Способы получения. 1. Растворы оснований за счет ионов ОН– изменяют окраску индикаторов: лакмуса – на синюю, фенолфталеина – на малиновую

Химические свойства

1. Растворы оснований за счет ионов ОН^– изменяют окраску индикаторов: лакмуса – на синюю, фенолфталеина – на малиновую, метилового оранжевого – на желтую.

2. Щелочи устойчивы к нагреванию. Большинство же нерастворимых оснований при нагревании разлагается. Например: Cu(OH)₂ ® СuO + Н₂О.

3. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

КОН_(р-р) + НСl_(р-р) ® КСl_(р-р) + Н₂О_(ж); ОН^– _(р-р) + Н⁺_(р-р) ® Н₂О_(ж).

4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:

СО₂ + Са(ОН)₂ ® СaCO₃ + H₂O; CO₂ + 2OH^– + Ca²⁺ ® CaCO₃ + H₂O

Другие примеры – см. в разделе «Химические свойства оксидов».

5. Щелочи реагируют с солями:

CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄; Cu²⁺ + 2OH^– ® Cu(OH)₂

6. Щелочи реагируют с амфотерными гидроксидами:

Al(OH)_3(т) + 3NaOH_(р-р) ® Na₃[Al(OH)₆]_(р-р); Al(OH)_3(т) + 3ОH^– _(р-р) ® [Al(OH)₆]^3–_(р-р).

2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄]; 2OH^– + Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2–

7. Реакции щелочей в растворе с некоторыми неметаллами и переходными металлами:

2NaOH +Cl₂ ® NaCl + NaClO + H₂O 3KOH +4P_бел + 3H₂O ® PH₃­ + KH₂PO₂

2NaOH +Si + H₂O ® Na₂SiO₃ + H₂­ 6KOH +2Al + 6H₂O ® 2K₃[Al(OH)₆] + 3H₂.

Таким образом, основания проявляют свои характерные свойства в растворах за счет гидроксид-ионов.

3. Кислоты. В свете теории электролитической диссоциации кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода:

НС1 ⇄ Н⁺ + Сl^–; HNO₃ ⇄ H⁺ + NO₃^–.

Классификация. Кислоты классифицируют:

I. По составу: кислородсодержашие (HNO₃, H₂SO₄ и др.) и бескислородные (растворы HF, HCl, HBr, HI, H₂S и др.).

II. По основности (основность кислоты определяется числом молей ионов водорода, образующимся при диссоциации 1 моль кислоты при допущении, что степень диссоциации равна 1, или 100%): НС1, НNО₃, – одноосновные, Н₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₄ – двухосновные, Н₃РО₄, Н₃ВО₃ – трехосновные кислоты.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой (только для растворимых кислородсодержащих кислот): SO₃ + Н₂О ® H₂SO₄.

2. Окисление некоторых простых веществ:

3Р + 5HNO_{3(30%-ный р-р)} + 2Н₂О ® 3Н₃РО₄ + 5NО.

3. Взаимодействие солей с кислотами (действуют сильной кислотой на соль слабой или летучей кислоты): NaNO_3(т) + H₂SO_4(конц.) NaHSO₄ + HNO₃­;

Na₂SiO_3(р-р) + H₂SO_4(р-р) ® Na₂SO_4(р-р) + H₂SiO_3(т), SiO₃^2–_(р-р) + 2H⁺_(р-р) ® H₂SiO_3(т).

NaCl_(т) + H₂SO_4(конц) ® NaHSO_4(т) +HCl­

4. Бескислородные кислоты можно получить взаимодействием водорода с неметаллами с последующим растворением продукта реакции в воде: Н_2(г) + Сl_2(г) 2НСl_(г).

Физические свойства. При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (Н₃РО₄, Н₃ВО₃ и др.), жидкими (HNO₃, Н₂SО₄ и др.) или растворами газов в воде (HCl, HBr, HI, H₂S).

Некоторые кислоты (HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃) существуют только в разбавленных растворах. В чистом виде при комнатной температуре они не могут быть выделены, поскольку распадаются на ангидрид (оксид, соответствующий кислородсодержащей кислоте) и воду.

Большинство кислот хорошо растворимы в воде; растворы их имеют кислый вкус, разъедают животные и растительные ткани.