Какие физические и химические свойства имеют основания

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Основания называются электролитами, при диссоциации которых из отрицательных ионов образуются только ионы (
mathrm{OH}
):

(
mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 2 leftrightarrow mathrm{Fe} 2++2 mathrm{OH}-
);

(
mathrm{NH} 3+mathrm{H} 2 mathrm{O} rightarrow mathrm{NH} 4 mathrm{OH} leftrightarrow mathrm{NH} 4++mathrm{OH}-
).

Все неорганические основания классифицируются на водорастворимые (щелочи) – (
mathrm{NaOH}
), (
mathrm{KOH}
) и нерастворимые в воде (
(mathrm{Ba}(mathrm{OH}) 2, mathrm{Ca}(mathrm{OH}) 2)
). В зависимости от их химических свойств среди оснований выделяются амфотерные гидроксиды.

Химические свойства оснований

Когда индикаторы действуют на растворы неорганических оснований, их цвет меняется, так что, когда база попадает в раствор, лакмусовая бумажка приобретает синий цвет, метиловый оранжевый становится желтым, а фенолфталеин становится малиновым.

Неорганические основания способны реагировать с кислотами с образованием соли и воды, а нерастворимые в воде основания взаимодействуют только с водорастворимыми кислотами:

(
mathrm{Cu}(mathrm{OH}) 2 downarrow+mathrm{H} 2 mathrm{SO} 4=mathrm{CuSO} 4+2 mathrm{H} 2 mathrm{O}
);

(
mathrm{NaOH}+mathrm{HCl}=mathrm{NaCl}+mathrm{H} 2 mathrm{O}
).

Водонерастворимые основания термически нестабильны, то есть при нагревании они разлагаются с образованием оксидов:

(
2 mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 3=mathrm{Fe} 2 mathrm{O} 3+3 mathrm{H} 2 mathrm{O}
);

(
mathrm{Mg}(mathrm{OH}) 2=mathrm{MgO}+mathrm{H} 2 mathrm{O}
).

Alkalis (водорастворимые основания) взаимодействуют с кислотными окислами с образованием солей:

(
mathrm{NaOH}+mathrm{CO} 2=mathrm{NaHCOZ}
).

Alkalis также способны вступать в реакцию взаимодействия (IDR) с некоторыми неметаллами:

(
2 mathrm{NaOH}+mathrm{Si}+mathrm{H} 2 mathrm{O} rightarrow mathrm{Na} 2 mathrm{SiO} 3+mathrm{H} 2 uparrow
).

Некоторые основания вступают в обменные реакции с солями:

(
(0 mathrm{H}) 2+mathrm{Na} 2 mathrm{S} 04=2 mathrm{NaOH}+mathrm{BaSO} 4downarrow
).

Амфотерные гидроксиды (основания) также обладают свойствами слабых кислот и реагируют с щелочами:

(
mathrm{Al}(mathrm{OH}) 3+mathrm{NaOH}=mathrm{Na}[mathrm{Al}(mathrm{OH}) 4]
).

Амфотерные основания включают алюминий, гидроксиды цинка. хром (III) и другие

Физические свойства оснований

Большинство оснований – это твердые вещества, которые характеризуются разной растворимостью в воде. Алкалис – водорастворимые основания – чаще всего твердые вещества белого цвета. Водонерастворимые основания могут иметь разные цвета, например, гидроксид железа (III) представляет собой коричневое твердое вещество, гидроксид алюминия представляет собой белое твердое вещество, а гидроксид меди (II) представляет собой синее твердое вещество.

Получение оснований

Базы получают по-разному, например, реакцией:

– обмен

(
mathrm{CuSO} 4+2 mathrm{KOH} rightarrow mathrm{Cu}(mathrm{OH}) 2 downarrow+mathrm{K} 2 mathrm{SO} 4
);

(
mathrm{K} 2 mathrm{CO} 3+mathrm{Ba}(mathrm{OH}) 2 rightarrow 2 mathrm{KOH}+mathrm{BaCO} 3downarrow
);

– взаимодействие активных металлов или их оксидов с водой

(
2 mathrm{Li}+2 mathrm{H} 2 mathrm{O} rightarrow 2 mathrm{LiOH}+mathrm{H} 2
);

(
mathrm{BaO}+mathrm{H} 20 rightarrow mathrm{Ba}(mathrm{OH}) 2 downarrow
);

– электролиз водных растворов солей

(
2 mathrm{NaCl}+2 mathrm{H} 20=2 mathrm{NaOH}+mathrm{H} 2 uparrow+mathrm{Cl} 2 uparrow
).

Примеры решения проблем

ПРИМЕР 1

Задача

Рассчитать практическую массу оксида алюминия (выход целевого продукта составляет 92%) путем реакции разложения гидроксида алюминия массой 23,4 г

Решение.

Напишите уравнение реакции:

(
2 mathrm{Al}(text { OH) } quad 3=mathrm{A} 1203+3 mathrm{H} 20
).

Молярная масса гидроксида алюминия, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов D.I. Менделеева – 78 г / моль. Найдите количество вещества гидроксида алюминия:

(
mathrm{v}(mathrm{Al}(mathrm{OH}) 3)=mathrm{m}(mathrm{Al}(mathrm{OH}) 3) / mathrm{M}(mathrm{Al}(mathrm{OH}) 3)
);

(
mathrm{v}(mathrm{Al}(mathrm{OH}) mathrm{Z})=23,4 / 78=0,3
) моль.

Согласно уравнению реакции (
mathrm{v}(mathrm{Al}(mathrm{OH}) text { 3): } mathrm{v}(mathrm{Al} 2 mathrm{O} 3)=2 : 1
), поэтому количество вещества оксида алюминия будет:

(
mathrm{v}(mathrm{A} | 2 mathrm{O} mathrm{Z})=0,5 times mathrm{v}(mathrm{Al}(mathrm{OH}) 3)
);

(
mathrm{v}(mathrm{Al} 2 mathrm{O} mathrm{3})=0,5 times 0,3=0,15
) моль.

Молярная масса оксида алюминия, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов D.I. Менделеева – 102 г / моль. Найти теоретическую массу оксида алюминия:

(
mathrm{M}(mathrm{Al} 2 mathrm{O} 3) mathrm{th}=0,15 times 102=15,3 mathrm{г}
)

Тогда практическая масса глинозема:

(
mathrm{m}(mathrm{Al} 2 mathrm{O} 3) mathrm{pr}=mathrm{m}(mathrm{Al} 2 mathrm{O} 3) mathrm{th} times 92 / 100
);

(
mathrm{M}(mathrm{Al} 2 mathrm{O} 3) mathrm{np}=15,3 times 0,92=14 mathrm{г}
)

Ответ Масса глинозема – 14 г.

ПРИМЕР 2

Задача

Выполнение серии преобразований:

(
mathrm{Fe} rightarrow mathrm{FeCl} 2 rightarrow mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 2 rightarrow mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 3 rightarrow mathrm{Fe}(mathrm{NO} 3) mathrm{Z}
)

Решение

Раствор Для получения хлорида железа из железа необходимо растворить его в соляной кислоте:

(
mathrm{Fe}+2 mathrm{HCl} rightarrow mathrm{FeCl} 2+mathrm{H} 2 uparrow
).

Чтобы получить соли железа (II) и соли железа (II), необходимо воздействовать на эту соль щелочью:

(
mathrm{FeCl} 2+2 mathrm{NaOH} rightarrow mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 2+2 mathrm{NaCl}
).

Чтобы получить гидроксид железа (III) из гидроксида железа (II), необходимо уменьшить его железо:

(
4 mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 2+2 mathrm{H} 2 mathrm{O}+mathrm{O} 2 rightarrow 4 mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 3 downarrow
).

Чтобы получить соль железа (III) из гидроксида железа (III), необходимо обработать осадок гидроксида железа (III) соответствующей кислотой:

(
mathrm{Fe}(mathrm{OH}) 3+3 mathrm{HNO} 3 rightarrow mathrm{Fe}(mathrm{NO} 3) quad 3+3 mathrm{H} 20
).

Источник

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме+ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4+) и гидроксид-аниона ОН—.

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

Какие физические и химические свойства имеют основания

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na2O + H2O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:

CuO + H2O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий), кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K0 + 2H2+O → 2K+OH + H20

Какие физические и химические свойства имеют основания

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

либо

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Какие физические и химические свойства имеют основания

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH)2 + CO2 ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe+2(OH)2 + O20 + 2H2O → 4Fe+3(O-2H)3

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

Какие физические и химические свойства имеют основания

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

Какие физические и химические свойства имеют основания

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь(избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль

Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе:

Cu2+SO42- + 2Na+OH— = Cu2+(OH)2—↓ + Na2+SO42-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH4+NO3— + K+OH— = K+NO3— + NH3↑ + H2O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла.

Например, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2SO4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO4 + 4KOH = K2[Zn(OH)4] + K2SO4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла(избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь(избыток) = комплексная соль + соль

Какие физические и химические свойства имеют основания

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H2+O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20

Какие физические и химические свойства имеют основания

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl20 = NaCl— + NaOCl+ + H2O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl20 = 5NaCl— + NaCl+5O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH + Si0 + H2+O= Na2Si+4O3 + 2H20

Фтор окисляет щёлочи:

2F20 + 4NaO-2H = O20 + 4NaF— + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Какие физические и химические свойства имеют основания

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li2O + H2O

Источник

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция и др.

Основания Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH4+ (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH3 + H2O = NH4OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания

Слабые основания

NaOH гидроксид натрия (едкий натр)

KOH гидроксид калия (едкое кали)

LiOH гидроксид лития

Ba(OH)2 гидроксид бария

Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Mg(OH)2 гидроксид магния

Fe(OH)2 гидроксид железа (II)

Zn(OH)2 гидроксид цинка

NH4OH гидроксид аммония

Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

и т.д. (большинство гидроксидов металлов)

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы. Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!

Зарегистрироваться

Остались вопросы?

Задайте свой вопрос и получите ответ от профессионального преподавателя.

Источник

Основания – сложные вещества,
состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных
групп. Общая формула оснований Ме(ОН)n.
Основания (с точки зрения теории
электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при
растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов
ОН–.

Классификация. По растворимости
в воде основания делят на щелочи
(растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания.
Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также
некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов
ОН–,
образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней
диссоциации) основания подразделяют на
однокислотные (при полной диссоциации получается один ион
ОН–;
одна ступень диссоциации) и многокислотные
(при полной диссоциации получается больше одного иона
ОН–; более одной ступени
диссоциации). Среди многокислотных оснований различают
двухкислотные (например,
Sn(OH)2),
трехкислотные (Fe(OH)3)
и четырехкислотные (Th(OH)4).
Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую
двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с
кислотами. Это амфотерные гидроксиды
(см. таблицу 1).

Таблица 1 – Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид (основная и кислотная форма)	Комплексный ион
Zn(OH)2 / H2ZnO2	ZnO2 (II)	[Zn(OH)4]2–
Al(OH)3 / HAlO2	AlO2 (I)	[Al(OH)4]–, [Al(OH)6]3–
Be(OH)2 / H2BeO2	BeO2 (II)	[Be(OH)4]2–
Sn(OH)2 / H2SnO2	SnO2 (II)	[Sn(OH)4]2–
Pb(OH)2 / H2PbO2	PbO2 (II)	[Pb(OH)4]2–
Fe(OH)3 / HFeO2	FeO2 (I)	[Fe(OH)4]–, [Fe(OH)6]3–
Cr(OH)3 / HCrO2	CrO2 (I)	[Cr(OH)4]–, [Cr(OH)6]3–

Физические свойства. Основания –
твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

Химические свойства оснований

1) Диссоциация: КОН +
nН2О К+×mН2О
+ ОН–×dН2О
или сокращенно: КОН
К+ + ОН–.

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в
основном диссоциация протекает по первой ступени). Например,
двухкислотное основание Fe(OH)2диссоциирует по двум ступеням:

Fe(OH)2FeOH+
+ OH– (1 ступень);

FeOH+Fe2+
+ OH– (2 ступень).

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают
фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а
фенолфталеин – в малиновый):

индикатор + ОН– (щелочь) окрашенное
соединение.

3)
Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2).
Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся
без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов
обычно легко разлагаются. Исключение составляет
Ba(OH)2, у которого tразл
достаточно высока
(примерно 1000 °C).

Zn(OH)2
ZnO + H2O.

Таблица 2 – Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

Гидроксид	tразл, °C	Гидроксид	tразл, °C	Гидроксид	tразл, °C
LiOH	925	Cd(OH)2	130	Au(OH)3	150
Be(OH)2	130	Pb(OH)2	145	Al(OH)3	>300
Ca(OH)2	580	Fe(OH)2	150	Fe(OH)3	500
Sr(OH)2	535	Zn(OH)2	125	Bi(OH)3	100
Ba(OH)2	1000	Ni(OH)2	230	In(OH)3	150

4) Взаимодействие щелочей с некоторыми
металлами (например, Al и
Zn):

В растворе: 2Al + 2NaOH +
6H2O ®
2Na[Al(OH)4] + 3H2

2Al + 2OH–+
6H2О
®
2[Al(OH)4]– + 3H2.

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H2O
2NaAlО2
+ 3H2.

5) Взаимодействие щелочей с неметаллами:

6NaOH +
3Cl2 5NaCl
+ NaClO3 + 3H2O.

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

2NaOH + СО2®
Na2CO3 + H2O
2OH–+
CO2
®
CO32– + H2O.

В растворе: 2NaOH + ZnO
+ H2O
®
Na2[Zn(OH)4]
2OH–+ ZnO
+ H2О
®
[Zn(OH)4]2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH
+ ZnO
Na2ZnO2 +
H2O.

7) Взаимодействие оснований с кислотами:

H2SO4+
Ca(OH)2
®
CaSO4¯
+ 2H2O
2H+ + SO42–+ Ca2+ +2OH–
®
CaSO4¯
+ 2H2O

H2SO4+
Zn(OH)2
®
ZnSO4 + 2H2O

2H+ + Zn(OH)2
®
Zn2+ + 2H2O.

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см.
таблицу 1):

В растворе: 2NaOH +
Zn(OH)2
®
Na2[Zn(OH)4]
2OH– +
Zn(OH)2
®
[Zn(OH)4]2–

При сплавлении: 2NaOH +
Zn(OH)2
Na2ZnO2 +
2H2O.

9) Взаимодействие щелочей с солями.
В реакцию вступают соли, которым соответствует
нерастворимое в воде основание:

CuSО4
+ 2NaOH
®
Na2SO4 + Cu(OH)2¯
Cu2++
2OH–
®
Cu(OH)2¯.

Получение.
Нерастворимые в воде основания получают
путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

2NaOH + ZnSО4
®
Na2SO4 + Zn(OH)2¯
Zn2++ 2OH–
®
Zn(OH)2¯.

Щелочи получают:

1) Взаимодействием оксида металла с водой:

Na2O + H2O
®
2NaOH
CaO + H2O
®
Ca(OH)2.

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

2Na + H2O
®
2NaOH + H2
Ca + 2H2O
®
Ca(OH)2 + H2.

3) Электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H2O
H2
+ 2NaOH + Cl2.

4)
Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с
некоторыми солями. В ходе реакции
должна обязательно получаться нерастворимая соль.

Ba(OH)2+ Na2CO3®
2NaOH + BaCO3¯
Ba2+
+ CO32–
®
BaCO3¯.

Л.А. Яковишин

Источник