Основания номенклатура классификация способы получения свойства

Основания — классификация, получение и свойства

Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион.

Общая формула оснований — Э(OН)_m, где m – степень окисления металла.

Классификация оснований

Получение оснований

Взаимодействие активных металлов с водой (только щелочи)

Взаимодействие основных оксидов с водой (только щелочи)

Взаимодействие солей со щелочами (малорастворимые основания)

Электролиз водных растворов солей (промышленный способ)

Химические свойства оснований

1) Растворы оснований мыльные на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый.

В водном растворе растворимые основания диссоциируют, образуя катион металла и гидроксогруппу:

Многоосновные основания диссоциируют ступенчато:

BaOH + = Ba 2+ + OH — ,

2) Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HCl = NaCl + H₂O,

При реакции нейтрализации взаимодействие сводится к взаимодействию ионов водорода и гидроксогруппы с образованием малодиссоциирующего вещества – воды.

Многоосновные основания образуют основные и средние соли:

4) Взаимодействие с солями

2Fe 3+ + 6OH — = 2Fe(OH)₃.

5) Термическое разложение

Щелочи термическому разложению не подвергаются, например, гидроксид натрия кипит при 1400°С без разложения, из всех растворимых оснований разлагается только гидроксид лития:

6)Взаимодействие с неметаллами

2NaOH + Cl₂ = NaCl + NaOCl + H₂O (на холоде).

Источник

Урок №44. Гидроксиды. Основания: классификация, номенклатура, получение

Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) – NaOH, Ba(OH) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) – HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот – Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 и т.п.

ОСНОВАНИЯ

Основания — это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксильными группами — ОН. Общая формула:

По номенклатуре основания называют гидроксидами. Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента .

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH) 2 – гидроксид кальция,

Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH) 2 – гидроксид бария.

Классификация оснований

Щёлочи – это основания растворимые в воде.

К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 . Остальные основания — нерастворимые .

К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью как кислоты.

Классификация оснований по числу групп ОН:

Физические свойства

Большинство оснований – твёрдые вещества с различной растворимостью в воде.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

1. Металл + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2 ↑

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra, Sr)

СОЛЬ(р-р) + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ↓ + СОЛЬ

Ме х А у + Ме * (OH) n = Me(OH) у ↓+Ме * х А n

CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

ВЫПОЛНИТЕ ЗАДАНИЯ:

№1. Классифицируйте формулы:

№2. Выпишите химические формулы оснований в два отдельных столбика: щёлочи и нерастворимые основания и назовите их : MnO, P 2 O 5 , Ca(OH) 2 , CO, Al(OH) 3 , BeO, Mg(OH) 2 , K 2 O, ZnO, KOH, CrO 3

№3. Приведите по два уравнения реакций получения следующих оснований:

Источник

Основания номенклатура классификация способы получения свойства

Основаниями или гидроксидами называют соединения металлов с гидроксогруппами ОН (одна или несколько групп ОН на каждый атом металла М, т.е. МОН или М(ОН)_n). Гидроксогруппа ОН – это ион, ее заряд равен 1–, валентность I.

Названия оснований

В названии основания два слова: КОН – гидроксид калия. Если металл имеет переменную валентность, то ее указывают римской цифрой в скобках: Сг(ОН)₃ – гидроксид хрома(III).

Чтобы составить формулу гидроксида по названию соединения, надо знать заряд катиона металла М n + . Число гидроксогрупп в формуле равно величине этого заряда: М(ОН)_n. Заряды катионов металлов можно узнать из таблицы растворимости.

Например, в гидроксиде калия заряд иона калия 1 + , К + , поэтому формула КОН. В гидроксиде бария ион бария Ва 2+ , формула Ва(ОН)₂.

Щелочи – это растворимые в воде основания (LiOH, NaOH, КОН, Ва(ОН)₂, Са(ОН)₂ ). Щелочи – очень едкие вещества, вызывают ожоги. При работе с ними надо особенно тщательно соблюдать правила техники безопасности, надевать очки и перчатки.

Для распознавания растворов щелочей используют индикаторы.

Индикаторы – это органические красители, изменяющие окраску в зависимости от состава раствора. Так, бесцветный раствор фенолфталеина в растворе щелочи становится малиновым. Фиолетовый раствор лакмуса в растворах щелочей становится синим, а оранжевый раствор метилоранжа приобретает интенсивно желтый цвет.

Нерастворимые основания – это практически нерастворимые в воде вещества, например гидроксид железа(III), гидроксид меди(II), гидроксид магния.

Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. Если элемент образует несколько оксидов, то оксид, соответствующий низшей степени окисления, является основным оксидом. Например, СrО и МnО – основные оксиды.

Формулы основных оксидов можно вывести, вычитая необходимое число молекул воды из формулы основания. Например, для формул основных оксидов Na₂O, СаО, Fe₂O₃:
а) 2NaOH – Н₂O = Na₂O;
б) Са(ОН)₂ – Н₂O = СаО;
в) 2Fe(OH)₃ – 3Н₂O = Fe₂O₃.

Получение оснований

Растворимые основания получают:

а) реакцией оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой: ВаО + Н₂O = Ва(ОН)2;

б) взаимодействием активных металлов (электроотрицательность которых 1,2 и меньше) с водой: 2 Li + 2Н₂O = 2LiOH + Н₂ ↑;

в) электролизом водного раствора соли, например хлорида натрия; при пропускании постоянного электрического тока через раствор на катоде выделяется водород, на аноде – хлор, а в растворе остается гидроксид натрия:
2NaCl + 2Н₂O →электролиз→ Н₂ ↑ + 2NaOH + Cl₂ ↑.

Нерастворимые основания получают по реакции обмена растворимых солей со щелочами:
CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + 2NaCl.

Химические свойства оснований

Нерастворимые основания – довольно неустойчивые соединения. Нагревание (300–400 °С) приводит к потере ими воды. Например, голубой гидроксид меди(II) при нагревании отщепляет воду и превращается в черный оксид меди(II):
Сu(ОН)₂ → t → СuО + Н₂O.

Источник

Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение

Ещё со школы нам известно, что основаниями называют соединения, где атомы металла связаны с одной или несколькими гидроксогруппами — KOH, Ca(OH)₂ и т. п. Однако понятие «основания» на самом деле шире, и существует две теории оснований — протонная (теория Брёнстеда — Лоури) и электронная (теория Льюиса). Основания и кислоты Льюиса мы рассмотрим в отдельной статье, поэтому возьмём определение из теории Брёнстеда (далее в данной статье — только основания Брёнстеда): Основания (гидроксиды) — это вещества или частицы, способные принимать (отщеплять) протон от кислоты. Согласно такому определению, свойства основания зависят от свойств кислоты — например, вода или уксусная кислота ведут себя как основания в присутствии более сильных кислот:

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются весьма просто — сначала идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который входит в данное основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражают в названии.

KOH — гидроксид калия
Ca(OH)₂ — гидроксид кальция
Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II)
Fe(OH)₃ — гидроксид железа (III)

Существует также основание NH₄OH (гидроксид аммония), где гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH₄ + .

Классификация оснований

Основания можно классифицировать по следующим признакам:

1. По растворимости основания делят на растворимые — щёлочи (NaOH, KOH) и нерастворимые основания (Ca(OH)₂, Al(OH)₃).
2. По кислотности (количеству гидроксогрупп) основания делят на однокислотные (KOH, LiOH) и многокислотные (Mg(OH₂), Al(OH)₃).
3. По химическим свойствам их делят на оснóвные (Ca(OH)₂, NaOH) и амфотерные, то есть проявляющие как основные свойства, так и кислотные (Al(OH)₃, Zn(OH)₂).
4. По силе (по степени диссоциации) различают:
   а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH, LiOH, Ba(OH)₂, малорастворимый Ca(OH)₂.
   б) слабые (α — .

Изменение цвета индикаторов:

метиловый оранжевый – желтый

Фенолфталеин придаёт раствору щёлочи малиновую окраску

Источник

Основания. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

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.

Получение оснований

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:

2K 0 + 2 H₂ + O → 2 K + OH + H₂ 0

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

щелочь + соль₁ = соль₂↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

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

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

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:

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

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

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

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):

4 Fe +2 (OH)₂ + O₂ 0 + 2H₂O → 4 Fe +3 ( O -2 H)₃

Химические свойства щелочей

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.

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

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

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:

А в растворе образуется комплексная соль:

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак 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.

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

щёлочь + кислотный оксид_{(избыток)} = кислая соль

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

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.

Cu 2+ SO₄ 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)₂ — ↓ + Na₂ + SO₄ 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

! 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:

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 . Т аким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

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

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:

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 + 6 H₂ + O = 2Na[ Al +3 (OH)₄] + 3 H₂ 0

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 +Cl₂ 0 = NaCl — + NaOCl + + H₂O

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

6NaOH +Cl₂ 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H₂ + O= Na₂Si +4 O₃ + 2H₂ 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂ 0 + 4NaO -2 H = O₂ 0 + 4NaF — + 2H₂O

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

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Источник