Методы получения оснований
Щелочи получают взаимодействием с Н2О соответствующих металлов или их оксидов:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Na2O + H2O = 2NaOH
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 CaO + H2O = Ca(OH)2;
а также электролизом водных растворов соответствующих бескислородных солей:
2NaCl
+ 2H2O
2NaOH + H2
+ Cl2
CaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + H2+ Cl2
(NH3∙H2O получается при растворении в Н2О аммиака: Н2О + NH3 = NH3∙H2O).
Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как щелочи, так и нерастворимые основания:
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 + 2NaCl
K2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2KOH
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, т.к. может произойти растворение образующегося осадка:
AlCl3 + 4KOH = K[Al(OH)4] + 3KCl
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидрат аммиака, в котором амфотерные основания не растворяются:
AlСl3 + 3NH3 ∙ Н2О = Al(OH)3 + 3NH4Cl
К И С Л О Т Ы
Определение кислот, их классификация и физические свойства
Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из связанных между собой ковалентной полярной связью кислотного остатка и атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов.
В общем виде формулу молекулы кислоты можно записать следующим образом: HmA, где А – кислотный остаток; m – число способных к замещению атомов водорода, которое определяет основность кислоты.
Если m = 1, то такие кислоты называются одноосновными (HCl, HNO3, HClO3). Если m > 1, то такие кислоты называются многоосновными (H2SO4, H2S, H3PO4, H4P2O7).
В зависимости от того, содержат кислотные остатки атомы кислорода или нет, все кислоты делятся на 2 большие группы: кислородсодержащие и бескислородные.
Кислородсодержащим кислотам (HNO2, HClO4, H2CO3) соответствуют кислотные оксиды (N2O3, Cl2O7, CO2), которые называются иначе ангидридами этих кислот. Кислородсодержащая кислота может быть получена при взаимодействии своего ангидрида с водой.
Бескислородные кислоты не имеют ангидридов.
Кислоты являются электролитами, и при растворении в H2O их молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. В связи с этим, с точки зрения теории электролитической диссоциации, можно дать и такое определение кислот: «Кислоты – это электролиты, молекулы которых в ходе электролитической диссоциации в качестве положительно заряженных ионов образуют только ионы Н+».
Получившийся при диссоциации кислот ион водорода по донорно-акцепторному механизму взаимодействует с молекулой Н2О:
Н+ + Н2О = Н3О+,
образуя ион гидроксония. Однако при записи уравнений диссоциации кислот этот процесс обычно не учитывают.
Как электролиты кислоты делятся на сильные и слабые.
Считается, что сильные кислоты практически полностью распадаются в разбавленных водных растворах на катионы Н+ и анионы кислотного остатка (α = 1):
HCl → H+ + Cl−
(HCl + Н2О = H3O+ + Cl−)
HNO3 → H+ + NO3−
H2SO4 → 2H+ + SO42−
В ионных уравнениях реакций их формулы записывают в диссоциированном виде. К сильным кислотам относятся: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3.
Слабые кислоты в водных растворах диссоциируют незначительно и обратимо.
Многоосновные кислоты распадаются на ионы ступенчато, причем уже на первой стадии диссоциация протекает очень плохо (α < 3%), а на каждой последующей стадии во много раз хуже, чем на предыдущей, поэтому суммарное уравнение диссоциации для слабых многоосновных кислот обычно не пишут:
H2CO3 H+ + HCO3¯ Kдис. = 4,5∙10-7
HCO3− H+ + CO32− Kдис. = 4,7∙10-11
Количественно способность слабых кислот распадаться на ионы оценивают с помощью константы диссоциации Kдис., которая является константой равновесия обратимой реакции диссоциации вещества. Каждая стадия диссоциации многоосновной кислоты имеет свое значение Kдис. Чем меньше значение Kдис., тем более слабым является электролит. К слабым кислотам относятся: HF, HNO2, H2S, H2CO3, H2SiO3, HClO, H2SO3, H3PO4, большинство органических кислот.
В водных растворах слабых кислот присутствуют, главным образом, их молекулы и в небольших количествах – ионы, образующиеся на первой стадии диссоциации (если кислота многоосновная). В растворах некоторых кислот (H2SO3, H3PO4) число таких ионов может даже быть сравнимо с числом молекул. Например, для первой стадии диссоциации 0,1 М раствора H3PO4 α ≈ 26%; Kдис. = 7,6∙10-3. Однако в ионных уравнениях реакций формулы всех слабых кислот принято записывать в молекулярном виде.
Наличие в водных растворах всех кислот ионов H+ обуславливает их общие свойства. В частности, растворы кислот кислы на вкус, окрашивают индикатор лакмус в красный цвет, метиловый оранжевый – в красно-розовый. Причем в растворах сильных кислот наблюдается образование яркой насыщенной окраски индикатора, а в растворах слабых кислот окраска является бледной или даже может совсем не наблюдаться. Это объясняется малой концентрацией в них ионов H+ из-за незначительной диссоциации молекул кислоты.
Некоторые кислородсодержащие кислоты могут существовать в чистом виде: H3PO4, H2SiO3 (твердые вещества), H2SO4, HNO3, HClO4 (прозрачные, бесцветные жидкости). Причем все они (кроме H2SiO3) неограниченно смешиваются с H2O.
Другие кислородсодержащие кислоты (H2CO3, HNO2, HClO3, H2CrO4, HMnO4, HClO) могут существовать только в разбавленных водных растворах. При выделении их в чистом виде они распадаются на кислотный оксид и воду.
Некоторые кислородсодержащие кислоты: H2SO3, H2MnO4 – не могут существовать даже в водных растворах, но их соли при этом являются достаточно устойчивыми и легко выделяются в чистом виде.
Бескислородные кислоты в чистом виде являются газообразными веществами. Кислотными свойствами обладают их водные растворы, максимальная концентрация которых определяется растворимостью данного газа в Н2О.