Основания (химия)

Эта статья прошла проверку экспертом
Материал из «Знание.Вики»
Основания ​(химия)​
Sulfuric Acid.jpg
Общие
Систематическое
наименование		 гидроксиды ​(OH–)​
Хим. формула Me(OH)n
Внешний вид твёрдые вещества с различной растворимостью в воде и различных цветов
Термические свойства
Температура
 • плавления 323 °C
Химические свойства
Растворимость
 • в воде растворимые,нерастворимые
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Колбы 3.jpg

Основа́ния (химия) — представляют собой сложные химические соединения, состоящие из металла и гидроксильной группы (—ОН). Они делятся на две категории: «растворимые»(щёлочи) и «нерастворимые». Общая формула оснований выглядит следующим образом: Me(OH)n, где Me — химический символ металла, а n — индекс, который зависит от степени окисления металла. Вот несколько примеров оснований: NaOH, Ba(OH)2, Fe(OH)2[1].

История открытия

С древних времён человек занимался исследованием веществ. В трудах алхимиков были представлены методы получения значительных объёмов кислот и реакций их взаимодействия кислот с основаниями. В XVIII веке Ян Баптист ван Гельмонт, нидерландский естествоиспытатель и врач, совершил значительный прорыв в понимании химических процессов. Он развил идеи алхимиков о взаимодействии кислот и щёлочей, что привело к образованию солей[2].

Роберт Бойль для определения наличия кислот и щелочей в растворах получил индикаторы, выделенные из растений. Роберт Бойль и Ян Баптист ван Гельмонта получили более глубокое понимание химических процессов и возможность точно определять состав веществ. Это стало важным шагом в развитии химии как науки. В XVIII веке французский химик и аптекарь Гийом Франсуа Руэль предложил классифицировать все вещества, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами, как основания. К ним он отнёс щёлочи, основные оксиды и металлы[2].

Позже, в 1778 году французский естествоиспытатель и основатель современной химии Антуан Лоран Лавуазье выдвинул кислородную теорию кислот. Он попытался объяснить особенности свойств кислот наличием в них кислорода. Это было значительным шагом вперёд в понимании природы химических соединений. Однако, несмотря на эти теории, вопрос о том, что такое кислоты и основания, оставался открытым. С развитием химии и появлением новых знаний, эти термины продолжали меняться и уточняться. Сегодня основания — это сложные химические соединения, свойства которых определяются их составом и структурой[2].

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются по довольно простой схеме: вначале идёт слово «гидроксид», а затем название металла, который используется в этом основании. Если металл имеет переменную валентность, это также отражается в названии[3].

KOH — 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 гидроксогруппа связана не с металлом, а катионом аммония NH4+[3].

Классификация оснований

По растворимости в воде

Основания можно разделить на два типа[4].

  1. Нерастворимые в воде основания образуют студенистые осадки, которые после кристаллизуются.
  2. Щёлочи — растворимые в воде основания, образованные щёлочными и щёлочноземельными металлами. К ним относятся LiOH — гидроксид лития , NaOH — гидроксид натрия, KOH — гидроксид калия, RbOH — гидроксид рубидия, CsOH — гидроксид цезия , Ca(OH)2 — гидроксид кальция, Sr(OH)2 — гидроксид стронция и Ba(OH)2 — гидроксид бария. В растворах щёлочей концентрация гидроксид-ионов достаточно велика.

Стоит отметить, что абсолютно нерастворимых соединений не существует. При растворении и диссоциации нерастворимых оснований также образуются гидроксид-ионы, но их количество очень мало и определяется растворимостью основания. Наличие даже небольшого количества гидроксид-ионов определяет общие свойства оснований[4].

По кислотности

Кислотность всех оснований определяется по числу гидроксо-групп (—ОН) в составе их оснований. По кислотности основания делят[4]:

  • однокислотные: KOH — гидроксид калия, NaOH — гидроксид натрия;
  • двухкислотные: Fe(OH)2 — гидроксид железа, Ba(OH)2 — гидроксид бария;
  • трехкислотные: Al(OH)3 — гидроксид алюминия , Fe(OH)3 — гидроксид железа.

По степени электролитической диссоциации

По степени электролитической диссоциации основания можно разделить на две группы[4]:

  • Сильные электролиты — это вещества, которые в растворе полностью распадаются на ионы. К ним относятся щёлочи.
  • Слабые электролиты в воде обратимо диссоциируют, например, гидрат аммония распадется на ионы аммония и гидроксил-анион: NH3×H2О ⇔ NH4+ + OH-.

По устойчивости

Существует 2 вида оснований по устойчивости[4]:

  • устойчивые: KOH — гидроксид калия,NaOH — гидроксид натрия,Ba(OH)2 — гидроксид бария;
  • устойчивые: NH3×H2O — гидрат аммиака,Сu(OH)2— гидроксид меди.

Свойства

Химическое строение

Согласно рекомендациям ИЮПАК, основания — вещества, которые имеют свободную пару электронов, участвующую в образовании ковалентной связи с протоном (основания Брёнстеда) или — с вакантной орбиталью какого-либо другого вещества (основания Льюиса)[5].

Физические свойства

Большинство оснований имеют твёрдую форму и обладают различной растворимостью в воде. Щёлочи хорошо растворяются в воде, обычно представляют собой твёрдые вещества белого цвета. У щёлочей температура плавления составляет +323 °C, температура кипения +1403 °C[6].

Химические свойства

Для того чтобы оценить силу оснований и их способность отщеплять протоны от кислоты, необходимо ввести количественный показатель. В качестве такого показателя используется константа основности «Kb» — константа равновесия для реакции между основанием и кислотой. В этом случае в роли кислоты выступает вода. Чем больше значение константы основности, тем сильнее основание и тем активнее оно способно отщеплять протоны. Однако вместо самой константы часто используют показатель константы основности — «pKb»[7].

  • Основания способны изменять окраску индикаторов: в фенолфталеине на малиновый, в лакмусе на синий, в метиловом оранжевом на жёлтый. Это объясняется присутствием в молекуле оснований избыточных гидроксид-ионов (-ОН)[3].
  • Реакция нейтрализации — реакция взаимодействия оснований с кислотами с образованием соли и воды[3]: 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O, Mg(OH)2 + 2HCI = MgCI2↓+ 2H2O.
  • Взаимодействие с кислотными оксидами[3]:

2KOH + SO3 → K2SO4 + H2O.

  • Основания взаимодействуют с амфотерными гидроксидами и оксидами[3]:

NaOH + AI(OH)3 = NaAIO2 + 2H2O (при плавлении);

2NaOH + AI2O3 = 2NaAIO2 + H2O (при плавлении);

NaOH + AI(OH)3 = Na[AI(OH)4] (в растворе).;

2NaOH + AI2O3 +3H2O = 2Na[AI(OH)4] (в растворе).

  • Для оснований характерна реакция взаимодействия с амфотерными металлами, кремнием и другими[3]:

2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2

  • Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков[3]:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4,

Ba(OH)2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KOH.

Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании[3]:

Ca(OH)2 = CaO + H2O,

Cu(OH)2  = CuO  + H2O.

Способы получения

Лабораторный способ получения

В лаборатории основания получают[3]:

  • взаимодействием активного металла с водой:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2;

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2;

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;

  • взаимодействием основных оксидов с водой — эта реакция возможна только для щёлочных и щёлочноземельных металлов[3]:

Na2O + H2O = 2NaOH,

CaO + H2O = Ca(OH)2.

Промышленный способ получения

В промышленности способом получения щёлочей является электролиз растворов солей[3]:

2NaCI + 4H2O = 2NaOH + 2H2 + CI2

Также основания можно получить прии взаимодействии растворимых солей со щёлочами. Этот способ яляетсся единственным для получения нерастворимых оснований:

Na2SO4 + Ba(OH)2 = 2NaOH + BaSO4

MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4.

Применение оснований

Основания находят широкое применение в различных областях, таких как лаборатории, быт и промышленность. Среди всех оснований особенно часто используются щёлочи[8].

Гидроксид натрия

Гидроксид натрия — NaOH, также известный как «едкий натр» или «каустическая сода», находит применение не только в промышленности, но и в быту. В промышленности это вещество используют при производстве целлюлозы, моющих средств (мыла, шампуней), в нефтепереработке, при производстве биодизельного топлива, для нейтрализации кислот. В быту гидроксид натрия применяют в качестве основы для некоторых средств, используемых при ликвидации засоров канализационных труб[8].

Гидроксид калия

Гидроксид калия — КOH,также известный как «едкое кали», применяется в производстве моющих средств в качестве сырья для получения различных соединений калия. Кроме того, он используется как электролит в гальванических элементах марганцево-цинковых «батарейках» и никель-кадмиевых аккумуляторах[8].

Гидроксид кальция

Гидроксид кальция — Ca(OH)2 имеет техническое название —«гашёная известь» или «пушонка». Если смешать гидроксид кальция с водой, то получится взвесь, которую называют «известковым молоком». А если гидроксид кальция полностью растворить в воде, то образуется прозрачный раствор — известковая вода. Гашёную известь с древних времён использовали в строительстве для изготовления смеси известкового раствора. При смешивании гашёной извести с песком и водой получается масса, которая применяется для оштукатуривания стенпри ремонтах помещений[8].

Гидроксид магния

Гидроксид магния — Mg(OH)2 находит применение в различных областях. В производстве зубных паст гидроксид магния используют как компонент, который помогает предотвратить разрушение зубной эмали и защитить зубы от кариеса. В медицине гидроксид магния применяют для снижения кислотности желудочного сока и в качестве слабительного средства. Промышленность использует гидроксид магния в качестве наполнителя при производстве пластмасс. Также, он служит сырьём для получения оксида магния — важного компонента в производстве огнеупорных материалов, строительных материалов и других промышленных изделий[8].

Литература

  1. Габриелян О. С. Химия: учеб для студ. сред. проф. учеб. заведений. — М.: Издательский центр «Академия», 2009. — 336 с.
  2. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие для СПО. — М.: КноРус, 2019. — 360 c.
  3. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие для вузов / под ред. А. И. Ермакова. — М.: Интеграл-Пресс, 2003. — 728 с.
  4. Карапетьянц М. Х. Общая и неорганическая химия: учебник / под ред. М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. — М.: Ленанд, 2018. — 600 c. Общая и неорганическая химия: учебное пособие / под ред. В. В. Денисова, В. М. Таланова. — Рн/Д: Феникс, 2018. — 144 c.
  5. Общая химия. Учебник / под ред. С. Ф. Дунаева. — М.: Academia, 2017. — 160 c.
WLW Checked Off icon.svg Данная статья имеет статус «готовой». Это не говорит о качестве статьи, однако в ней уже в достаточной степени раскрыта основная тема. Если вы хотите улучшить статью — правьте смело!

Примечания

  1. ↑ Основания (в химии). Большая Российская энциклопедия. Дата обращения: 1 июня 2024.
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 А. И. Жиров. Кислоты основания // Большая российская энциклопедия 2004-2017.
  3. ↑ 3,00 3,01 3,02 3,03 3,04 3,05 3,06 3,07 3,08 3,09 3,10 3,11 Основания (гидроксиды). Свойства, получение, применение. in-chemistry. Дата обращения: 23 мая 2024.
  4. ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 Основания. Skaysmart. Дата обращения: 23 мая 2024.
  5. ↑ А. И. Жиров. Кислоты и основания // Большая Российская энциклопедия 2004—2017.
  6. ↑ Физические свойства оснований. Якласс Цифровой образовательный ресурс для школ. Дата обращения: 29 мая 2024.
  7. ↑ Основания. Химические свойства и способы получения. Сhemege.ru. Дата обращения: 29 мая 2024.
  8. ↑ 8,0 8,1 8,2 8,3 8,4 Применение и получение оснований. Якласс. Дата обращения: 1 июня 2024.
Источник — https://znanierussia.ru/articles/index.php?title=Основания_(химия)&oldid=952742