Підготовчі курси з хімії

Тема 8-11 Класи неорганічних речовин

Тема 9


ОСНОВИ

 

9.1    Класифікація та номенклатура оcнов

Основи – це складні сполуки, що містять атоми металлу (або амоній-катіон NH4+), сполучені з однією чи декількома гідроксогрупами ОН і мають загальну формулу Ме(ОН)х, де х – це валентність металу.

З позицій теорії електролітичної дисоціації основи – це електроліти, внаслідок дисоціації яких утворюється єдиний вид негативно заряджених йонів – гідроксид-аніони ОН. Паралельно з цим можуть утворюватися позитивно заряджені катіони металу (або амоній-катіон NH4+) чи позитивно заряджений залишок основи – так званий гідроксо-катіон, наприклад, ступенева дисоціації Ферум (ІІІ) гідроксиду, що проходить у три стадії, хоч і дуже незначною мірою, послідовно дає такі позитивно заряджені йони:

Fe(ОН)3→ (Fe(OH)2)+ + OH,

(Fe(OH)2)+ → (Fe(OH)2+ + OH,

FeOH+→ Fe3+ + OH.

Як видно з наведених рівнянь, при ступеневій дисоціації Fe(ОН)3 на кожній стадії, крім гідроксильних груп OH, утворюються ще основні продукти – залишки основ.

Залишком основи називається позитивно заряджений йон, що утворюється внаслідок відщеплення від молекули основи однієї чи декількох гідроксильних груп ОН.

У розглянутому прикладі утворилися такі залишки основ: Ферум (ІІІ) дигідроксо-катіон (Fe(OH)2)+, Ферум (ІІІ) гідроксо-катіон (Fe(OH)2+, Ферум(ІІІ) катіон Fe3+.Формування назв гідроксокатіонів корисно запам’ятати для подальшого називання основних солей, які будуть розглядатися в темі 17.

Згідно з вимогами міжнародної номенклатури назви основ утворюються з назви металу в називному відмінку (або амоній-катіону NH4+), після чого у дужках слід зазначити його валентність або ступінь окиснення (для металів зі змінними валентностями), далі додається слово „гідроксид”. Наприклад, Fe(OH)2 і Fe(OH)3 – відповідно Ферум (ІІ) гідроксид і Ферум (ІІІ) гідроксид. Однак, якщо метал виявляє постійну валентність у своїх сполуках, то її не вказують: Са(ОН)2 – Кальцій гідроксид, NH4OH – амоній гідроксид. Крім цього поширені й тривіальні назви основ. Так, для Кальцій гідроксиду використовується декілька тривіальних назв: твердий Ca(OH)2 – гашене вапно, водна суспензія Ca(OH)2 – вапняне молоко, прозорий розчин Ca(OH)2 – вапняна вода. Луги NaOH і KOH часто називають їдким натром та їдким калі відповідно, розчин Ba(OH)2 – баритовою водою. Амоній гідроксид NH4OH, формулу якого частіше записують у вигляді NH3.H2O, називається аміачною водою, або нашатирним спиртом (зазвичай 10% розчин).

Класифікують основи за різними ознаками.

1. Залежно від здатності розчинятися у воді основи поділяють на розчинні та нерозчинні у воді (рис. 9.1). Розчинні основи називаються лугами, їх небагато. До них належать гідроксиди лужних та лужноземельних металів: KOH, NaOH, LiOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2), а також амоній гідроксид NH4OH. Нерозчинних у воді основ – більшість. Це гідроксиди всіх р- і d-металів, а також двох s-металів: Магній гідроксид Mg(OH)2 і Берилій гідроксид Be(OH)2.

Рисунок 9.1 – Класифікація основ за розчинністю у воді

2. За ступенем дисоціації (тобто за здатністю сполуки розпадатися на йони у розчиненому чи розплавленому стані) основи поділяються на сильні та слабкі. Сильних електролітів серед основ небагато, вони майже повністю збігаються з розчинними основами, за винятком амоній гідроксиду NH4OH. Серед слабких електролітів – нерозчинні у воді основи і NH4OH.

3. За кислотністю основи поділяютья на однокислотні, що містять одну гідроксогрупу (KOH, NaOH, LiOH, CsOH, NH4OH), двохкислотні з двома гідроксогрупами (Mg(OH)2, Cu(OH)2), трикислотні (Fe(OH)3, Al(OH)3), та багатокислотні, які зустрічаються надзвичайно рідко(Mn(OH)4, Ti(OH)4).

 

9.2  Фізичні властивості основ

За звичйних умов основи – йонні кристалічні речовини, крім амоній гідроксиду NH4OH, що існує тільки в розчині. Всі розчинні основи – луги – мають характерний смак, мильні на дотик, дуже їдкі. Вони роз’їдають шкіру, папір та інші матеріали. Густина, температури плавлення та кипіння основ змінюються в широких межах.

Всі основи по-різному забарвленні. Наприклад: луги білого кольору, Cu(OH)2 – блакитного, Fe(OH)3 – бурого, Ni(OH)2 – яблунево-зеленого, α-модифікація Со(ОН)2 – синього, а β-модифікація – рожевого (рис.9.2).

Рисунок 9. 2 – Забарвлення деяких основ: а) Кальцій гідроксид; б) Купрум (ІІ) гідроксид; в) Ферум (ІІІ) гідроксид; г) Нікол (ІІ) гідроксид; д) β-Кобалт (ІІ) гідроксид

 

9.3    Хімічні властивості основ

Основи не є абсолютно ідентичними сполуками за своєю реакційною здатністю. Луги виявляють високу хімічну активність і вступають у взаємодію з багатьма представниками різних класів сполук. Нерозчинні гідроксиди, навпаки, в хімічному відношенні малоактивні, як це випливає з табл. 15.1

Таблиця 9.1 – Основні хімічні властивості основ

Дія на індикатор

Завдяки наявності в розчинах основ гідроксильних груп OH  спостерігається забарвлення індикаторів

Лакмус  – синій,

Метиловий оранжевий  – жовтий,

Фенолфталеїн  – малиновий

Відношення до кислот

Основи вступають з кислотами в реакцію нейтралізації. Винятком є відношення дуже слабких основ до дуже слабких кислот – у цьому випадку взаємодія відбувається не завжди

КОН + НСІ →КСІ + Н2О,

Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O,

однак Cu(OH)2 + HCN → реакція не проходить

 

Взаємодія з кислотними оксидами

Луги реагують з більшістю кислотних оксидів. Однак особливо стійкі кислотні оксиди у лугах розчиняються лише при нагріванні, наприклад, SiO2

 

6КОН + Р2О5 →2К3РО4 + 3Н2О,

Са(ОН)2 + СО2 →СаСО3 + Н2О,

SiO2+ 2NaOH → Na2SiO3+ H2O реакція відбувається при нагріванні

Взаємодія з амфотерними оксидами і гідроксидами

Цю властивість виявляють луги, при сплавленні яких з двовалентними амфотерними металами утворюються середні солі загального вигляду Na2MeO2, а з тривалентними – NaMeO2. Якщо на амфотерні оксиди і гідроксиди діяти розчинами лугів, то утворюються комплексні солі: з двовалентним металом –Na2[Ме(OH)4], а тривалентними – Na3[Ме(OH)6]  чи

Na[Ме(OH)4]

2NaOH + ZnO →t  Na2ZnO2 +  Н2О,

2NaOH + ZnO + Н2О→Na2[Zn(OH)4],

2NaOH + Al2O3t  2NaAlO2 +  Н2О,

2NaOH + Al2O3 + 3Н2О→2Na[Al(OH)4]

Реакції з розчинами солей

Ця властивість притаманна головним чином для лугів, які реагують з середніми солями.  Умовою взаємодії є необоротність реакції, тобто  випадіння осаду, виділення газу чи утворення слабкого електроліту. Слабкі основи теж можуть вступати в реакції йонного обміну, якщо внаслідок цього утворюється сіль, що має значно меншу розчинність порівняно з вихідним гідроксидом

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4,

FeCI2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCI, 

однак NaOH + KCI  → реакція не проходить.

Приклад взаємодії слабкої основи з сіллю:

Cu(OH)2 + Na2S →CuS↓ + 2NaOH

 

З кислими солями луги утворюють середні солі

NaHCO3+ NaOH → Na2CO3 + Н2О,

З основними солями луги дають нерзчинні основи

Al(OH)Cl2+ 2NaOH → Al(OH)3↓ + 2NaCI,

Al(OH) 2Cl+ NaOH → Al(OH)3↓ + NaCI

Відношення до нагрівання

Луги виявлять стійкість до нагрівання: при температурі плавлення вони переходять з твердого стану в рідкий. Слабкі основи розкладаються при нагріванні на оксид і воду

NaOH(твердий)t  NaOH(рідкий розплав),

Cu(OH)2t  CuO + Н2О,

2Fe(OH)3t  Fe2O3 + 3Н2О,

Амоній гідроксид вже за невисоких температур розкладається на амоніак і воду

NH4OH →t NH3↑ + Н2О

Взаємодія з амфотерними металами (тільки луги!)

При сплавленні твердих лугів з амфотерними двох-, три- і чотиривалентними металами утворюються середні солі відповідно Na2MeІІO2, NaMeІІІO2, Na2MeІVO3, а при розчиненні таких металів у розчинах лугів утворюються комплексні солі загального складу 

Na2[МеІІ(OH)4], Na[МеІІІ(OH)4], Na3[МеІІІ(OH)6], Na3[МеІV(OH)6], де римськими цифрами зазначена валентність металу 

2NaOH(тв.) + Zn → Na2ZnO2 + H2↑,

2NaOH + Zn + 2Н2О→Na2[Zn(OH)4] + H2↑,

2NaOH + 2Al+ 6Н2О→2Na[Al(OH)4] + 3H2

 

Взаємодія з деякими неметалами (тільки луги!)

При пропусканні хлору через холодний розчин лугу утворюється сіміш двох солей – хлориду і гіпохлориту

2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O

При пропусканні хлору через гарячий розчин лугу утворюється сіміш двох солей – хлориду і хлорату

6NaOH + 3Cl2t  NaCl + NaClO3 + 3H2O

Внаслідок тривалого кип’ятіння сірки у концентрованому розчині лугу утворюється суміш двох солей – сульфіту і сульфіду

6KOH + 3S →t  K2SO3 + 2K2S + 3H2O

 

Розчинення фосфору у лузі приводить до утворення гіпофосфіту і виділення газу фосфіну

3NaOH + 3P →3NaH2PO2 + PH3

 

При розчиненні кремнію утворюється сіль Натрій силікат і виділяється водень

2KOH + Si + H2O àt  K2SiO3 + 2H2

 

 

 

9.4  Амфотерні гідроксиди

Серед гідроксидів є чимало таких, які слід вважати амфотерними.

Амфотерні гідроксиди – це гідрати амфотерних оксидів, які здатні виявляти як основні властивості при взаємодії з кислотами, так і кислотні – при взаємодії з лугами.

Як приклад амфотерних гідроксидів можна навести основи: Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Pb(OH)4 та ін. Їх назви утворюються так само, як і назви всіх основ, оскільки за складом вони від інших основ не відрізняються.

Всі амфотерні гідроксиди є слабкими основами, нерозчинними у воді. Наявність кислотних і основних ознак у амфотерних гідроксидів пояснюється їх можливістю частково дисоціювати за типом як основи, так і кислоти. Наприклад:

Zn(OH)2 → Zn2+ + 2OH;

Zn(OH)2 → 2H+ + ZnO2.

Напрям дисоціації залежить від кислотності середовища, тобто від рН розчину. У кислому середовищі рівновага зміщується у бік дисоціації за типом основи, тому що йони ОН, які виникають внаслідок дисоціації, зв’язуються йонами Н+ середовища з утворенням малодисоційованих молекул води. У лужному середовищі, напроти, йони Н+ зв’язуються йонами ОН середовища, що сприяє дисоціації за типом кислоти.

У хімічному відношенні властивості амфотерних гідроксидів подібні до слабких основ, але мають й свої спеціфічні особливості (табл. 9.2)

Таблиця 9.2 – Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Основні властивості амфотерних гідроксидів виявляються в їх взаємодії з сильними кислотами

Zn(OH)2 + 2HCl →ZnCl2 + 2Н2О;

2Al(OH)3 +3H2SO4 →Al2(SO4)3 + 6Н2О

Кислотні властивості амфотерних гідроксидів забезпечуються їх здатністю реагувати з лугами

а) при нагріванні і сплавленні сухих речовин;

б) у водних розчинах

 

а) Zn(OH)2 + 2KOH → K2ZnO2 + 2Н2О;

б) Zn(OH)2 + 2KOH →K2[Zn(OH)4]

 

9.5   Одержання і застосування основ

Для кожної окремої основи розроблені індивідуальні методи її добування, але є й спільні способи, за якими можна одержати більшість основ (табл. 9.3).

Таблиця 9.3 – Способи одержання основ

Обмінна взаємодія солей з лугами

У такий спосіб одержують нерозчинні слабкі основи, за винятком Меркурій та Аргентум гідроксидів, які в момент утворення розкладаються на відповідний оксид і воду.  Щодо амфотерних основ, то для їх одержання використовують амоній гідроксид, тому що при дії лугом на сіль амфотерного металу реакція практично не зупиняється на випадінні осаду амфотерної основи, а продовжуються до кінця, тобто до утворення розчинної комплексної сполуки

CuCl2 + Ba(OH)2 = 2Cu(OH)2¯ + BaCl2,

однак:

Hg(NO3)2 + 2NaOH → HgO¯ + 2NaNO3 + H2O,

2AgNO3 + 2NaOH →Ag2O¯ + 2NaNO3 + H2O,

AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3¯ + 3NH4Cl,

оскільки:

AlCl3 + 4NaOH → Na[Al(OH)4] + 3NaCl

Взаємодія активних металів з водою

У ряді таких металів – лужні та лужноземельні метали

2Na + 2H2O → 2NaOH  + H2­,

Ca + 2H2O → Ca(OH)2  + H2­

Гідроліз бінарних сполук

Розчинних основних оксидів металів з водою

Na2O + H2O → 2NaOH,

BaO + H2O → Ba(OH)2

Пероксидів лужних і лужноземельних металів

Na2O2 + 2H2O →2NaOH  + H2O2,

BaO2 + 2H2O →Ba(OH)2  + H2O2

Розчинних гідридів

NaH + H2O → NaOH  + H2­

Інших бінарних сполук – розчинних карбідів, силіцидів, нітридів чи фосфідів.

Ці реакції наводяться тільки як цікава ілюстрація можливості утворення гідроксидів. Однак вони не мають практичного значення як спосіб одержання основ, які у даному випадку є лише побічними продуктами при добування гідрогенвмісних сполук відповідних неметалів

Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4­,

Na2C2 + 2H2O → 2NaOH + C2H2­,

Mg2Si + 4H2O →2Mg(OH)2 + SiH4­,

Na3N + 3H2O→3NaOH + NH3,

Ba3P2 + 6H2O → 3Ba(OH)2 + 2PH3­

 

Гідроліз солей, утворених  дуже слабкими кислотами

У такий спосіб можна одержати луги тільки за умовою, що інший продукт реакції виходить зі сфери реакції, тобто або випадає в осад, або виділяється у вигляді газу

NaFeO2 + 2H2O → NaOH  + Fe(OH)3↓,

KCrO2 + 2H2O →NaOH  + Cr(OH)3↓.

Електроліз водних розчинів солей активних металів.

Електролітичним способом доцільно одержувати тільки луги

2NaCI + 2H2O →H2­+2NaOH + CI2­

Одержання амоній гідроксиду

Амоній гідроксид можна одержати як й інші слабкі основи за обмінною реакцією між лугом і сіллю, що містить амоній катіон (п.1), або при гідролізі амонійної солі слабкої кислоти (п. 4). Крім цього добувають при прямому розчиненні газуватого амоніаку

NH4NO3 + NaOH → NH4OH + NaNO3,

(NH4)2CO3 + H2O → 2NH4OH + CO2­,

NH3 + H2O →NH4OH

Одержання амфотерних гідроксидів

 Для практичного одержання амфотерних гідроксидів звичайно діють на сіль відповідного металу розчинами амоній гідроксиду чи соди (реакції 1 і 2). Це пояснюється тим, що при використанні лугу дуже важко дотриматися необхідного співвідношення вихідних реагентів (реакція 3). У випадку недостатньої кількості лугу реакція проходить за схемою 4, а при його надлишку – за схемою 5

1) AlCl3 + 3NH4OH → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl,

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

Однак:

3) AlCl3 + 3NaOH →Al(OH)3↓ + 3NaCl,

4) AlCl3 + 2NaOH → Al(OH)2Cl + 2NaCl,

5) AlCl3 + 4NaOH → Na[Al(OH)4]

Основи, а особливо луги знаходять дуже широке використання. Так, Натрій гідроксид NaOH використовується для одержання мила, штучного волокна, паперу, для очищення нафтопродуктів. Калій гідроксид КОН застосовується як електроліт для лужних акумуляторів, для одержання рідкого мила. Кальцій гідроксид Са(ОН)2 – як будівельний матеріал. Барій гідроксид Ва(ОН)2 –у якісному аналізі для знаходження сульфат- і карбонат-аніонів, як компонент мастил, для очищення тваринних і рослинних масел. Ліитій гідроксид LiOH – у лужних акумуляторах, для одержання мастил, для поглинання вуглекислого газу у протигазах, підводних човнах, літаках. Амоній гідроксид у виглдяді 10% розчину NH4OH (або NH3.H2O) застосовують у медицині при запамороченнях.

 

9.6   Практична частина

Приклад 1. Дайте назви основам таким основам: NaOH, Cu(OH)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3, Ba(OH)2, Fe(OH)2, LiOH, Be(OH)2 і складіть формули оксидів, що їм відповідають. Розподіліть їх за типами на луги, нерозчинні, амфотерні основи.

Розв’язок: Відповідь на запропоновані питання наведемо у вигляді таблиці:

Формула

основи

Назва основи

Формула

відповідного оксиду

Тип основи

NaOH

Натрій гідроксид

Na2O

 

Луги

Ba(OH)2

Барій гідроксид

BaO

LiOH

Літій гідроксид

Li2O

Cu(OH)2

Купрум (ІІ) гідроксид

CuO

Нерозчинні слабкі основи

Cr(OH)2

Хром (ІІ) гідроксид

CrO

Fe(OH)2

Ферум (ІІ) гідроксид

FeO

Cr(OH)3

Хром (ІІІ) гідроксид

Cr2O3

Амфотерні основи

Be(OH)2

Берилій гідроксид

BeO

 

Приклад 2. Які з перелічених основ реагують з розчином Натрій гідроксиду: Mg(ОН)2, Cu(ОН)2, Fe(ОН)3, Cr(OH)3, Al(ОН)3, Pb(ОН)2, Ca(ОН)2? Складіть рівняння відповідних реакцій.

Розв’язок: У взаємодію з лугами вступають тільки амфотерні основи Cr(OH)3, Al(ОН)3, Pb(ОН)2.

  1. 1) Mg(ОН)2 +NaOH  реакція не проходить;
  2. 2) Cu(ОН)2 здатний виявляти дуже слабкі амфотерні властивості, тому при дії насиченого розчину лугу може давати нестійкі комплексні солі – купрати, які дуже швидко розкладаються на вихідні сполуки:
  3. Cu(ОН)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4];
  4. 3) Fe(ОН)3 не розчиняється навіть у концентрованих розчинах лугів, однак при сплавленні твердих основ утворює сіль – ферит, яка за наявності навіть невеликих кількостей води миттєво розкладається:

Fe(OH)3(тв.) + KOH(тв.)(t, сплавлення) KFeO2 + 2H2O↑,

KFeO2 + 2H2O → Fe(OH)3↓ + KOН;

4) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугу

Cr(OH)3 + NaOH→ Na[Cr(OH)4];

5) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугу

Al(ОН)3, + 3NaOH → Na3[Al(OH)6];

6) амфотерна основа, взаємодіє з рочином лугу

Pb(ОН)2, + 4NaOH →Na4[Cr(OH)6];

7) Ca(ОН)2 +NaOH  реакція не проходить.

Приклад 3. Металевий натрій масою 69г розчинили у воді масою 224г. Обчисліть масову частку лугу в розчині, що утворився.

Розв’язок: При розчиненні металевого натрію відбувається реакція з виділенням водню:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑.

Обчислимо кількість речовини натрію:

υ(Na) = m / M = 69 / 23 = 3моль.

Така ж сама кількість речовини Натрій гідроксиду утворилася внаслідок реакції:

υ(Na) = υ(NaОН) = 3моль,

а його маса дорівнює:

m(NaОН) = υ(NaОН) . М(NaОН) = 3 . 40 = 120г.

З співставлення кофіцієнтів у рівнянні реакції випливає, що кількість речовини водню вдвічі менша, ніж натрію

υ(H2) = 1/2υ(Na) = 1/2 . 3моль = 1,5 моль,

а маса водню, що виділився дорівнює:

m(H2) = υ(H2) . М(H2) = 1,5 . 2 = 3г.

Маса всього розчину складається з мас металевого натрію і води за винятком маси водню, що покинув реакційне середовище

mрозчину = m(Na) + m(H2О) – m(H2) = 69 + 224 – 3 = 290г.

Тоді масова частка NaОН у розчині

ω = m(NaOH) . 100% / mрозчину = 120 . 100% / 290 = 41,4%.


 


© 2023 СумДУ
created with Lectur'EDbeta