ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

Розділ 6. НАЙВАЖЛИВІШІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

§ 6.3. Основи

Визначення класу основ див. § 5.8. Наведені там приклади дисоціації основ точніше, із урахуванням гідратації іонів, слід писати так:

КОН (к.) ⇆ К⁺ (водн.) + ОН^- (водн.);

NH3 ∙ Н2О¹ ⇆NH+4 (водн.) + ОН^- (водн.).

Основи у воді дисоціюють на іони металу (амонію у випадку гідрату аміаку) і гідроксид-іони. Жодних інших аніонів, крім гідроксид-іонів, основи не утворюють.

Назви основ. Згідно з міжнародною номенклатурою назви основ складаються із слова гідроксид і назви металу. Наприклад, NaOH — гідроксид натрію, КОН —, гідроксид калію, Са(OН)₂ — гідроксид кальцію. Якщо елемент утворює кілька основ, то в назві зазначається ступінь його окиснення римською цифрою в дужках: Fe(OH)₂ — гідроксид феруму(ІІ), Fe(OH)₃ — гідроксид феруму(ІІІ).

Крім цих назв, для деяких найважливіших основ застосовуються й інші, переважно традиційні назви. Наприклад, гідроксид натрію NaOH називають їдким натром; гідроксид калію КОН — їдким калі; гідроксид кальцію Са(OН)₂ — гашеним вапном, гідроксид барію Ва(ОН)₂ — їдким баритом. Добування основ. Розчинні у воді основи, тобто луги, добувають під час взаємодії металів або їх оксидів з водою:

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2NaOH.

Промисловий спосіб добування NaOH і КОН див. § 13.3. Малорозчинні у воді основи добувають непрямим шляхом, а саме: дією лугів на водні розчини відповідних солей:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄;

AlCl₃ + 3NaOH = Аl(ОН)₃ ↓ + 3NaCl.

Властивості основ. Розчини лугів мильні на дотик. Змінюють забарвлення індикаторів: червоного лакмусу — на синій колір, безбарвного фенолфталеїну — на малиновий колір.

¹ Цю сполуку часто записують як NH₄OH і називають гідроксидом амонію.

Луги NaOH і КОН дуже стійкі до нагрівання. Наприклад, NaOH кипить за температури 1400°С без розкладу. Однак більшість основ під час нагрівання розкладаються. Наприклад:

Cu(OH)₂ = CuO + Н₂О;

2Fe(OH)₃= Fe₂O₃ + ЗН₂О.

Найважливіші хімічні властивості основ зумовлені їх відношенням до кислот, кислотних оксидів і солей.

1. Під час взаємодії основ з кислотами в еквівалентних кількостях утворюються сіль і вода:

КОН + НСl = КСl + Н₂О;

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂О.

Взаємодія основ з кислотами називається реакцією нейтралізації. Будь-яка реакція нейтралізації зводиться до взаємодії іонів ОН і Н з утворенням малодисоційованого електроліту — води.

2. Луги взаємодіють з кислотними оксидами:

Са (OН)₂ + СО₂ = СаСО₃ і + Н₂О; 2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + Н₂О.

Остання реакція відбувається лише при нагріванні.

3. Луги взаємодіють з розчинами різних солей. Наприклад:

2КОН + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓ + K₂SO₄.

З погляду теорії електролітичної дисоціації всі загальні лужні властивості розчинів (мильність на дотик, зміна забарвлення індикаторів, взаємодія з кислотами, кислотними оксидами, солями) зумовлені гідроксид-іонами ОН^-.

Амфотерні гідроксиди. Амфотерними називаються такі гідроксиди, які під час дисоціації утворюють одночасно і катіони гідрогену Н⁺ , і гідроксид-іони ОН^-. Такими є

Аl(ОН)₃, Zn(OH)₂, Сr(ОН)₃, Ве(OН)₂, Ge(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂ тощо.

Амфотерні гідроксиди взаємодіють як з розчинами кислот, так і з розчинами лугів. Наприклад:

А l(ОН)₃ + ЗНСl = АlСl₃ + ЗН₂О;

Аl(ОН)₃ + NaOH + 2Н₂О = Na [Al(OH)₄(H₂O)₂].

Останнім часом розчинення амфотерних гідроксидів у лужних розчинах звичайно розглядається як процес утворення гідроксосолей (гідроксокомплексів). Експериментально доведено існування гідроксокомплексів багатьох металів: [Zn(OH)₄], [Аl(ОН)₄(Н₂O)₂]^-, [Аl(ОН)₆]^3- тощо. Найміцніші гідроксокомплекси алюмінію, а серед них — [Аl(ОН)₄(Н₂O)₂]^-.

Такий підхід не змінює зроблених висновків: в амфотерного гідроксиду, наприклад у Аl(ОН)₃ і йому подібних, у кислому середовищі рівновага зміщується в бік утворення солей алюмінію, в лужному — в бік утворення гідроксокомплексів. Очевидно, у водному розчині існує рівновага, яка точніше описується рівнянням:

Аl³⁺ + 3OН^- ⇆ Аl(ОН)₃ = Аl(ОН)₃ + ЗН₂О ⇆ [Аl(OН)₄(Н₂O)₂]^- + Н⁺.