Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства

Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости.

Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией или ионизацией веществ в растворах.

Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя. Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода относится к наиболее сильноионизирующим растворителям.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.

Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных пар; доноры – атомы кислорода Н₂О.

Анионы А – связаны с молекулами Н₂О либо кулоновскими силами, либо водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар. Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:

Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.

По степени диссоциации α в растворах электролиты подразделяют на сильные и слабые:

Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты, у которых α<1, относятся к слабым, у сильных электролитов α = 1.

К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.

Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации слабого бинарного электролита КА

на основании ЗДМ справедливо соотношение:

Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации.

Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации бинарного электролита связана со степенью диссоциации соотношением:

Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если α<<1, то

Иными словами, закон Оствальда гласит: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. При уменьшении концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита усиливается.

Вода является очень слабым амфотерным электролитом: К = 1,8·10^-16. В воде и разбавленных водных растворах электролитов значения концентрации и активности практически совпадают, а с(Н2О) практически постоянна. Поэтому можно считать постоянным ионное произведение воды (произведение концентраций водородных ионов и гидроксид-ионов при данной температуре для воды и разбавленных водных растворов) K_W(KH2O): K_W = K∙c(H2O) = c(H⁺)∙c(OH^-). При 25°С Kw = 10ˉ¹⁴ моль² /л². При увеличении температуры Kw значительно возрастает. В любом растворе одновременно присутствуют Н⁺ и ОН^– ионы. Кислотность и щелочность среды обычно характеризуют концентрацией водородных ионов или водородным показателем рН. Он равен десятичному логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком: pH = - lgc(H). Значение рН может быть больше 14 и быть отрицательным. Приближенно реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов – индикаторов.

Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности.

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого-нибудь другого элемента.

Оксиды могут быть получены как при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путем (например, при разложении солей, кислот, оснований). В обычных условиях оксиды бывают в твердом, жидком и газообразном состоянии.

В зависимости от того, будет этим другим элементом металл или неметалл, оксиды делятся на основные и кислотные.

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидраты, относящиеся к классу оснований.

Если в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность, то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидраты, относящиеся к классу кислот.

Особую группу составляют амфотерные окисиды. Амфотерными оксидами называются оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

H₂O + ZnCl₂ ← 2HCl + ZnO + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды – оксиды, которые в результате реакций образуют соли.

CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O;

CuO + SO₃ → CuSO₄

Несолеобразующие оксиды солей не образуют!

Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный.

Основные 1. Na2O + H2O → 2NaOH 2. Na2O + SO3 → Na2SO4 3. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Кислотные 1. SO3 + H2O → H2SO4 2. CO2 + CaO → CaCO3 3. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO2 + H2O

Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.

Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени скисления металла и равно ее абсолютной величине.

Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде.

Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. CO₂ + Ba(OH)₂ → BaCO₃ + H₂O

2. 2KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂O

Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной.

3. 2NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂ + Na₂SO₄.

Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства.

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные.

По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие.

Получение кислот:

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметалла с водородом:

H₂ + S → H₂S

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при растворении кислотных оксидов в воде:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и другими кислотами:

BaBr₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HBr

CuSO₄ + H₂S → H₂SO₄ + CuS

4. В некоторых случаях для получения кислот могут быть использованы ОВ процессы:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO

Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям, металлам, солям и основным оксидам.

1. CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

2. 2KOH + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂O

3. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

4. CuCl₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2HCl

Дата добавления: 2015-04-24