Химические свойства

1. Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и в водном растворе диссоциируют на ионы

а) средние соли:

NaCl -> Na+ + СL ^- A1₂(SO₄)₃ -> 2A1³⁺ + 3SO^2-₄-кислые соли:

NaHC0₃ -»Na⁺ + НСО₃ ^- КН₂Р0₄ -> К⁺ + Н₂РО₄; в) основные соли:

(А1ОН)(СН₃СОО)₂ -> А10Н²⁺ + 2СН₃СОО-

[А1(ОН)₂]СН₃СОО -> [А1(ОН)₂]⁺ + СН₃СОО^-

При пропускании электрического тока через растворы или расплавы солей идет процесс электролиза.

2. Взаимодействие солей с металлами идет только в том случае, если более активный металл вытесняет менее активный металл из его солей.

CuSO₄ + Fe -> FeS0₄ + Сu

3. Соли малорастворимых оснований взаимодействуют с растворимыми ос­нованиями с образованием или свободного основания или основной соли (при недостатке основания):

CuS0₄ + 2NaOH -» Cu(OH)₂ + Na₂S0₄ 2CuSO₄ + 2NaOH -> (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄

4. Взаимодействие солей с кислотами возможно в случае образования более слабой кислоты (a), труднорастворимой соли (б) или газа (в). При этом, в зави­симости от соотношения компонентов, возможно образование как кислот, так и кислых солей:

а) Na₃PO₄ + 3HC1 -> Н₃РО₄ + 3NaCl Na₃PO₄ + 2HC1 - >NaH₂PO₄ + 2NaCl

б) BaCl₂ + H₂SO₄ -> BaS0₄ + 2HC1

e) Na₂S_(Kpист.) + 2HC1 -> H₂S + 2NaCl

5. Две растворимые соли вступают в реакцию обмена, если одна из образу­ющихся солей выпадает в осадок:

ЗСаС1₂ + 2Na₃P0₄ -> Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl

6. Средние, кислые и основные соли взаимосвязаны и могут быть превраще­ны друг в друга:

а) Средняя соль кислая соль

2СаСО₃ + 2НС1 -» Са(НС0₃)₂ + СаС1₂

Са(НСО₃)₂ + 2NaOH -» СаС0₃ + Na₂CO₃ + 2Н₂0

б) Средняя соль основная соль

СаС1₂ + NaOH -> Са(ОН)С1 + NaCl

Са(ОН)С1 + НС1 -» СаС1₂ + Н₂0

7. Соли, в состав которых входит остаток слабого электролита, в водном ра­створе гидролизуются.

8. При нагревании некоторые соли разлагаются:

СаСО₃ —> СаО + С0₂,

2КСlo₃ —> 2КС1 + ЗО₂

Основания

Основания — сложные вещества, молекулы которых состоят из атома метал­ла (или иона NH^-₄ ) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН^-, способных за­мещаться на кислотный остаток.

Общая формула оснований Ме(ОН)_x, где х равно степени окисления ме­талла.

Все основные гидроксиды находятся в орто-форме.

Номенклатура

Для элементов, проявляющих переменную валентность, в названиях гидро-ксидов следует указывать ее величину. Например, Fe(OH)₃ — гидроксид желе­за (III), Cu(OH)₂ — гидроксид меди (II). В тех случаях, когда элемент, образую­щий гидроксид, имеет единственную валентность, этого можно не делать: NaOH — гидроксид натрия, А1(ОН)₃ — гидроксид алюминия.

Графические формулы

Na-O-H H-O-Cu-O-H

Классификация

По растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH₄OH) и нерастворимые (все остальные основания); По степени_диссоциации основания подразделяют на:

—сильные (щелочи) NaOH —> Na⁺ + ОН^-

—слабые (все остальные) NH₄OH NH^-₄ + ОН^-

С позиций теории электролитической диссоциации основания можно рас­сматривать как электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов — гидроксид-ион ОН^-.

По кислотности, т.е. по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотныеистатки, основания делятся на однокислотные (NaOH, КОН, СuОН), двухкислотные [Са(ОН)₂, Мп(ОН)₂], трехкислотные [А1(ОН)₃, Fe(OH)₃].

Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Fe(OH)₃ <=> Fe(OH)₂⁺ + ОН- Fe(OH)₂⁺ <=> Fe(OH)²⁺ + ОН-

Fe(OH)²⁺ <=> Fe³⁺ + OH-

Получение

I. Получение щелочей.

1. Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их ок­сидов с водой:

Са + 2Н₂0 -> Са(ОН)₂ + Н₂ Na₂0 + Н₂0 -> 2NaOH

2. Электролиз растворов хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов:

2NaCl + 2Н₂О -> С1₂ (на аноде) + Н₂ (на катоде) + 2NaOH

П. Слабые нерастворимые основания получают из оксидов косвенным путем — при действии щелочи на растворимую соль получаемого основания:

CuO + H₂S0₄ -> CuS0₄ + Н₂О CuSO₄ + 2NaOH -> Cu(OH)₂+ Na₂S0₄

Химические свойства

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН^-, создающего в растворе щелочную среду. Благодаря этому растворы оснований изменяют окраску индикаторов.

Основными химическими свойствами оснований являются следующие:

1. Взаимодействие с кислотными оксидами.

2КОН + СО₂ -»К₂С0₃ + Н₂0

2. Основания — акцепторы протонов. Они реагируют с кислотами, вступая в реакцию нейтрализации.

H₂SO₄ + 2NaOH -» Na₂S0₄ + 2H₂0

3. Взаимодействие с солями (возможно только в том случае, если при дей­ствии растворимого основания на соль выпадает осадок). Чаще это образовав­шееся слабое нерастворимое основание (а), реже — образовавшаяся соль (б).

Щелочи вытесняют растворимое слабое основание — гидроксид аммония — из его солей (в).

а) CuSO₄ + 2NaOH--» Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

б) Na₂S0₄ + Ba(OH)₂ -> BaS0₄+ 2NaOH

в) NH₄Cl_(Kpист.₎ + КОН_(конц.) - t°-» NH₃ + KC1 + H₂0

Буферные растворы

Буферные растворы — это растворы, рН которых меняется незначительно при разбавлении, а также при добавлении небольших количеств сильной кис­лоты или щелочи.

Любой буферный раствор состоит из двух компонентов: слабого электроли­та и его соли. Существует два типа буферных растворов: кислотные (например, ацетатный буфер состоит из уксусной кислоты и ее соли — ацетата натрия) и основные (например, аммиачный буфер состоит из гидроксида аммония и его соли — хлорида аммония).

Механизм буферного действия заключается в поддержании постоянного значения рН за счет связывания добавляемых ионов Н⁺ или ОН^- основными компонентами буферной системы с образованием малодиссоциирующих соеди­нений. Выраженное буферное действие наблюдается, если концентрация одного из компонентов не превышает концентрацию другого более, чем в 10 раз.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов совпадает с концентрацией) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Уравнения, связывающие pH и pOH

[править] Вывод значения pH

В чистой воде при 22 °C концентрации ионов водорода ([H⁺]) и гидроксид-ионов ([OH^-]) одинаковы и составляют 10^-7 моль/л, это напрямую следует из определения ионного произведения воды, которое равно [H⁺] · [OH^-] и составляет 10⁻¹⁴ моль²/л² (при 22 °C).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении основания — наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает. Когда [H⁺] > [OH^-] говорят, что раствор является кислым, а при [OH^-] > [H⁺] — щелочным.

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH).

[править] pOH

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH⁻:

Так как в любом водном растворе при 22 °C [H ⁺ ][OH ⁻ ] = 1,0×10 ^{− 14}, очевидно, что при этой температуре:

[править] Значения pH в растворах различной кислотности

• Вопреки распространённому мнению, pH может изменяться не только в интервале от 0 до 14, а может и выходить за эти пределы. Например, при концентрации ионов водорода [H⁺] = 10^-15 моль /л, pH = 15, при концентрации ионов гидроксида 10 моль /л pOH = −1.

Так как при 25 °C (стандартных условиях)[H⁺] · [OH^-] = 10^-14, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислых растворах [H⁺] > 10^-7, то pH кислых растворов pH < 7, аналогично pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H⁺, так и OH^-); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает.