Основные гидроксиды (основания)

Основаниями называют гидраты основных оксидов. Общая формула оснований — М(ОН)_n. Количество гидроксильных групп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH — однокислотное основание, Al(OH)₃ — трёхкислотное основание.

Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимы гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксид аммония. В водных растворах такие основания диссоциируют на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(ОН)₂  CaОН⁺ + ОН^-        CaОН⁺  Са²⁺ + ОН^-

 Основания растворимые в воде и хорошо диссоциированные, называются щелочами. Примерыщелочей: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂.

Раствор аммиака в воде проявляет свойства слабого основания, так как на ионы распадается незначительное количество молекул гидрата аммиака NH₃·H₂O.

Основания, как и основные оксиды, взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли:

Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = NiSO₄ + 2 H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃¯ + H₂O

Способы получения оснований

1. Взаимодействие активных металлов с водой. Щелочные и щелочноземельные металлы уже при комнатной температуре разлагают воду, образуя основания:

2 K + 2 H₂O = 2 KOH + H₂­; Ca + 2 H₂O = Ca(OH)₂ + H₂­

2. Непосредственное соединения основных оксидов с водой. Подавляющее большинство основных оксидов непосредственно с водой не соединяется. Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, присоединяя воду, образуют основания:

Li₂O + H₂O = 2 LiOH,      BaO + H₂O = Ba(OH)₂

3. Взаимодействие солей со щелочами. Этот метод применяют главным образом для получения нерастворимых в воде оснований:

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂¯ + K₂SO₄,

FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃¯ + 3 NaCl

Получение растворимых оснований по этому методу возможно в случае, когда в результате реакции образуется нерастворимая соль:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃¯ + 2 KOH,

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄¯ + 2 NaOH

4. Электролиз растворов солей. Этот метод применяется при получении щелочей в промышленности, для чего пропускают постоянный электрический ток через водные растворы солей натрия или калия. Например, при электролизе водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется водород, на аноде — хлор, а в растворе накапливается гидроксид натрия. Упаривая такой раствор, получают кристаллический гидроксид натрия. Процессы, происходящие при электролизе раствора хлорида натрия, можно представить следующей схемой:

2 NaCl + 2 H₂O  2 NaOH + 2 H₂­ + O₂­

NaCl  Na⁺ + Cl^-                           H₂O  H⁺ + OH^-

На катоде:                                  На аноде:

Н⁺ + e^- = Н,                               Cl^- - e^- = Cl,

2 H = H₂­                              2 Cl = Cl₂­

В растворе в катодном пространстве остаётся NaOH.

Кислоты

Кислотами называются соединения, которые при электролитической диссоциации образуют катионы водорода и других катионов не дают. В водных растворах кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотный остаток. Количество атомов водорода, способных замещаться металлами с образованием солей, определяет основность кислоты. Различают кислоты одноосновные (HCl, HNO₃), двухосновные (H₂SO₄, H₂S), трёхосновные (Н₃РО₄), шестиосновные (H₆V₁₀O₂₈).

В некоторых кислотах не все атомы водорода способны замещаться металлами. Например, молекула уксусной кислоты СН₃СООН содержит четыре атома водорода, однако замещаться металлами способен лишь атом водорода карбоксильной группы -СООН, поэтому уксусная кислота является одноосновной. Фосфористая кислота Н₃РО₃ — двухосновная, фосфорноватистая Н₃РО₂ — одноосновная.

По химическому составу различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Примерами бескислородных кислот могут служить плавиковая (НF), соляная (HCl), бромводородная (HBr), иодоводородная (НI), циановодородная (синильная НСN), тиоциановая (родановодородная) (НСNS), сероводородная (H₂S).

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов. Большинство кислотных оксидов образует кислоты в результате непосредственного присоединения воды. Молекулы некоторых ангидридов при разных условиях могут присоединять различные количества молекул воды, образуя соединение с бóльшим содержанием воды — ортокислоту — и соединение с меньшим содержанием воды — метакислоту. Например:

Р₂О₅ + Н₂О = 2 НРО₃ — метафосфорная кислота

Р₂О₅ + 3 Н₂О = 2 Н₃РО₄ — ортофосфорная кислота

В₂О₃ + Н₂О = 2 НВО₂ — метаборная кислота

В₂О₃ + 3 Н₂О = 2 Н₃ВО₃ — ортоборная кислота

Диоксид азота NO₂ при взаимодействии с водой даёт две кислоты — азотную и азотистую:

2 NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃.

Аналогичным образом ведёт себя диоксид хлора, образующий с водой хлорноватую и хлористую кислоты:

2 ClO₂ + H₂O = HClO₃ + HClO₂

Кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с содой две кислоты, называются смешанными ангидридами. При взаимодействии их с основаниями, естественно, образуются две соли.

Многоосновные кислоты в растворах диссоциируют ступенчато:

Н₃РО₄  Н₂РО₄^- + Н⁺, Н₂РО₄^-  НРО₄^2- + Н⁺,

НРО₄^2-  РО₄^3- + Н⁺.

Номенклатура кислот

Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует несколько кислот, то для их различия в названии используют разные суффиксы. Так, если элемент образует две кислоты, то для обозначения той из них, в которой кислотообразующий элемент имеет высшую валентность, то в названии кислоты используется суффикс -н, а при более низкой валентности, используют суффикс -ист: H₂SO_4­ — серная кислота, H₂SO₃ — cернистая, НNO₃ — азотная кислота, HNO₂ — азотистая кислота.

Когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот, для их обозначения употребляют суффиксы “оват”, “ист” и “оватист”:

HClO₄  — хлорная            H₃PO₄ — фосфорная

HClO₃ — хлорноватая     H₂PO₃ (H₄P₂O₆) — фосфорноватая

HClO₂ — хлористая         H₃PO₃ — фосфористая

HClO — хлорноватистая        H₃PO₂ — фосфорноватистая.

Для обозначения кислот, получаемых частичным обезвоживанием ортокислот, пользуются приставкой пиро

2 Н₃РО₄ = Н₂О + Н₄Р₂О₇ — пирофосфорная (дифосфорная) кислота.