Основания в химии: основные свойства и получение (общая характеристика и применение)

Выгрузка
Содержание

История

Понятие основания возникло в XVII веке и впервые было введено в химию французским химиком Гийомом Франсуа Руэлем в 1754 году. Он заметил, что кислоты, известные в то время как летучие жидкости (например, уксусная или соляная кислота), превращаются в кристаллические соли только в сочетании с определенными веществами. Руэль предположил, что эти вещества служат «основами» для образования солей в твердом виде.

Единая теория кислот и оснований была впервые выдвинута шведским физикохимиком С. Аррениусом в 1887 г. В рамках своей теории Аррениус определил кислоту как вещество, при диссоциации которого образуются протоны Н+, а основание, как вещество, дающее при диссоциации гидроксид-ионы ОН-. Однако теория Аррениуса имела свои недостатки: например, она не учитывала влияние растворителя на кислотно-щелочной баланс, а также была неприменима к неводным растворам.

В 1924 г. Э. Франклин создал теорию растворителя, согласно которой основание определяется как соединение, которое при диссоциации увеличивает число тех же анионов, которые образуются при диссоциации растворителя.

Современное определение

Начиная с 1923 г основание стали определять в рамках широко используемых в настоящее время теорий Бренстеда-Лоури и Льюиса.

Основание в теории Брёнстеда — Лоури

В протонной теории кислот и оснований, изложенной независимо друг от друга в 1923 датским учёным Дж. Бронстедом и английским учёным Т. Лоури, основанием Бренстеда называют соединение или ион, способные принимать (расщеплять) протон от кислоты. Следовательно, кислота Бренстеда является донором протона, и взаимодействие кислоты с основанием сводится к переносу протона. Когда основание Бренстеда В реагирует с кислотой, такой как вода, основание становится сопряженной кислотой ВН+, а кислота становится сопряженным основанием.

Основание в теории Льюиса

Кислота Льюиса (А) является акцептором электронной пары основания Льюиса (В) и образует с ним ковалентную связь

Согласно электронной теории, предложенной в 1923 американским физико-химиком Г. Льюисом, основанием называется вещество, способное отдать пару электронов для образования связи с кислотой Льюиса. Основаниями Льюиса могут быть амины R3N, спирты ROH, простые эфиры ROR, тиолы RSH, тиоэфиры RSR, анионы, соединения с π-связью. В зависимости от орбитали, на которой находится пара электронов, участвующих в реакции, основания Льюиса делятся на n-, σ- и π-типы; электронные пары для этих типов расположены соответственно на несвязывающих, σ- и π-орбиталях.

Основные понятия в теориях Льюиса и Бренстеда-Лоури совпадают: согласно обеим теориям основания отдают пару электронов для образования связи. Разница лишь в том, где расходуется эта пара электронов. Благодаря этому основания Бренстеда образуют связь с протоном, а основания Льюиса — с любой частицей, имеющей пустую орбиталь. Поэтому существенные различия между этими теориями касаются понятия кислоты, а не основания.

Теория Льюиса не дает количественной оценки способности оснований реагировать с кислотами Льюиса. Однако для качественной оценки широко используется принцип жестких и мягких кислот и оснований Пирсона (принцип HSCA), согласно которому жесткие кислоты реагируют преимущественно с жесткими основаниями, а мягкие кислоты — с мягкими основаниями. Согласно Пирсону, твердые основания — это основания, донорный центр которых имеет низкую поляризуемость и высокую электроотрицательность. Напротив, мягкие основания являются донорными частицами с высокой поляризуемостью и низкой электроотрицательностью. Жесткие и мягкие кислоты обладают теми же свойствами, что и жесткие и мягкие основания соответственно, с тем отличием, что они являются акцепторными частицами.

Классификация оснований и кислот по принципу GMKO

Твердые основания Промежуточные основания Мягкие основания жесткие кислоты Промежуточные кислоты Мягкие кислоты

OH-, RO-, F-, Cl-, RCOO-, NO3-, NH3, RNH2, H2O, ROH, SO42-, CO32-, R2O, NR2-, NH2− Br-, C6H5NH2, NO2-, C5H5N RS-, RSH, I-, H-, R3C-, алкены, C6H6, R3P, (RO)3P
H+, Li+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Cr3+, Fe3+, BF3, B(OR)3, AlR3, AlCl3, SO3, BF3, RCO+, CO2, RSO2+ Cu2+, Fe2+, Zn2+, SO2, R3C+, C6H5+, NO+ Ag+, Cu+, Hg2+, RS+, I+, Br+, Pb2+, BH3, карбены

Критерий GMCA не имеет количественных параметров, однако основания Льюиса можно грубо расположить в ряд на основе их основности Льюиса.

Основание в общей теории Усановича

В общей теории кислот и оснований, созданной М. И. Усановичем в 1939 г., основание определяется как вещество, отдающее анионы (или электроны) и принимающее катионы. Таким образом, в рамках теории Усановича в понятие основания входят как основания Бренстеда, так и основания Льюиса, а также восстановители. При этом само понятие основности, как и кислотности, в общей теории Усановича рассматривается с точки зрения вещества, проявление которого зависит не от самого вещества, а от его партнера по реакции.

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются очень просто: сначала идет слово «гидроксид», а затем название металла, входящего в это основание. Если металл имеет переменную валентность, это отражается в названии.

КОН — 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 гидроксильная группа связана не с металлом, а с катионом аммония NH4+.

Тривиальные названия некоторых оснований

Формула

Имя

КОН Едкий калий
NaOH Каустическая сода, едкий натр
Са(ОН)2 Гашеная известь
Ca(OH)2 (прозрачный раствор) Лимонад
Ca(OH)2 (мутный раствор) Известковое молоко
Ва(ОН)2 Едкий барит

Классификация оснований

По растворимости в воде

В зависимости от растворимости в воде различают:

  • щелочь. Эти основания растворимы в воде: NaOH, KOH, Ba(OH)2 и другие. Ca(OH) 2 хотя и мало растворим, но тоже относится к щелочам из-за своей едкости;
  • нерастворимые основания. К таким основаниям относятся Fe(OH)2, Cu(OH)2 и др;
  • амфотерные гидроксиды. К амфотерным основаниям относятся те основания, которые образованы металлами со степенью окисления +3 или +4. Эти основания отличаются тем, что они проявляют как основные, так и кислотные свойства.Существуют также основания, амфотерные, но образованные металлом с другой степенью окисления: Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Be(OH)2.

Помните, что растворимость мы проверяем по таблице растворимости кислот и оснований в воде.

Таблица растворимости солей, кислот и оснований

По числу гидроксогрупп

В зависимости от количества гидроксильных групп, которые могут быть заменены кислотным остатком, различают следующие типы оснований:

  • монокислота: KOH, NaOH;
  • две кислоты: Fe(OH)2, Ba(OH)2;
  • трикислоты: Al(OH)3, Fe(OH)3.

Сила оснований

Количественное описание силы оснований

Теория Бренстеда-Лоури позволяет количественно определить силу оснований, то есть их способность отделять протон от кислот. Обычно это делается с использованием константы основности Kb, константы равновесия реакции основания с эталонной кислотой, в качестве которой выбрана вода. Чем выше константа основности, тем больше сила основания и больше его способность отделять протон. Константу основности часто выражают как индекс константы основности pKb.

Для многоосновных оснований используют несколько констант диссоциации Kb1, Kb2 и т д. Например, ион фосфата может быть протонирован трижды.

Например, вода — слабая кислота, и при удалении протона она становится сильным основанием: гидроксид-ионом ОН−.

Значения pKb некоторых оснований и pKa их сопряженных кислот в разбавленных водных растворах

Базовая формула Конъюгированная кислотная формула pKbpKa (BH+) Базовая формула Конъюгированная кислотная формула pKbpKa (BH+)

ClO4− HClO4 19±0,5 −5±0,5 HPO42− H2PO4− 6,80 7.20
HSO4− H2SO4 16,8±0,5 −2,8±0,5 ClO− HClO 6,75 7,25
Н2О Н3О+ 15,74 −1,74 H2BO3− H3BO3 4,76 9.24
НОМЕР 3− HNO3 15.32 −1,32 NH3 NH4+ 4,75 9.25
HOOC-COO− (СООН)2 12,74 1,26 CN− HCN 4,78 9.22
HSO3− H2SO3 12.08 1,92 CO32− HCO3− 3,67 10.33
SO42− HSO4− 12.04 1,96 HOO− Н2О2 11,62 3,38
H2PO4− H3PO4 11,88 2.12 ПО43− HPO42− 1,68 12.32
Ф− АФ 10,86 3.14 ОЙ− Н2О −1,74 15,74
NO2− HNO2 10,65 3,35 NH2− NH3 (л.) −19 33
CH3COO− CH3COOH 9.24 4,76 Н− Н2 −24,6 38,6
Ш− H2S 6,95 7.05 CH3− Канал 4 ~−44 ~ 58

Физические свойства оснований

Основания в нормальных условиях представляют собой нелетучие кристаллические вещества без запаха, преимущественно белого цвета. В таблице представлены базы, имеющие разный цвет.

Основной цвет

Примеры

Белый
  • Гидроксид лития LiOH
  • Гидроксид магния Mg(OH)2
  • Гидроксид кальция Ca(OH)2
Желтый Гидроксид меди(I) CuOH
Светло-розовый (при контакте с кислородом воздуха — коричневый) Гидроксид марганца(II) Mn(OH)2
Красно-коричневый Гидроксид железа(III) Fe(OH)3
Белый с зеленоватым оттенком (темнеет при воздействии кислорода воздуха) Гидроксид железа(II) Fe(OH)2
Светло-зеленый Гидроксид никеля(II) Ni(OH)2
Синий Гидроксид меди(II) Cu(OH)2

Химические свойства оснований

Все базы делятся на:

Помните, что бериллий и магний не являются щелочноземельными металлами.

Помимо растворимости в воде, щелочи также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Эта разница в растворимости и способности к диссоциации между щелочами и нерастворимыми гидроксидами приводит, в свою очередь, к заметным различиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и часто способны участвовать в тех реакциях, в которых не участвуют нерастворимые основания.

Взаимодействие с кислотами

В результате реакции между щелочью и кислотой образуется солевой раствор, в котором уже нет ни щелочи, ни кислоты. Такой раствор называется нейтральным. Слово «нейтральный» происходит от греческого «нейтральный», что в переводе на русский язык означает «ни то, ни другое».

Помните, что реакция между щелочью и кислотой, в результате которой образуется нейтральный раствор, называется реакцией нейтрализации.

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят сплавлением амфотерного оксида или гидроксида с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию свободных водородных солей:

При использовании водных растворов щелочей образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия под действием избытка концентрированной щелочи вместо соли NaAl(OH)4 образуется соль Na3Al(OH)6.

Взаимодействие с кислотными оксидами

Например, если вступает в реакцию кислый оксид СО2, которому соответствует кислота Н2СО3 (указанная в скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты: СО3, валентность которого, как вы уже знаете, Yo:

Если в реакцию вступает кислотный оксид Р2О5, которому соответствует кислота Н3РО4 (указанная в квадратных скобках), то образующаяся соль будет содержать остаток этой кислоты — РО4 с валентностью, равной III.

Взаимодействие оснований с солями

Любое основание реагирует с любой солью только при одновременном выполнении двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции.

Растворы щелочей изменяют окраску индикатора

Ионы гидроксида, содержащиеся в щелочном растворе, взаимодействуют с индикатором и образуют новые соединения. Признаком реакции является окраска раствора.

Цветовые индикаторы в различных средах

Термическое разложение

Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются по общей схеме:

Краткие выводы:

  1. Основания делятся на растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые.
  2. Все основания реагируют с кислотами. Растворимые основания реагируют с кислыми оксидами и солями. Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению.

Получение оснований

Взаимодействие металла с водой

Активные металлы (металлы групп IA и IIA, кроме Be и Mg) в нормальных условиях активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Этим методом нельзя получить нерастворимые основания, за исключением Mg(OH)2.

Металл + вода = гидроксид металла + водород

Например: Na + H2O = NaOH + H2↑

Таким способом можно получить гидроксид магния, но только при нагревании.

Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой

Таким способом получают только водорастворимые основания.

оксид металла + вода = щелочь

Например: СаО + Н2О = Са(ОН)2

Электролиз

Гидроксид натрия и калия получают в промышленности электролизом: через раствор хлорида калия пропускают постоянный электрический ток:

KCl + H2O = КОН + H2↑ + Cl2↑

Электролиз хлорида натрия протекает по аналогичной схеме.

Получение нерастворимых оснований при взаимодействии соли со щелочью

Растворимая соль + щелочь = нерастворимое основание + другая соль

Например: Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KNO3

Применение

Физико-химические свойства оснований сделали их незаменимыми веществами во всех отраслях промышленности, использующих химические технологии:

  • в горнодобывающей и металлургической промышленности;
  • в производстве товаров народного потребления, косметики, продуктов питания и фармацевтики;
  • в производстве красителей, бытовой химии и удобрений;
  • в химической и топливной промышленности;
  • в строительстве и многих других областях.

Наибольшее распространение получили щелочи, но нерастворимые основания применяются также в производстве полимеров, на очистных сооружениях, в медицине и электротехнике.

Разница между сильными и слабыми основаниями

Определение

Сильные основания: сильное основание — это соединение, которое может полностью диссоциировать на катион и ион гидроксила в водном растворе.

Слабые основания: Слабое основание — это соединение, которое частично диссоциирует на ион гидроксида и катион, создавая условия равновесия.

Диссоциация

Сильные основания: Сильные основания диссоциируют на ионы почти на 100%.

Слабые основания: слабые основания частично диссоциируют на ионы.

pH

Сильные основания: значение pH ближе к 14 указывает на сильное основание.

Слабые основания: значение pH ближе к 7, но больше 7 указывает на слабое основание.

ПКБ

Сильные основания: значение pKb для сильных оснований почти равно нулю или очень низкое.

Слабые основания: значение pKb для слабых оснований очень велико.

Реактивность

Сильные основания: Сильные основания очень реактивны.

Слабые основания: слабые основания менее реактивны, чем сильные основания.

Резюме

Основания представляют собой класс неорганических веществ, которые использовались с древних времен. Благодаря наличию гидроксигруппы обладает особыми химическими свойствами. Основания позволяют учитывать поведенческие характеристики других классов неорганических соединений, таких как кислотные и амфотерные оксиды, кислоты, кислые соли и среды.

Оцените статью
Adblock
detector