4.4 Термическое разложение нерастворимых в воде оснований.
Многие нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании. Продуктами разложения будут оксиды соответствующих металлов и вода. Температура нагревания зависит от металла, который входит в состав основания и колеблется от 200°С и выше.
Запишем реакции разложения для гидроксидов цинка, меди, алюминия:
Продукты приведенных реакций вода и оксиды металлов: , и .
4.5 Взаимодействие с солями металлов.
Эта реакция характерна для щелочей. Гидроксиды калия. натрия. Лития взаимодействуют с солями металлов, в результате в осадок выпадают нерастворимые гидроксиды данных металлов:
С помощью этих реакций получают нерастворимые в воде гидроксиды многих металлов, которые затем используют в химическом синтезе, медицине и т. д.
Глава 5. Использование оснований в химии и промышленности.
Основания широко используются как в лаборатории химии, так и в химической промышленности, находят они свое применение и в быту.
Рассмотрим применение наиболее широко используемых оснований.
В химической лаборатории и в промышленности гидроксид натрия один из наиболее ходовых реактивов.
Гидроксид натрия, .
Используется для получения различных натриевых солей: сульфата, нитрата, нитрита, хромата, силикатов, или растворимого стекла, Флорида, солей органических кислот. Применяется при изготовлении целлюлозы из древесины при сульфатной варке, искусственных волокон, мыла и моющих средств, смачивателей и эмульгаторов, красителей, оксида алюминия из бокситов, фенолов. Входит в состав электролитов для воронения стали, оксидирования металлов, особенно алюминия, для проведения электролитических процессов в технологии олова и цинка.
Гидроксид калия, .
Служит исходным веществом для получения многих солей калия, жидких мыл и некоторых красителей. Используется как электролит, вместе с гидроксидом лития, в никель – кадмиевых аккумуляторах, в виде спиртового раствора для производства ксантогенатов – полупродуктов в производстве флотоагентов.
Гидроксид аммония, .
Его производство в мире составляет около 10 – 12 млн. тонн. Используют его как удобрение, при производстве животных кормов для повишения их пищевой ценности и как консервант, при производстве соды, красителей, в электролитическом производстве соединений марганца, в лабораторной практике.
Гидроксид кальция, .
Гидроксид кальция (гашеная известь) применяется в производстве строительных материалов, из него изготовляют известковый строительный раствор. Из него изготовляют хлорную известь (смесь ) и другие соединения кальция, известковые удобрения, защитные средства для растений. При помощи гидроксида кальция смягчают воду, дубят кожи, нейтрализуют сточные воды, выделяют соли органических кислот из растительных соков.
Гидроксид лития, .
Применяется для наполнения щелочных аккумуляторов, что увеличивает их строк действия, используется для изготовления эмалей и стекол.
Гидроксид магния, .
Применяют в строительной промышленности, как компонент огнеупорных конструкционных материалов, для изготовления керамической химической посуды. Используется в медицине как мягкое нейтрализующее средство (при повышенной кислотности желудочного сока).
Области применения других, менее распространенных гидроксидов указаны в таблице 3
Таблица 3. Области применения гидроксидов металлов.
| № | Название гидроксида | Химическая | Применение |
| 1. | Гидроксид меди | Используется в качестве пигмента для стекла, эмалей и глазурей, протравы при крашении тканей, как фунгицид. Стабилизатор нейлона, для приготовления реактива Швейцера. | |
| 2. | Гидроксид цинка | Наполнитель резин, компонент красок, в ветеринарии как компонент мазей. | |
| 3. | Гидроксид кобальта | Используют для получения катализаторов, пигментов, . |
|
| 4. | Гидроксид кадмия | Применяют для получения соединений кадмия, как аналитический реагент, для изготовления активной массы в кадмиевых источниках тока. | |
| 5. | Гидроксид алюминия | Применяют для получения соединений алюминия, как антипирен в лакокрасочных материалов и пластмасс, компонент зубных паст, обволакивающее и адсорбирующее средство в медицине. | |
| 6. | Гидроксид бериллия | Используют для получения огнеупорной керамики. тиглей, компонент стекол, хорошо пропускающих УФ-лучи. | |
| 7. | Гидроксид олова | Для травления тканей, особенно шелка. | |
| 8. | Гидроксид свинца | Для травления тканей, для изготовления стекла, наполнитель аккумуляторов. | |
| 9. | Гидроксид висмута | Применяют при изготовлении эмалей и керамики, хрусталя и спец. стекол, для изготовления ультразвуковых материалов | |
| 10. | Гидроксид хрома | Используют в аналитической хими. | |
| 11. | Гидроксид марганца | Используют для получения соединений марганца. | |
| 12. | Гидроксид железа | Основа для изготовления металлического железа, красящих пигментов |
Заключение.
Основания – один из классов неорганических веществ, который наряду с кислотами, оксидами и солями составляет основу неорганической химии. Они широко используются в разных областях химии и химической промышленности. С их помощью получают удобрения, строительные материалы, цветное стекло. Без них мы бы лишились легких и экономичных щелочных аккумуляторов, многих медицинских препаратов.
Заданием этой работы была систематизация знаний о таком классе неорганических химических веществ как основы, нужно было свести воедино их химические и физические свойства, их получение и использование в промышленности.
В работе особое внимание было уделено освещению понятия оснований, как одного из классов неорганических веществ на основе современных кислотно – основных теорий Бренстеда, Льюиса, Измайлова. Усановича. Также были рассмотрены промышленные методы получения щелочей на примере гидроксида натрия [ 3, ст. 36 – 42 ]. Большое внимание уделено способам применения оснований как в быту так и в химической, медицинской, строительной промышленности, где они находят свое применение. Главные области применения конкретных веществ вынесены в специальную справочную таблицу для удобства пользования.
Изучение свойств оснований имеет большое значение при изучении химии, а также для развития научного мировоззрения.
Список использованной литературы.
1. Глинка Н. Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1988. – 702 с.
2. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. – М.: Химия, 1964. – 430 с.
3. Подобаев Н. И. Электролиз. – М.: Просвещение, 1989, 100 с.
4. Полеес М. Э. Аналитическая химия. – М.: Медицина, 1981. – 286 с.
5. Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. – Л.: Химия, 1978. – 331 с.
6. Химия: Справочное издание/ под ред. В. Шретер, К.-Х, Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. – М.: Химия, 1989.– 648 с.
7. Химическая энциклопедия в 5 т. / под ред. И. Л. Кнунянца. – М.: Советская энциклопедия, 1990.
8. Щукарев С. А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1970. – 437 с.
В Нидерландах, куда обе страны сбывали шерсть, и где англичане помогали гёзам, которые восстали против испанского ига. В этих условиях при тогдашнем быстром развитии в Англии буржуазных отношений Новый Свет - тыл Испании, богатейшая сокровищница и широчайший рынок - стал мишенью и приманкой для английских искателей приключений, для оборотистых английских купцов и джентльменов. Пиратство в водах...
Дерева. Нет смысла искусственно раздувать противоречия между эко- и биоцентризмом. Гораздо целесообразнее говорить о том, что их объединяет, что у них общего, что может послужить основанием для общей платформы экологической этики. Это – следующие важные моменты: 1) все, и индивиды, и виды живых существ, и экосистемы обладают собственным благом, правами, своей внутренней ценностью, ибо ценны...
На свои 1,5% населения. Поэтому я от вопроса о том, что такое сильное и что такое слабое гражданское общество, органически перехожу к четвертому вопросу в моем распорядке – про гражданское общество и экономический рост. Тот же, уже упоминавшийся мною, автор теории коллективных действий Мансур Олсон задал очень интересный вопрос – про нашу страну, между прочим. Лицом к лицу лица не увидать. Нам...
Изучения геологии и почвоведения, то приходится принять, что задачей геоморфологии является изучение только геометрических, но не вещественных свойств земной поверхности. В математической формулировке это означает, что объектом изучения геоморфологии следует считать не саму границу множества L, а ее отображение в пространство P, т.е. поверхность в трехмерном евклидовом пространстве, прообразом...
Физические и химические свойства оснований. Меры безопасности при работе со щелочами. Понятие амфотерные гидроксиды
Растворимые в воде основания (щелочи) являются твердыми веществами белого цвета, хорошо растворимые в воде. При комнатной температуре низкую растворимость имеют Ca (OH)2 и Sr (OH)2. Нерастворимые в воде основания являются твердыми веществами, например, Al (OH)3 белого цвета, Cu (OH)2 голубого цвета, Fe (OH)3 бурого цвета.
Растворимые и нерастворимые основания обнаруживают ряд общих и отличительных химических свойств.
1. Действие растворов щелочей на растворы индикаторов (характерно только для щелочей). В растворе щелочи лакмус и универсальный индикаторная бумага иметь синюю окраску, метиловый оранжевый — оранжево-желтая, а фенолфталеин — малиновую.
2. Взаимодействие оснований с кислотами с образованием соли и воды — реакция нейтрализации (характерна как для растворимых оснований, так и нерастворимых):
KOH + HCl = KCl + H2O
3. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами с образованием соли и воды (характерно только для щелочей):
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
4. Взаимодействие оснований с растворами солей с образованием другой основы и другой соли (характерна только для щелочей):
2KOH + CuSO4 = K2SO4 + Cu (OH)2 ¯
В состав соли, вступает в реакцию с раствором щелочи, должен входить металл, который способен образовывать нерастворимую основу.
5. Разложение нерастворимых оснований при нагреве с образованием оксида и воды (характерное только для нерастворимых оснований):
2Fe (OH)3 Fe2O3 + 3H2O
При работе со щелочами следует быть очень осторожными, поскольку луга очень агрессивными веществами. В случае попадания раствора щелочи на кожу необходимо немедленно смыть ее проточной водой до исчезновения чувства милкости, затем промыть (нейтрализовать) раствором слабой кислоты (уксусной или борной) и обратиться в медпункт.
Мы уже выяснили, что основы в реакции нейтрализации реагируют с кислотами, образуя соли. Основы с основами, так же как и кислоты с кислотами в реакцию нейтрализации не вступают. Но существуют такие гидроксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли. Такие гидроксиды называются амфотерными. Амфотерные гидроксиды в реакциях с кислотами проявляют свойства оснований, а в реакциях с основаниями — свойства кислот. Все амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде. К ним относятся цинк гидроксид Zn (OH)2, алюминий гидроксид Al (OH)3, бериллий гидроксид Be (OH)2, хром (III) гидроксид Cr (OH)3, феррум (III) гидроксид Fe (OH)3 и другие. Рассмотрим химические свойства амфотерных гидроксидов на примере цинк гидроксида.
1. Взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды:
Zn (OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
2. Взаимодействие со щелочью с образованием соли и воды:
Zn (OH)2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O
1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:
2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O
KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O
4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя, либо слабое основание, либо осадок, либо газ:
2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl
основание
2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH
5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:
2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
6. Действие щелочи на индикатор:
OH - + фенолфталеин ® малиновый цвет
OH - + лакмус ® синий цвет
7. Разложение некоторых оснований при нагревании:
Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (см. п.3.1).
Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:
Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2
основание к-та
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O
2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;
H 3 AlO 3 кислота метаалюминат натрия
(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)
2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O
Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами
Соли
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония) :Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl и т.д.
Химические свойства средних солей
1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями, образуя, либо слабый электролит, либо осадок; либо газ:
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH
CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2
2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH
NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4
основание
NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3
2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли (прил. 3).
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 , Na 2 HPO 4 и т.д. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.
Получение кислых солей и перевод их в средние
1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:
H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHCO 3
2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:
2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O
3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:
· одноименную
Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3 ;
Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl
4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН - ) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO 4 и т.д. Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.
Получение основных солей и перевод их в средние
1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом:
Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O
гидроксо-
хлорид магния
Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O
гидроксо-
сульфат железа (III)
2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4
3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту, которая соответствует соли):
MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O
2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 +MgSO 4 + 2H 2 O
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (Н 2 О). По способности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.
К сильным электролитам относятся:
· сильные кислоты (см. с. 20);
· сильные основания – щелочи (см. с. 22);
· практически все растворимые соли.
К слабым электролитам относятся:
· слабые кислоты (см. с. 20);
· основания – не щелочи;
Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К . Например, для одноосновной кислоты,
HA Û H + + A - ,
где, – равновесная концентрация ионов H + ;
– равновесная концентрация анионов кислоты А - ;
– равновесная концентрация молекул кислоты,
Или для слабого основания,
MOH Û M + + OH - ,
,
где, – равновесная концентрация катионов M + ;
– равновесная концентрация гидроксид ионов ОН - ;
– равновесная концентрация молекул слабого основания.
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при t = 25°С)
| Вещество | К | Вещество | К |
| HCOOH | K = 1,8×10 -4 | H 3 PO 4 | K 1 = 7,5×10 -3 |
| CH 3 COOH | K = 1,8×10 -5 | K 2 = 6,3×10 -8 | |
| HCN | K = 7,9×10 -10 | K 3 = 1,3×10 -12 | |
| H 2 CO 3 | K 1 = 4,4×10 -7 | HClO | K = 2,9×10 -8 |
| K 2 = 4,8×10 -11 | H 3 BO 3 | K 1 = 5,8×10 -10 | |
| HF | K = 6,6×10 -4 | K 2 = 1,8×10 -13 | |
| HNO 2 | K = 4,0×10 -4 | K 3 = 1,6×10 -14 | |
| H 2 SO 3 | K 1 = 1,7×10 -2 | H 2 O | K = 1,8×10 -16 |
| K 2 = 6,3×10 -8 | NH 3 × H 2 O | K = 1,8×10 -5 | |
| H 2 S | K 1 = 1,1×10 -7 | Al(OH) 3 | K 3 = 1,4×10 -9 |
| K 2 = 1,0×10 -14 | Zn(OH) 2 | K 1 = 4,4×10 -5 | |
| H 2 SiO 3 | K 1 = 1,3×10 -10 | K 2 = 1,5×10 -9 | |
| K 2 = 1,6×10 -12 | Cd(OH) 2 | K 2 = 5,0×10 -3 | |
| Fe(OH) 2 | K 2 = 1,3×10 -4 | Cr(OH) 3 | K 3 = 1,0×10 -10 |
| Fe(OH) 3 | K 2 = 1,8×10 -11 | Ag(OH) | K = 1,1×10 -4 |
| K 3 = 1,3×10 -12 | Pb(OH) 2 | K 1 = 9,6×10 -4 | |
| Cu(OH) 2 | K 2 = 3,4×10 -7 | K 2 = 3,0×10 -8 | |
| Ni(OH) 2 | K 2 = 2,5×10 -5 |