}^{-}$$ даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса  соединений.

Классификация оснований


Признак классификации

Тип оснований

Примеры

Число гидроксогрупп в молекуле

Однокислотные

`"NaOH",  "KOH",  "NH"_4"OH"`

Двухкислотные

`"Ca(OH")_2,  "Fe(OH")_2`

Трехкислотные

`"Mn(OH")_3,  "Co(OH")_3`

Растворимость в воде и степень диссоциации

Растворимые в воде сильные основания (щёлочи)

`"LiOH",  "NaOH",  "KOH",  "Ca(OH")_2,  "Ba(OH")_2`

Нерастворимые в воде, слабые основания

`"Fe(OH)"_2,  "Fe(OH)"_3, "Cu(OH)"_2`

Получение оснований

1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

$$ 2\mathrm{Li} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}  \to  2\mathrm{LiOH} + {\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$,

$$ \mathrm{Ca} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  \mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$.

2. Взаимодействие основных оксидов с водой:

$$ \mathrm{SrO} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}  \to  \mathrm{Sr}(\mathrm{OH}{)}_{2}$$,

$$ \mathrm{MgO} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_{2}$$.

3. Взаимодействие щелочей с растворимыми солями, если в результате образуется нерастворимое вещество:

`"K"_2"CO"_3+"Ca(OH")_2->2"KOH"+"CaCO"_3darr`.

`"CuSO"_4+2"KOH" -> "Cu"("OH")_2 darr + "K"_2"SO"_4`.

4. Электролиз водных растворов щелочей:

$$ 2\mathrm{NaCl} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\stackrel{\mathrm{эл}.\mathrm{ток}}{\to }2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_{2}\uparrow +{\mathrm{Cl}}_{2}\uparrow $$.

5. Гидролиз солей:

`"NiCl"_2+2"H"_2"O"->"Ni(OH")_2+2"HCl"uarr`.

Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

$$ 2\mathrm{Fe}(\mathrm{OH}{)}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + 3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так  и нерастворимые основания, а также амфотерные гидроксиды:

`"Cu(OH)"_2+"H"_2"SO"_4 -> "CuSO"_4+2"H"_2"O"`.

Амфотерные гидроксиды проявляют как свойства оснований, так и свойства кислот:

$$ \mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} + \mathrm{NaOH} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }  {\mathrm{NaAlO}}_{2} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

`2"Al"("OH")_3+3"H"_2"SO"_4 -> "Al"_2("SO"_4)_3+6"H"_2"O"`.

Гидроксид алюминия растворяется в щелочах, но не растворяется в растворе аммиака.

Амфотерные гидроксиды реагируют со щелочами при сплавлении с образование солей:

$$ \mathrm{Zn}(\mathrm{OH}{)}_{2}+2\mathrm{NaOH}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2}+2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

Однако взаимодействие амфотерных гидроксидов с водными растворами щелочей приводит к образованию комплексных соединений: 

`"Zn(OH)"_2+2"NaOH"->"Na"_2["Zn(OH)"_4]`;

Правильнее:  `2"NaOH"+"ZnO"+"H"_2"O"->"Na"_2"[Zn(OH)"_4]`;

Гидроксид цинка растворяется как  в щелочах, так и в растворе аммиака:

$$ \underset{\mathrm{гидроксид} \mathrm{тетрааминцинка}}{\mathrm{Zn}(\mathrm{OH}{)}_{2} + 4{\mathrm{NH}}_{3} \to  [\mathrm{Zn}\left({\mathrm{NH}}_{3}{)}_{4}\right](\mathrm{OH}{)}_{2} }\phantom{\rule{0ex}{0ex}}$$

Гидроксид меди (II) не реагирует со щелочами, но растворяется в растворе аммиака:

`"Cu"("OH")_2+4"NH"_3 -> ["Cu"("NH"_3)_4]("OH")_2`.

Гидроксид магния не реагирует ни со щелочами, ни с аммиаком, но растворяется в растворе хлорида аммония:

`"Mg"("OH")_2+2"NH"_4"Cl"->"MgCl"_2+2"NH"_3 uarr +2"H"_2"O"`.

Химические свойства щелочей

Общие химические свойства щелочей определяются наличием в их составе гидроксид-ионов, появляющихся в процессе электролитической диссоциации.

1. Щелочь `+` кислотный оксид `->`соль `+` вода;

 `"Ba(OH)"_2+"N"_2"O"_5 ->"Ba(NO"_3)_2+"H"_2"O"`

`"Ca(OH)"_2+2"CO"_2->"Ca(HCO"_3)_2`;

`"Ca(OH)"_2+"CO"_2 ->"CaCO"_3darr+"H"_2"O"`

2. Щелочь + амфотерный оксид → соль + вода;

`2"NaOH"+"ZnO"->"Na"_2"ZnO"_2+"H"_2"O"`;

3. Щелочь `+` кислота `->` соль `+` вода;

`3"KON"+"H"_3"PO"_4->"K"_3"PO"_4+3"H"_2"O"`;

`"Ba(OH)"_2+2"HNO"_3->"Ba(NO"_3)_2+2"H"_2"O"`;

4. Щелочь `+` амфотерный гидроксид `->` комплексная соль (существует в водном растворе) ;

`2"NaOH"+"Zn(OH)"_2`$$ \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }$$`"Na"_2["Zn(OH)"_4]`;

$$ \mathrm{NaOH} + \mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3}  \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }  \mathrm{Na}[\mathrm{Al}\left(\mathrm{OH}{)}_{4}\right]$$.

5. Щелочь `+` растворимая соль `->` нерастворимое основание `+` соль;

`"Ca(OH")_2 + "Cu(NO"_3)_2 → "Cu(OH)"_2↓ +" Ca(NO"_3)_2`;
    `3"KOH" + "FeCl"_3 → "Fe(OH)"_3↓ + 3"KCl"`;

6. Щелочь `+` металл `+` вода `->` соль `+` водород;

`2"NaOH" +"Zn" + 2"H"_2"O" → "Na"_2["Zn(OH")_4] + "H"_2↑`;
`2"KOH" + 2"Al" + 6"H"_2"O" →  2"K"["Al(OH)"_4] + 3"H"_2↑`. 

Необходимо подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с галогенами, например, хлором:

`2"NaOH" + "Cl"_2  → "NaCl" + "NaClO"  + "H"_2"O"` (на холоду);

`6"KOH" + 3"Cl"_2`  $$ \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }$$ `5"KCl" +"KClO"_3 + 3"H"_2"O"`.