osnov_klass_neorg_coedinenii

По силе диссоциации основания делятся на сильные и слабые; к сильным основаниям относятся все щелочи, в водных растворах они полностью диссоциируют на ионы:

NaOH Na+ + OH–;

Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH–.

Все нерастворимые в воде основания (а также NH4OH) являются слабыми основаниями, они диссоциируют обратимо:

NH4OH NH + OH–.

Для слабых многокислотных оснований характерна обратимаяиступенчатаядиссоциация;например,диссоциацияCu(OH)2:

1-я ступень: Cu(OH)2 CuOH+ + OH–; 2-я ступень: CuOH+ Cu2+ +OH–.

Степень диссоциации по второй ступени значительно меньше, чем по первой.

Названия оснований согласно международной номенклатуре составляются из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже. Например: NaOH –гидроксид натрия; Ba(OH)2 — гидроксид бария; Ca(OH)2 — гидроксид кальция. Если металл имеетпеременную валентность, он можетобразовывать несколько оснований. В названии каждого из них указывается римскими цифрами в скобках валентность металла. Например: Fe(OH)2 — гидроксид железа (II); Fe(OH)3 — гидроксид железа (III).

Согласно русской номенклатуре названия оснований образуют с помощью слова гидрат или приставки гидро-, добавляя название соответствующего окисла. Например: Fe(OH)2 — гидрат закиси железа; Fe(OH)3 — гидратокиси железа; Са(ОН)2 — гидроокись кальция.

Для некоторых оснований иногда применяют традиционные русскиеназвания. Например,гидроксиднатрияNaOHназывают едкий натр; гидроксид калия КОН — едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)2 — гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)2 — едкий барит.

2.2. Химические свойства и способы получения оснований

Основания диссоциируют в водных растворах с образованием гидроксид-ионовОН–,которыеобуславливаютихобщиехими-

ческие свойства.

11

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов

(табл. 2.1).

				Таблица 2.1
		Важнейшие индикаторы
	Название индикатора	Цвет индикатора в различных средах
		в кислой	в нейтральной	в щелочной
	Метиловый оранжевый	Красный	Оранжевый	Желтый
		(рН < 3,1)	(3,1 < рН < 4,4)	(рН > 4,4)
	Метиловый красный	Красный	Оранжевый	Желтый
		(рН < 4,2)	(4,2 < рН < 6,3)	(рН > 6,3)
	Фенолфталеин	Бесцветный	Бледно-малиновый	Малиновый
		(рН < 8,0)	(8,0 < рН < 9,8)	(рН > 9,8)
	Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
		(рН < 5,0)	(5,0 < рН < 8,0)	(рН > 8,0)

2. Общим свойством растворимых и нерастворимых оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соответствующей соли и воды — реакция нейтрализации:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O;

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

3.Растворимые в воде основания — щелочи взаимодействуют

скислотными (а) и амфотерными (б) оксидами:

а) 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O,

6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O; б) 2NaOH + Al2O3 + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]

(или упрощенно: 2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O);

2KOH + ZnO +H2O = K2[Zn(OH)4]

(или упрощенно: ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O).

4.Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей при условии, что одним из продуктов реакции будет являться либо нерастворимое основание, либо нерастворимая соль:

2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + K2SO4; Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4 .

5.Растворы щелочей взаимодействуют с кислыми солями с образованием нормальных солей и воды:

NaOH + NaHCO3 = Na2CO3 + H2O.

6.Растворы щелочей растворяют металлы, оксиды и гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства. Металлы,

12

образующие амфотерные соединения (Al, Zn, Be и др.), являются активными металлами, но с водой не реагируют, так как при обычных условиях на их поверхности образуется тонкая пленка оксида данного металла, предохраняющая его от взаимодействия, однако в растворе щелочи эта пленка растворяется:

Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4].

Металл, освобожденный от защитной пленки, взаимодействует с водой, содержащейся в щелочном растворе:

Zn + H2O = Zn(OH)2 + H2 .

Образующийсяприэтомамфотерныйгидроксидрастворяется в щелочи:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]. Cуммарное уравнение протекающих процессов:

Zn + 2NaOH +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

(или упрощенно: Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2 ).

Аналогично для алюминия:

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2

(или упрощенно: 2Al + 2KOH + 2H2O = 2KAlO2 + 3H2 ).

7. В растворах щелочей некоторые неметаллы диспропорционируют, т.е. проявляют и окислительные, и восстановительные свойства:

0

1

1

Сl2 2NaOH Na Сl Na СlO H2O.

8. Нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации:

T

Cu(OH)2 =CuO + H2O;

T

2Al(OH)3 =Al2O3 +3H2O.

Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре:

2AgOH = Ag2O + H2O;

2CuOH = Cu2O + H2O.

9. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие степени окисления, способны окисляться кислородом воздуха:

2

3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3;

2

4

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.

13

HNO3 — одноосновная кислота, H2SO4 — двухосновная кислота, H3PO4 — трехосновная кислота.

Основныхспособов получения оснований несколько.

1. Растворимые в воде основания, т.е. щелочи, получают при взаимодействии щелочных или щелочноземельных металлов (а) или их оксидов (б) с водой:

а) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ; Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 ; б) Na2O + H2O = 2NaOH; CaO + H2O = Ca(OH)2.

2. Щелочи можно получить электролизом растворов солей, образованныхщелочнымиилищелочноземельнымиметалламии бескислородными кислотами:

электролиз
2KCl +2H2O	2KOH + H2 + Cl2

3.Действием щелочи на растворимую соль можно получить новую соль и новую щелочь:

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2NaOH.

4.Нерастворимыевводе основания получают, проводяобменные реакции между растворами соответствующих солей и щелочами:

CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4; MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl.

3.КИСЛОТЫ

Сточки зрения теории электролитической диссоциации, кислотаминазываютсявещества,диссоциирующие вводныхрастворах с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков.

Сточки зрения протонной теории, к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, т.е. быть донорами протонов.

3.1.Классификация и номенклатура кислот

Общая формула кислот: НхАс, где Ас — кислотный остаток (от англ. acid — кислота); х — число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка и определяющее основность кислоты.

Например:

14

По агрегатному состоянию большинство кислот являются жидкостями (HNO3, H2SO4, HClO4 и др.). Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде (HCl, H2S, H2CO3, H2SO3 идр.).КислотыH3PO4,H3BO3,HIO4 —твердыевещества.

По растворимости в воде почти все кислоты относятся к хорошо растворимым веществам, которые смешиваются с водой в любых соотношениях (не растворима в воде кремниевая кислота H2SiO3), однако степень диссоциации у разных кислот различна. Различают кислоты сильные, которые практически полностью диссоциируют в водных растворах на ионы, например: HCl H+ + Cl–. Слабые кислоты лишь в незначительной степени обратимо диссоциируют в водных растворах, например: HNO2 H+ + NO2– (табл. 3.1).

	Таблица 3.1
	Сильные и слабые кислоты
Сильные	HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, H2CrO4, HMnO4, H2Cr2O7
кислоты
Слабые	H2S, HCN, HF, H2CO3, HNO2, H2SO3, H3PO4, HClO, HClO2, H2SiO3
кислоты	Все органические: HCOOH, CH3COOH и др.

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато с последовательным отщеплением первого, второго и т.д. ионов водорода. Например, диссоциация слабой трехосновной ортофосфорной кислоты происходит в три ступени:

H PO		H+ + (H PO )–			(1-я ступень),
3	4		2	4	(2-я ступень),
(H PO )–			H+ + (HPO )2–
2		4		4	(3-я ступень).
(HPO )2–			H+ + (PO )3–
	4			4

Степень диссоциации резко уменьшается при переходе от первой ступени к последующим.

Растворы сильных кислот характеризуются высокой концентрацией ионов водорода, т.е. представляют собой сильнокислую среду. Растворы слабых кислот — слабокислотные среды, так как концентрация ионов водорода в них невелика. Важнейшие индикаторы: лакмус, метиловый оранжевый, метиловый красный, — окрашиваются в растворах кислот в красный цвет; интенсивность окраски зависит от силы кислоты (см. табл. 2.1).

Молекулы кислот, которые являются гидратами кислотных оксидов, содержат атомы кислорода и поэтому относятся к типу

15

кислородсодержащих кислот (HNO3, H2SO4, H2CO3 и др.). Они называются также оксокислотами.Кислоты, которые не являются гидратами кислотных оксидов и не содержат в своем составе атомов кислорода, относятся к бескислородным кислотам. Они представляют собой водные растворыгазообразных водородных соединений некоторых неметаллов, например: HCl, H2S и др.

Строго выполняя правила современной номенклатуры ИЮПАК, следовало бы упразднить названия кислот и именовать, например, серную кислоту водород сульфатом. Однако такая ломка сложившихся названий кислот сочтена нецелесообразной и в отечественной практике действуют следующие правила составления названий кислот.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к

названию группы атомов, например CN– — циан) суффикс -о- и

окончание -водород: HCl — хлороводород, H2Se — селеноводород, H2S — сероводород, HCN — циановодород. Водные растворы этих кислот называют соответственно — хлороводородная, селеноводородная, сероводородная и циановодородная кислота. Для некоторых бескислородных кислот широко используются тривиальные названия: HF — плавиковая; HCN — синильная; HCl — соляная.

Названия кислотных остатков всех бескислородных кислот имеют одинаковые окончания -ид.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с суффиксом -н-, -ов- и редко -ев- и окончанием -ая, если кислотообразующий элемент находится в максимальной степени окисления, соответствующей номеру группы, с добавлением словакислота.Например:

HNO3 — азотная кислота; H2CrO4 — хромовая кислота; H2SO4 — серная кислота; H2MoO4 — молибденовая кислота; H2CO3 — угольная кислота; H2SiO2 — кремниевая кислота. По мере понижения степени окисления кислотообразующего

элемента суффиксы изменяются в следующей последовательности: -н-, -оват-, -ист-, -оватист-. Например, названия кислородсодержащих кислот хлора будут следующие:

16

+7

HClO4 — хлорная кислота;

+5

HClO3 — хлорноватая кислота;

+3

HClO2 — хлористая кислота;

+1

HClO — хлорноватистая кислота.

Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, имеет суффикс -ист-. Например:

+5

+3

HNO3 — азотная кислота, HNO2 — азотистая кислота;

+6

+4

H2SO4 — серная кислота, H2SO3 — сернистая кислота. Некоторые элементы, находясь в одной и той же степени окисления, могут образовывать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле; в этом случае к названию кислоты с наименьшим числом атомов кислорода добавляется приставка мета-, а к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода, — приставка орто-.

Например:

+5

+5

HPO3 — метафосфорная кислота, H3PO4 — ортофосфорная кислота.

Вслучае,когдамолекулакислотысодержитнесколько атомов кислотообразующего элемента,к названию кислоты добавляется соответствующее греческое числительное. Например: H4P2O7 — дифосфорная кислота; H2B4O7 — тетраборная кислота.

Некоторые кислоты содержат в своем составе группировку атомов —О—О—. Такие кислоты рассматриваются как производные пероксида водорода и называются пероксокислотами (устаревшее название — надкислоты). Названия подобных кислот снабжаются приставкойпероксо-и, еслинеобходимо,греческойприставкой,обозначающейчислительное,указывающейчисло атомов кислотообразующего элемента в молекуле кислоты. Например: H2SO5 — пероксосерная кислота; H2S2O8 — пероксодисерная кислота.

17

Названиякислотныхостатковобразуютсяобычноизлатин-

ских названий кислотообразующих элементов с добавлением окончаний -ат(длякислотныхостатков сбольшейвалентностью элемента) или -ит (с меньшей валентностью). При образовании одним элементомболее двух кислородсодержащихкислот названия их кислотных остатков включают префиксы пер- (для кислотных остатков с наибольшей валентностью элемента) и гипо- (с наименьшей валентностью).

Формулы и названия важнейших кислот, а также формулы и названия их кислотных остатков приведены в табл. 3.2.

					Таблица 3.2
		Важнейшие кислоты и их кислотные остатки
	Формула		Формула	Название кислотного остатка
		Название кислоты	кислот-	Между-
	кислоты		ного		Русское
				народное
			остатка
	HF	Фтороводородная кислота	– F	Фторид	Фтористый
	HCl	Хлороводородная кислота	– Сl	Хлорид	Хлористый
	HBr	Бромоводородна кислота	– Br	Бромид	Бромистый
	HI	Иодоводородная кислота	– I	Иодид	Иодистый
	H2S	Сероводородная кислота	= S	Сульфид	Сернистый
	H2CO3	Угольная кислота	= СО3	Карбонат	Углекислый
	H2SiO3	Кремниевая кислота	= SiO3	Силикат	Кремниевокислый
	HNO3	Азотная кислота	– NO3	Нитрат	Азотнокислый
	HNO2	Азотистая кислота	– NO2	Нитрит	Азотистокислый
	H2SO4	Серная кислота	= SO4	Сульфат	Сернокислый
	H2SO3	Сернистая кислота	= SO3	Cульфит	Сернистокислый
	H3PO4	Фосфорная кислота	PO4	Фосфат	Фосфорнокислый
		(ортофосфорная кислота)
	H3PO3	Фосфористая кислота	PO3	Фосфит	Фосфористокислый
	H2CrO4	Хромовая кислота	= СrO4	Хромат	Хромовокислый
	H2Cr2O7	Дихромовая кислота	= Сr2O7	Дихромат	Двухромовокислый
	HClO4	Хлорная кислота	– ClO4	Перхлорат	Хлорнокислый
	HClO3	Хлорноватая кислота	– ClO3	Хлорат	Хлорноватокислый
	HClO2	Хлористая кислота	– ClO2	Хлорит	Хлористокислый
	HClO	Хлорноватистая кислота	– ClO	Гипохлорит	Хлорноватисто-
					кислый
	HMnO4	Марганцовая кислота	– MnO4	Перманганат	Марганцовокислый
	H2MnO4	Марганцовистая кислота	= MnO4	Манганат	Марганцовисто-
					кислый

При графическом изображении формул кислот необходимо помнить, что в молекулахбескислородных кислотатом водорода

18

непосредственно соединяется с кислотообразующим элементом или группой атомов, образующих кислоту:

H–F, H–Cl, H–Br, H–I, H–S–H, H–C N.

В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода соединяются сатомомкислотообразующего элемента,какправи-

	ло, через атомы кислорода:
	H2SO4		HClO4						H2Cr2O7
	серная кислота		хлорная кислота			O			дихромовая кислота
	H - O	O	O						O
	S		H - O - Cl = O			H - O - Cr - O - Cr - O - H
	H - O	O
			O			O			O

3.2. Химические свойства и способы получения кислот

Наличие в водных растворах кислот ионов водорода H+ (точнее ионов гидроксония H3O+) обусловливает общие для всех кислот свойства.

1.Кислоты изменяют цвет индикаторов (см. табл. 2.1).

2.Кислоты взаимодействуют с любыми основаниями (растворимыми и нерастворимыми) с образованием средней (а), основной (б) или кислой (в) соли и воды (реакция нейтрализации):

а) HCl + NaOH = NaCl + H2O;

б) 2HCl + Fe(OH)3 = Fe(OH)Cl2 + 2H2O;

в) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

3. Кислоты вступают в реакцию с основными (а) и амфотерными (б) оксидами с образованием соли и воды:

а) 2HCl + BaO = BaCl2 + H2O,

Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O;

б) Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O, ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O.

4.Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:

3HNO3 + Al(OH)3 = Al(NO3)3 + 3H2O, H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O.

5.Кислоты взаимодействуют с нормальными и основными солями. При взаимодействии кислот с нормальной солью, образованной другой кислотой, образуются новая соль и новая кислота. Реакция происходит только в том случае, если в результате получается нерастворимая соль или если образующаяся кислота более слабая, чем кислота, вступающая в реакцию.

19

Например: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, 2HNO3 + Na2SiO3 = 2NaNO3 + H2SiO3 .

При взаимодействии многоосновной кислоты с нормальной солью, образованной этой же кислотой, образуется только один продукт — кислая соль.

Например: H2S + Na2S = 2NaHS,

H2O + CO2 + CaCO3 = Ca(HCO3)2.

H2CO3

При взаимодействии кислоты с основной солью этой же кислоты образуются нормальная соль и вода.

Например: HCl + СuOHCl = CuCl2 + H2O.

При взаимодействии кислоты с основной солью другой кислоты образуются две нормальные соли и вода.

Например: 2HNO3 + 2CuOHCl = Cu(NO3)2 + CuCl2 + 2H2O. 6. Кислоты взаимодействуют с металлами, в результате чего образуется соль и выделяется водород. Чтобы определить, вступает ли данный металл в реакцию с кислотой, нужно знать активностьметалла.Вступающийвреакциюметаллдолжен быть активнее водорода. Активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Все металлы, стоящие после водорода, имеют малую

активность и ионы водорода из кислот не восстанавливают.

Например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 , 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 , Ag + HCl

Cu + HCl

Все сказанное выше не относится к кислотам, в которых анионы обладают более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода. К таким кислотам относятся концентрированная серная кислота H2SO4, концентрированная и разбавленная азотная кислота HNO3. При взаимодействии их с металлами водород не выделяется.

Способов получения кислот несколько.

1. Бескислородные кислоты можно получить синтезом из соответствующих простых веществ-неметаллов и водорода и последующим растворением образующихся газообразных водо-

20