Основания
Основаниями называют сложные соединения, молекулы которых состоят из атома металла и связанных с ним одновалентных гидроксильных групп ОН, число которых равно валентности металла. Согласно теории электролитической диссоциации основания - вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием -гидроксид-ионов:
NaOH = Na+ + ОН-
Са(ОН)2 = Са+ + 2ОН-
Номенклатура
Согласно международной номенклатуре соединения, содержащие в своем составе ОН - группы, называют гидроксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном основании. Так, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).
В русской номенклатуре названия оснований образуют,прибавляя к названию, соответствующего оксида приставку«гидро-» или слово «гидрат». Так, Mg(OH)2 - гидроксид магния, или гидрат окиси магния. Хорошо растворимые в воде основания называют щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, а также NH4OH. Большинство оснований в воде малорастворимы. Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп в его молекуле. Например, NH4OH - однокислотное основание, Са(ОН)2 -двухкислотное, Fe(OH)3 - трехкислотное и т.д.
Получение оснований
1. Растворимые в воде основания получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2,
Na2O + Н2О = 2NaOH.
2. В промышленности NaOH и КОН получают электролизом концентрированных растворов солей. Например, при электролизе растворов NaCl в околокатодном пространстве образуется едкий натр, а на аноде выделяется хлор.
3. Нерастворимые в воде основания получают действием растворов щелочей на водные растворы соответствующих солей:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4,
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl.
Химические свойства оснований
Все основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды:
NaOH + НСl= NaCl+Н2О,
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6Н2О,
Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + Н2О,
2NaOH + А12О3 = NaA1О2 + Н2О.
Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей с образованием новой соли и нового основания:
ZnSO4 + 2КОН = Zn(OH)2↓ + K2SO4.
Большинство оснований при нагревании подвергается разложению:
Са(ОН)2 = СаО + Н2О,
2Fe2(OH)3 = Fe2O3 + ЗН2О.
Щелочи NaOH и КОН очень устойчивы к нагреванию. Например, NaOH кипит при температуре 1400 °С без разложения.
В растворах щелочей индикаторы изменяют окраску: лакмус окрашивается в синий цвет, метилоранж - в желтый, фенолфталеин - в малиновый.
Кислоты
Молекула кислоты состоит из водорода, способного замещаться металлом, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют химические соединения, которые диссоциируют с образованием катионов водорода и не дают никаких других положительных ионов.
НС1 = Н+ + Сl-,
H2SO4 = 2Н+ + SO42-
Основность кислоты определяется числом ионов водорода, которые образуются при диссоциации ее молекулы. Так НС1, HNO3, CH3COOH и др. - одноосновные кислоты, H2SO4, H2CO3, H2S – двухосновные, Н3РО4, H3As04 - трехосновные.
Номенклатура кислот
Различают кислоты кислородные и бескислородные. Как показывает само название, первые содержат элемент кислород (например, H2SO4, HNO3, Н3РО4 и т.д.), вторые не содержат (HCI, HCN, HI, H2S).
Названия кислот происходят от названия того элемента, который образует кислоту.
Названия бескислородных кислот составляют из прилагательного, образованного из названия водородного соединения кислотообразующего элемента, и слова «кислота». Индивидуальные названия водных растворов галогеноводородов HF, HC1, НВг, HI - соответственно фтороводородная, хлороводородная, бромоводородная, йодоводородная кислоты. Водные растворы H2S, H2Se, H2Te - сероводородная, селеноводородная, теллуроводородная кислоты.
В названиях кислородных кислот (оксокислот) прилагательные составляют из корня русского названия кислотообразующего элемента. К нему добавляют суффикс "новатистая" - при низшей степени окисления, "нистая", "истая", "новатая", "оватая" - при средней степени окисления, "ная", "овая", "евая" - при высшей степени окисления. Так, НС1О -хлорноватистая кислота, НСlО2 - хлористая кислота, НС1О3 - хлорноватая кислота, НС1О4 - хлорная кислота, HNO2 -азотистая кислота, HNO3 - азотная кислота.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородных кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс "мета", при наибольшем числе -"орто". Так, НРО3 - метафосфорная кислота, Н3РО4 - ортофосфорная кислота(часто ее называют фосфорной кислотой), H2SiО3 - метакремниевая кислота(кремниевая кислота), H4SiО4 - ортокремниевая кислота. Если молекула кислоты содержит два или несколько атомов кислотообразующего элемента, то перед ее названием помешается числительная приставка, например: Н4Р2О7 - двуфосфорная кислота, Н2Сг2О7 - двухромовая кислота(или дихромовая кислота), Н2В4О7 -четырехборная (тетраборная) кислота.
Кроме того, ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия: НС1 -соляная кислота, HCN - синильная кислота, HF - плавиковая кислота.
Графические формулы кислот
При графическом изображении формул кислородных кислот следует помнить, что атомы водорода и неметаллы связаны через кислород:
В бескислородных кислотах водород связан с неметаллом:
H-Cl, H-S-H
Способы получения кислот
1. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов (ангидридов) с водой:
SO3 + Н2О = H2SO4,
СО2 + Н2О = Н2СО3,
Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4.
2. Если ангидриды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно, действием другой, более сильной, кислоты на соответствующую растворимую соль:
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4.
3. Бескислородные кислоты получают путем синтеза водорода с соответствующим неметаллом:
Н2 + С12 = 2НС1,
Н2 +I2 = 2HI.
с последующим растворением водородного соединения в воде.
4. Бескислородные кислоты можно получить реакцией обмена между солью и менее летучей кислотой:
NaCl(ТВ.) +H2SO4 = HCl↑ +NaHSO4,
FeS +2HCl=H2S + FeCl2.
Химические свойства кислот
Большинство кислот хорошо растворяются в воде и диссоциируют при этом на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Из нерастворимых кислот можно указать кремниевую кислоту H2SiО3. Некоторые, кислоты существуют только в растворах (H2SO3, H2CO3). В растворах кислот изменяют цвет индикаторы: лакмус окрашивается в красный цвет, метилоранж - в розовый, фенолфталеин остается бесцветным. Все кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации):
H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2Н2О.
Все кислоты реагируют с основными и амфотерными, оксидами, давая соль и воду:
6НС1 + Fe2O3 = 2FeCl3 + ЗН2О,
НС1+ВеО = ВеС12 + Н2О.
Кислоты вступают в реакцию с металлами. В зависимости от положения металла в ряду напряжений и свойств кислот продукты реакции будут разными. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с растворами кислот с образованием соли и выделением газообразного водорода:
H2SO4 + Fe = FeSO4 + Н2.
При взаимодействии разбавленного раствора азотной кислоты, концентрированных растворов серной и азотной кислот восстанавливается не водород, а кислотообразующие элементы, входящие в состав кислоты. Растворы кислот вступают в реакции ионного обмена с растворами солей. Эти реакции идут до конца в трех случаях:
1. Если одно из образующихся веществ нерастворимо (выпадает в осадок):
H2SO4 + ВаС12 = BaSO4↓+ 2HC1.
2. Если одно из полученных веществ выделяется в газообразном состоянии:
2НС1 + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + СО2↑.
3. Если одно из полученных веществ мало диссоциирует на ионы:
НС1 + CH3COONa = СН3СООН + NaCl,
Н+ + Сl - + СН3СОО- + Na+ = СН3СООН + Na+ + С1-,
Н+ + СНзСОO- = СН3СООН.
Реакции могут протекать между кислотой и твердой солью. В этом случае реакция возможна, если с кислотой взаимодействует соль менее сильной или более летучей кислоты:
2НС1 + СаСО3 = СаС12 + Н2О + СО2,
2НС1 + FeS = FeCl2 + H2S.
При нагревании кислородные кислоты разлагаются на ангидрид и воду:
H2SO3 = Н2О + SO2,
H2SiO3 = H2O + SiO2.
С точки зрения электролитической диссоциации все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода Н+.