Химические свойства оснований

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

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами — реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами.

Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, белым фосфором, кремнием):

Кислоты

Кислоты — сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков. Они получили своё название из-за кислого вкуса большинства кислот. В водных растворах они диссоциируют на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка. Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием — вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счет неподеленной пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счет донорно-акцепторной связи (см. § 3) ион аммония:

кислота основание кислота основание

Возможно и еще более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия — кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.

Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями. В табл. 8.1 сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время при решении физико-химических задач.

Сопоставление определений кислот и оснований

Номенклатура кислот:

Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация, а значит и номенклатура, довольно условны. Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

Получение кислот:

Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой (см. выше).

Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

Химические свойства кислот:

Можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона (иона гидроксония ), и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот. Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

К кислотно-основному типу относятся реакции с основными оксидами и основаниями (см. выше).

Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только, когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления проявляют свойства сильных окислителей является сильным окислителем только при высокой концентрации):

Соли

Соли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла (или катионов аммония NH4+; известны соли фосфония PH4+ или гидроксония H3O+) и анионов кислотного остатка. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например двойные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: (доломит), (сильвинит), (алюмокалиевые квасцы), или смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона:

Соли представляют собой ионные соединения, и их названия строятся по названиям катионов и анионов. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс например хлорид натрия сульфид железа (II) и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание для высших степеней окисления, для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка ): карбонат кальция сульфат железа (III) сульфит железа (II) гипохлорит калия , хлорит калия , хлорат калия , перхлорат калия , перманганат калия дихромат калия

Способы получения:

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Большинство способов получения солей практически обсуждено выше.

Химические свойства:

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительно-восстановительные реакции:

Первые две реакции показывают, что соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а вторые две указывают на окислительные и восстановительные свойства солей.

С другой стороны, анионы, входящие в состав солей, могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссоциированных соединений, а также участвовать в окислительно-восстановительных реакциях:

Таким образом, соли могут реагировать с солями, кислотами (по типу обмена), металлами и неметаллами.

Кислые и основные соли:

Эти соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро-, а группа ОН — приставкой гидрокси-: — гидросульфид натрия, — гидросульфит натрия, — гидроксихлорид магния, — дигидроксихлорид алюминия.

Способы получения и свойства. Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действием избытка кислот на средние соли, щелочи, оксиды или соли:

При нагревании многие кислые соли разлагаются:

Основные соли часто получаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли:

Образование кислых и средних солей имеет большое значение при объяснении процессов гидролиза.

Список Литературы:

1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов /

Н.С. Ахметов. - М: Высш. шк.;

2. Глинка, Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка.

- М: Интеграл – Пресс;

3. Угай, ЯЛ. Общая и неорганическая химия: учеб. для вузов /

ЯЛ. Угай. - М: Высш. шк.;

4. Глинка, Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учеб. пособие

для вузов / под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубиной. - М.: Интеграл -

Пресс;

5. Гольбрайх, З.Е. Сборник задач и упражнений по химии /

З.Е. Гольбрайх, Е.И. Маслов - М.: Альстрель;

6. Семенов, И.Н. Химия: учеб. для вузов / И.Н. Семенов, И.Л. Пер-

филова. - СПб.: Химиздат;

7. [Кузьменко, 1977, гл. 10];

8. [Третьяков, § 32—34];

9. [Фримантл, т. 1, гл. 8];

10. [Хомченко, 1993, гл. 6].

Поиск по сайту: