Какие физические свойства имеют основания

Мы с Вами рассмотрели в предыдущих темах оксиды их свойства и получение и теперь плавно переходим к гидроксидам. На проверку знаний свойств гидроксидов нацелено 8 задание ЕГЭ по химии, ну и, конечно, вторая часть заданий ЕГЭ также может содержать хитрые вопросы, требующие знаний специфических реакций и свойств оснований.

Итак, давайте с вами вспоминать, что такое основания в принципе.  Основания – это соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами. (примерами могут служить гидроксид натрия, гидроксид бария, гидроксид железа)

Название основания складывается из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже

Физические свойства оснований

Гидроксиды при комнатной температуре представляют собой твердые вещества. Делятся на малорастворимые, нерастворимые и растворимые в воде. Растворимые в воде сильные основания – это щелочи. Обладают мылкостью, разъедают ткани и кожу. Растворимым основанием также является гидроксид аммония.

Получение оснований.

1. Взаимодействие активного металла с водой. При этом происходит образование щелочи и водорода
2. Взаимодействие основного оксида (оксидов щелочного или щелочноземельного металла) с водой.
3. Взаимодействие растворимого основания с солью. Образуется нерастворимое основание ( к примеру гидроксид аммония вступает в реакцию с сульфатом железа с образованием гидроксида железа и сульфата аммония.)

Химические свойства

1. Взаимодействие с кислотами. Основания вступают в реакции с кислотами с образованием соли и воды.
2. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Гидроксиды реагируют с ангидридами кислот с образованием соли и воды.
3. Взаимодействие с солями.  С солями вступают в реакцию растворимые основания с образованием нового основания и соли с выпадением одного из веществ в осадок.
4. Изменение цвета индикаторов. Лакмус щелочи окрашивают в синий цвет, фенолфталенин в малиновый, а метилоранж в желтый.
5. Разложение при повышении температуры (нагревании). Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на воду и основный оксид.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, проявляющие основные и кислотные свойства. Вступающие в реакцию и с кислотами и с щелочами. Проявление основных свойств выражается в реакциях гидроксидов с кислотами с образованием соли и воды, а проявление кислотных свойств выражается в реакциях с щелочами также с образованием соли и воды.

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде (а это значит, что соответствующие им оксиды с водой не реагируют). Кислотные и основные свойства как правило выражены слабо (нивелируют друг друга). К амфотерным гидроксидам ЭГП относятся гидроксиды бериллия, олова, свинца, алюминия к примеру.

Важное замечание: амфотерные гидроксиды растворимы в растворах щелочей, а это значит, что для получения таких гидроксидов ни в коем случае не берем избыток щелочей. В противном случае у нас в ходе обменной реакции щелочи и соли амфотерный гидроксид попросту растворится.

Мы с вами рассмотрели основные свойства гидроксидов элементов главных подгрупп и общие свойства и получение гидроксидов, а теперь давайте рассмотрим гидроксиды элементов побочных подгрупп.

 Титан. Титан в степени окисления +4 в виде гидроксида проявляет амфотерные свойства (есть титановая кислота). Одна из форм титановой кислоты растворяется в щелочи и образует соли титанаты.

Цирконий. Гидроксид четырехвалентного циркония также амфотерен и подобно титану растворяется в щелочи, образуя цирконаты.

Хром. Гидроксид  хрома трехвалентный – амфотерный гидроксид имеет соли в катионной форме и в анионной форме. Остальные модификации хрома образуют исключительно анионные формы.

Марганец. Элемент проявляет степени окисления от +2 до + 7 и каждая имеет свои характерные особенности.  Так марганец в степени окисления + 2 образует слабое основание, а вот четырехвалентный марганец образует амфотерный гидроксид, образующий соли манганиты. Марганец в других степенях окисления не образует гидроксидов.

Железо. Образует слабое основание – двухвалентный гидроксид железа с признаками амфотерности, но с преобладанием основных свойств. А вот гидроксид железа в трехвалентном состоянии – этотипичное амфотерное соединение с небольшим преобладанием основных свойств.

Медь. Двухвалентный гидроксид меди также проявляет амфотерные свойства и подобно двухвалентному гидроксиду железа основные свойства преобладают над кислотными. Образование купратов возможно только при действии на гидроксид меди концентрированным раствором щелочи.

Цинк.  Образует типично амфотерный гидроксид. С растворами кислот образует соль и воду, а с раствором щелочей образует цинкаты.

Надеемся, цель данной статьи послужить вам своеобразной памяткой и шпаргалкой достигнута. Более детальную информацию вы сможете получить уже непосредственно на занятиях с нашими преподавателями и сдать ЕГЭ на 90+. А значит открыть себе путь в любой престижный ВУЗ страны. В следующих статьях мы с вами рассмотрим кислоты и соли, разберем особенности кислородосодержащих кислот, рассмотрим соли различных элементов, познакомимся с частными случаями химических реакций различных солей.

К основаниям относятся сложные вещества, в составе которых всегда присутствует атом металла и гидроксильная группа OH (таких групп в молекуле основания может быть несколько). С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями считаются электролиты, которые при их нахождении в растворе воды диссоциируют на катионы металлического элемента и анионы гидроксильной группы (OH-).

Основания часто называют гидроксидами.

Способы получения и химические свойства оснований в значительной степени зависят от физических особенностей: агрегатного состояния, температуры кипения, плавления.

Получение оснований

Популярные способы получения щелочей (растворимых оснований):

• Щелочи образуются из 10 металлов группы щелочных и щелочноземельных: Li, Na, K, Ca, Rb, Sr, Cs, Ba, Fr, Ra. Их легко запомнить по таблице Менделеева (короткий вариант): от франция по литий – девятиэтажный дом, в котором нам нужны только розовые блоки (s-элементы), а от радия по кальций – семиэтажный. Эти металлы отличаются высокой химической активностью и очень бурно взаимодействуют с водой, особенно натрий. Поэтому их хранят в специальных местах, надежно защищенных от воздействия влаги.

2Na + 2HOH → 2NaOH + H2↑

В результате реакции образовались едкая окись натрия и водород, который вылетает в воздух.

Формулу воды в таких уравнениях лучше представить в виде записи HOH, а не H2O.

Это облегчает составление уравнений химических реакций и делает их запись более наглядной, а также лучше отображает сущность происходящих процессов.

• Десять активных металлов из первой и второй групп (перечислены выше) образовывают щелочные оксиды. Они в свою очередь взаимодействуют с водой и соединяются с ней.

CaO + HOH → Ca(OH)2

В результате реакции образовалась щелочь – кальций гидроксид.

• Последний способ получения растворимых оснований – электролиз раствора многих солей, которые образуют щелочные либо щелочноземельные металлы и бескислородные кислоты (кроме плавиковой).

NaCl + H2O → NaOH + Cl2↑ + H2↑

После электролиза в воздух выделяются водород и хлор, а в емкости остается окись натрия.

Для получения нерастворимых оснований на соли воздействуют щелочами:

Cu(NO3)2 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + 2KNO3

В результате реакции на дно пробирки выпадает голубой осадок (двухвалентный гидроксид меди) и образуется растворимая соль – нитрат калия.

Этим же способом можно получить и растворимые основания, например:

К2СО3 + Ва(ОН)2 → 2КОН + ВаСО3

Физические свойства

В зависимости от способности растворяться в воде основания могут быть растворимыми или нерастворимыми.

Растворимые основания иначе называется щелочами. Малорастворимые гидроксиды также классифицируются как щелочи.

Их растворы можно охарактеризовать как «мыльные» и весьма едкие.
Гидроксиды, образуемые щелочными металлами, обычно являются твердыми веществами белого цвета с кристаллической структурой. Они очень чувствительны к воздействию влаги даже в виде водяных паров. Эти вещества имеют относительно низкие температуры плавления.
Гидроксиды, в молекулах которых присутствуют атомы щелочноземельных металлов, – твердые порошкообразные вещества белого цвета. В воде они растворяются, хотя их растворимость хуже, чем у оснований, образуемых щелочными металлами.
Нерастворимые основания также представляют собой твердые вещества. При помещении в воду они образуют гелеобразный осадок, который со временем постепенно разлагается. Цвет гидроксидов, не растворяющихся в воде, бывает разным. К примеру, Cu(OH)2 имеет синюю окраску, а Fe(OH)3 – красно-коричневую.

Химические свойства

Первое, что нужно знать, – идентификация щелочей от других веществ. Например, если будет задание такого типа: «В двух пробирках содержится кислота и основание. Определите, где щелочь, а где кислота». Для решения таких заданий существуют качественные реакции. У кислот и оснований — действие индикаторов.

Щелочи изменяют цвет индикаторов:

Пожалуй, наиболее показательным является изменение цвета фенолфталеина – с бесцветного на малиновый. Это легко запомнить с помощью простой рифмованной фразы: «Фенолфталеиновый в щелочах малиновый». В остальных средах (кислотной, водной) он бесцветный.

Основные химические свойства

1. Растворимые основания вступают в реакцию с оксидами:

● Кислотными (щелочи тяготеют к противоположным кислотам).
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Реакция проходит как с угольной кислотой, соответствующей диоксиду углерода, – H2CO3.
Угольная кислота весьма неустойчива, из водных растворов ее выделить нельзя. Поэтому ее принято записывать в виде СО2 + Н2О.

● Амфотерными.
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O

Al2O3 – оксид, которому соответствует метаалюминиевая кислота HAlO2

● С оксидами, которые классифицируются как основные, они не взаимодействуют.

2. Основания вне зависимости от своего состояния (жидкое или твердое) вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, образуя соль и воду.

KOH + HCl → KCl + H2O;

Fe(OH)2+H2SO4 → FeSO4 + H2O.

3. Щелочи могут взаимодействовать с солями. Реакция пойдет до конца в следующих случаях:

● Если выпадает осадок.

3NaOH + FeCl3 → Fe(OH)3↓ + 3NaCl;
В осадок упал гидроксид железа(III) и появилась обычная кухонная соль.

● Если выделяется газ.

NH4Cl + NaOH → NH3↑ + H2O + NaCl;

В воздух выделяется аммиак, так как образуется неустойчивый аммоний гидроксид.

4. При нагревании нерастворимые основы разлагаются на оксид, который соответствует им по валентности, и воду.

Cu(OH)2 → CuO↓ +H2O;

Окись меди представляет собой черный порошок.

5. Амфотерные основания взаимодействуют с:

● Щелочами.

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4];

Происходит реакция присоединения с образованием комплексной соли натрий тетрагидроксоалюмината.

● Кислотами. В результате взаимодействия образуется соль и вода.

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 +3H2O;

6. Нерастворимые гидроксиды при значительном нагревании начинают разлагаться. Это относится к слабым основаниям.

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O.

В данном примере гидроксид алюминия распадается на амфотерный оксид Al2O3 и воду.

В заключение еще раз подчеркнем, что щелочи получают с помощью 10 активных металлов, их оксидов и электролизом. Нерастворимые основания – реакцией между солью и одним из десяти гидроксидов. Основания изменяют цвета индикаторов, вступают в реакцию с кислотами, оксидами, солями. К тому же слабые основания термически неустойчивы.

Тест по теме «Свойства и получение оснований»

2.1            Физические свойства оснований.

Щелочи ( гидроксиды натрия, калия, лития ) образуют твердые, белые, очень гигроскопические кристаллы. Температура плавления  322°С, КОН 405°С, а  473°С. Кристаллические решетки у гидроксида калия кубическая, типа NaCl, а у гидроксида калия тетрагональная.

Гидроксиды кальция, магния, бериллия, бария образуют белые порошки, также довольно гигроскопические, но не настолько как щелочи. Образуют гексагональную кристаллическую решетку, температуры плавления их не высоки из – за разложения на оксид и воду.

Гидроксиды других металлов ( алюминия, меди, цинка и др. ) образуют осадки разных цветов, чаще белые. Имеющие цвет гидроксиды используют в качестве пигментов при производстве эмалей, глазурей.

2.2            Растворимость в воде, произведение растворимости.

Хорошо в воде растворимы лишь щелочи, значительно меньше основания металлов второй группы (главной подгруппы), а все остальные в воде практически не растворимы.

За нормальных условий в 1 л. воды растворяется 494 г КОН. Гидроксид лития в воде растворяется значительно хуже, чем гидроксиды других щелочных металлов. При температуре 0°С в 1 л. воды растворяется 109 г .

Для характеристики растворимости молорастворимых в воде электролитов введено понятие произведения растворимости ПР. Оно равно произведению равновесных молярных концентраций катионов и анионов этого вещества в насыщенном водном расстворе. Рассмотрим произведение растворимости на примере гидроксида марганца.

, ПР= 2,3×10-13

растворимость вещества будет равна:  

С помощью произведения растворимости можно вычислить значения концентраций ионов в растворе. Значения произведений растворимости многих молорасстворимых в воде оснований приведены в таблице 1 ( где рПР=-lg ПР ).

Таблица 1. Значения произведений растворимости оснований.

Значения произведений растворимости широко используют в химических расчетах в аналитической химии, токсикологии.

2.3            Константа диссоциации  растворимых оснований.

Из предыдущего подраздела можно увидеть, что большинство гидроксидов за нормальных условий не растворимы в воде. И лишь щелочи и гидроксиды второй группы, главной подгруппы, периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, растворимы в воде в той или иной мере.

В водных растворах гидроксиды диссоциируют на ионы. Рассмотрим диссоциацию гидроксида натрия: , по такой же схеме диссоциируют и другие гидроксиды:

В водных растворах щелочи будут дисоциированы полностью, а гидроксиды бария, кальция, магния диссоциируют лишь в некоторой мере.

Для выражения меры диссоциации электролита служит понятие степени диссоциации [ 1, ст. 228 – 232 ]. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Слабые электролиты в растворе дисоциированы частично и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К этому равновесию можно применить законы химической кинетики и записать константу диссоциации:

Константы диссоциации позволяют вычислять РН раствора, сравнивать силы разных электролитов между собой. Значения констант диссоциации некоторых оснований приведены в таблице 2.

Таблица 2. Значения констант диссоциации оснований.

Для выражения меры кислотности или щелочности среды в химии используют понятие водородного показателя.

Для сильных электролитов он равен: , где С – молярная концентрация основания. Для слабых оснований принята формула: , где , тогда водородный показатель среды будет равен: .

Величина водородного показателя оснований, а также и других химических веществ в значительной мере зависит от температуры среды.

Глава 3. Основные способы получения оснований.

Основания используют для разнообразных целей ( см. Главу 5. ) в химии и промышленности. Поэтому нужно знать методы их получения. Все методы получения оснований разделены на промышленные и лабораторные, которые отличаются между собой лишь массой полученного продукта. В лабораторных условиях получают небольшие количества веществ, а в промышленных масштабах их получают сотнями тонн. Поэтому эти методы различаются между собой используемыми реагентами и оборудованием, температурами проведения реакций, выходом. Рассмотрим эти способы более детально.