Способы получения оснований

Классификация оснований

Основания

В этом разделе будут рассмотрены только неорганические основания с позиции электролитической теории.

Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.

1°. Кислотность основания — число групп OH^- способных обмени­ваться на кислотный остаток. Например, NaOH — однокислотное основа­ние, Ca(OH)₂ — двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссо­циируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, напри­мер, (MgOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат (основной карбонат) магния; MgCO₃ — карбонат (средний карбонат) магния.

2°. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) [TlOH] и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.

3°. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основа­ниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.

4°. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разло­жения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при темпе­ратуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.

5°. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щело­чами, к амфотерным — гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.

Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)₂, Mn(OH)₂ и др.

Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Sn(OH)₂, гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃.

Основания могут быть получены одним из следующих способов.

1°. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2 Li + 2 H₂O = 2 LiOH + H₂­
Sr + 2 H₂O = Sr(OH)₂ + H₂­.

Этим же способом может быть получен гидроксид аммония:

NH₃ + H₂O = NH₃ × H₂O «+ OH ^–.

В отличие от предыдущих примеров эта реакция протекает без измене­ния степеней окисления.

Другие металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов до водорода, также могут реагировать с водой, но эти реакции протекают при высоких температурах и обратимы. При этом образуются не гидроксиды металлов, а оксиды, т. к. гидроксиды при этих температурах термически неустойчивы, например,

Fe + H₂O «FeO + H₂­ (при t > 570°C).

2°. Растворением оксидов и пероксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂¯
Na₂O₂ + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂O₂.

Оксиды других металлов с водой не взаимодействуют.

3°. Гидролизом солей, у которых он протекает до конца:

Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃¯ + 3 H₂S ­.

4°. Смешиванием водных растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз:

2 AlCl₃ + 3 Na₂CO₃ + 3 H₂O = 2 Al(OH)₃¯ + 6 NaCl + 3 CO₂­.

5°. Разложением некоторых бинарных соединений металл-неметалл (гидридов, нитридов, фосфидов и др.) водой, например:

Li₃N + 3 H₂O = 3 LiOH + NH₃­
NaH + H₂O = NaOH + H₂­
Ca₃P₂ + 6 H₂O = 3 Ca(OH)₂ + 2 PH₃­
Mg₂Si + 4 H₂O = 2 Mg(OH)₂¯ + SiH₄­.

6°. Электролизом водных растворов хлоридов щелочных и щелочнозе­мельных металлов:

2 NaCl + 2 H₂O 2 NaOH + Cl₂­ + H₂­.

Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.

7°. Важнейшим способом получения слабых, нерастворимых в воде оснований является осаждение их из растворов солей щелочами или раство­ром аммиака

MgSO₄ + 2 KOH = Mg(OH)₂¯ + K₂SO₄
AlCl₃ + 3 NH₄OH = Al(OH)₃¯ + 3 NH₄Cl.

При осаждении амфотерных гидроксидов щелочами полноту осаждения можно достичь только при смешении строго эквимолярных количеств соли и щелочи. Поэтому для осаждения амфотерных гидроксидов используют раствор аммиака в воде. Аммиаком нельзя осаждать гидроксиды тех метал­лов, которые образуют с ним комплексные катионы.

Гидроксид аммония не может быть получен таким способом, т. к. повы­шение концентрации анионов OH ^– приводит к уменьшению растворимости аммиака в воде и выделению его из раствора в виде газа:

NH₄Cl + NaOH = NH₃­ + H₂O + NaCl.

Этот же способ применим и для получения растворимых в воде основа­ний:

Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ «2 NaOH + CaCO₃¯ (каустизация соды).

Сдвиг равновесия в сторону образования NaOH достигается за счет образования CaCO₃, обладающего меньшей растворимостью, чем Ca(OH)₂.

Для большего смещения равновесия в сторону образования гидроксида щелочного металла используют гидроксид бария и сульфат соответствую­щего щелочного металла:

Ba(OH)₂ + Cs₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2 CsOH.

8°. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей:

4 Fe(OH)₂ ¯ + O₂ + 2 H₂O = 4 Fe(OH)₃ ¯.

Дата добавления: 2014-01-05