Основные графические формулы оснований
| В = 1 R1OH | В = 2 R2(OH)2 | В = 3 R3(OH)3 |
| | | |
Номенклатура оснований.Согласно международной системе ИЮПАК название основного гидроксида (основания) складывается из двух слов. Первое состоит из приставки гидр- , корня окс-и окончания-ид, последнее обозначает принадлежность к классу гидроксидов. Второе слово – название химического элемента в родительном падеже. Если элемент образует несколько гидроксидов, то к его названию, в скобках, добавляют степень окисления римской цифрой. Например: NaOH – гидроксид натрия, Ва(ОН)2 – гидроксид бария, но Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III).
Основные химические свойства оснований. Если рассмотреть свойства всех оснований и отбросить индивидуальные, присущие конкретному химическому элементу, то можно выделить следующие, основные химические свойства оснований:
1) Главным химическим свойством оснований является взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) с образованием соли и воды, например:
NaOH + HCl = NaCl + H2O ;
Mg(OH)2 + H2SO3 = MgSO3 + 2H2O;
Mn(OH)2 + 2HNO3 = Mn(NO3)2 + 2H2O.
2) Основания взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды, например:
Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O;
2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O.
3) Сильные основания – щелочи взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды, например:
6КОН + Al2O3 + 3H2O = 2K3[Al(OH)6].
4) Растворы щелочей реагируют с активными металлами с образованием соли и газа водорода, например:
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑.
5) Растворы щелочей реагируют с солями слабых оснований с образованием слабого основания и новой соли, например:
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4 ;
2KOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + K2SO4 .
6) Большинство оснований при нагревании разлагается, при этом выделяются оксид и вода:
Ca(OH)2 = CaO + H2O;
Cu(OH)2 = CuO + H2O;
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.
Щелочи NaOH и KOH устойчивы к нагреванию.
Диссоциация оснований.Согласно теории электролитической диссоциации основания можно разделить на:
- сильные электролиты (растворимые в воде);
- слабые электролиты (нерастворимые в воде и гидроксид аммония).
Механизм диссоциации зависит от силы электролита, чем меньше заряд иона металла, тем сильнее электролит. Заряд иона металла можно рассчитать по числу гидроксогрупп, так как заряд ОН- равен -1.
Растворы щелочей окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет. В водных растворах щелочи являются сильными электролитами и диссоциируют на ионы полностью. Чаще всего уравнения диссоциации записывают в упрощенной форме:
NaOH = Na+ + OH-;
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-
Основания, малорастворимые в воде (прил. 3), являются слабыми электролитами. Электролитическая диссоциация многокислотных оснований протекает обратимо и в несколько ступеней, например:
1 ступень Cu(OH)2 ⇄ CuOH+ + OH-
2 ступень CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH- .
Амфотерные гидроксиды в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислот, так и оснований. Они диссоциируют либо по типу слабых кислот, посылая в раствор катионы водорода, либо по типу слабых оснований, образуя в растворе гидроксид-ионы, например:
Zn(OH)2 ⇄ НZnO2- + H+ , Zn(OH)2 ⇄ OH- + ZnOH+
Рассмотрим для примера реакции а) и б):
а) Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O,
Гидроксид цинка Zn(OH)2 проявляет основные свойства, потому что, взаимодействуя с кислотой, образует соль соляной кислоты – хлорид цинка и воду. При взаимодействии Zn(OH)2 с раствором щелочи проявляются его кислотные свойства:
б) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] ,
образуется соль цинковой кислоты – тетрагидроксоцинкат натрия.
Амфотерные гидроксиды характерны для р-элементов третьей и четвертой групп (A1(OH)3, Ga(OH)3, Pb(OH)2 и др.), а также для элементов побочных подгрупп Периодической системы (в промежуточной степени окисления), например: Cr(OH)3, Fe(OH)3 Zn(OH)2 и др.
Дата добавления: 2019-04-03; просмотров: 772;