Основания, кислоты и соли: классификация и химические свойства

Классификация оснований, кислот и солей, ряд активности металлов, характерные химические свойства с уравнениями реакций

Основания: определение и классификация

Основаниями называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона аммония NH₄⁺) и одной или нескольких гидроксогрупп OH⁻, например NaOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₃, NH₄OH. По растворимости в воде основания делят на растворимые (щёлочи) — гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂) и нерастворимые — гидроксиды большинства остальных металлов (Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃). По числу гидроксогрупп, способных замещаться в реакции (кислотности основания), различают однокислотные (NaOH), двухкислотные (Ca(OH)₂) и многокислотные основания.

Химические свойства оснований

1) Щёлочи изменяют окраску индикаторов: лакмус синеет, фенолфталеин становится малиновым. 2) Реакция нейтрализации с кислотами (характерна для всех оснований — и щелочей, и нерастворимых):

$N a O H + H C l \to N a C l + H_{2} O$

3) Реакция с кислотными оксидами (для щелочей):

$C a {(O H)}_{2} + {C O}_{2} \to {C a C O}_{3} + H_{2} O$

4) Реакция с растворами солей, если образуется осадок или газ (обмен, для щелочей):

$2 N a O H + {C u S O}_{4} \to C u {(O H)}_{2} ↓ + {N a}_{2} {S O}_{4}$

5) Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду:

$C u {(O H)}_{2} \to (t °) C u O + H_{2} O$

6) Амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Cr(OH)₃) проявляют двойственные свойства — реагируют и с кислотами, и со щелочами:

$A l {(O H)}_{3} + 3 H C l \to {A l C l}_{3} + {3 H}_{2} O$

$A l {(O H)}_{3} + N a O H \to N a [A l {(O H)}_{4}]$

Кислоты: определение и классификация

Кислотами (с точки зрения теории электролитической диссоциации) называют сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы водорода H⁺ (точнее, катионы гидроксония H₃O⁺) и анионы кислотного остатка. По наличию кислорода в составе кислоты делят на бескислородные (HCl, H₂S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄). По числу атомов водорода, способных замещаться на металл (основности), различают одноосновные (HCl, HNO₃), двухосновные (H₂SO₄, H₂CO₃) и трёхосновные (H₃PO₄) кислоты. По силе (степени диссоциации) кислоты делят на сильные (HCl, HNO₃, H₂SO₄) и слабые (H₂CO₃, H₂S, CH₃COOH, HNO₂) — подробнее об этом в статье об электролитической диссоциации.

Химические свойства кислот

1) Кислоты изменяют окраску индикаторов: лакмус краснеет, метилоранж — розовеет. 2) Реакция с основаниями (нейтрализация, см. выше). 3) Реакция с основными и амфотерными оксидами:

${F e}_{2} O_{3} + 6 H C l \to {2 F e C l}_{3} + {3 H}_{2} O$

4) Реакция с металлами, стоящими в электрохимическом ряду активности левее водорода (кроме HNO₃ и концентрированной H₂SO₄, которые реагируют с металлами по-особому — с образованием не водорода, а продуктов восстановления азота или серы):

$Z n + 2 H C l \to {Z n C l}_{2} + H_{2} ↑$

5) Реакция с солями более слабых или летучих кислот (реакция протекает, если образуется осадок, газ или слабый электролит):

${N a}_{2} {C O}_{3} + 2 H C l \to 2 N a C l + H_{2} O + {C O}_{2} ↑$

Ряд активности металлов

Электрохимический ряд напряжений (активности) металлов отражает способность металлов вытеснять друг друга из растворов солей и реагировать с кислотами и водой: чем левее расположен металл в ряду, тем он химически активнее (легче отдаёт электроны, сильнее восстановитель).

$L i, K, B a, C a, N a, M g, A l, Z n, F e, N i, S n, P b, (H_{2}), C u, H g, A g, P t, A u$

Металлы, стоящие до водорода, вытесняют его из растворов кислот (кроме HNO₃ и концентрированной H₂SO₄); металлы, стоящие после водорода (Cu, Ag, Au и др.), с разбавленными кислотами (HCl, H₂SO₄(разб.)) не реагируют. Металл, стоящий левее в ряду, вытесняет из раствора соли металл, стоящий правее: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.

Соли: определение и общая характеристика

Соли — сложные вещества, состоящие из катионов металла (или иона аммония) и анионов кислотных остатков; их можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода кислоты на металл (типы солей — средние, кислые, основные, двойные, комплексные — подробно рассмотрены в статье о классификации неорганических веществ).

Химические свойства солей

1) Реакция с металлами (более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли, см. выше). 2) Реакция с кислотами (см. выше, реакция Na₂CO₃ с HCl). 3) Реакция со щелочами, если образуется осадок или газ:

${F e C l}_{3} + 3 N a O H \to F e {(O H)}_{3} ↓ + 3 N a C l$

4) Реакция друг с другом (обмен между двумя растворимыми солями), если образуется осадок:

${B a C l}_{2} + {N a}_{2} {S O}_{4} \to {B a S O}_{4} ↓ + 2 N a C l$

5) Термическое разложение некоторых солей (карбонатов, нитратов, некоторых других) при прокаливании:

${C a C O}_{3} \to (t °) C a O + {C O}_{2} ↑$

Условия протекания реакций обмена в растворах

Все рассмотренные выше реакции обмена (кислота + основание, кислота + соль, соль + щёлочь, соль + соль) относятся к реакциям ионного обмена и протекают практически до конца (необратимо) только при выполнении хотя бы одного из трёх условий: 1) образуется осадок (нерастворимое вещество, выпадающее из раствора); 2) выделяется газ; 3) образуется малодиссоциирующее (слабое) вещество, чаще всего — вода. Если ни одно из этих условий не выполняется, реакция обмена практически не идёт (или идёт незначительно, устанавливается равновесие).

Пример 1: цепочка реакций с гидроксидом

Условие. К раствору, содержащему 0,2 моль сульфата меди(II), добавили избыток раствора гидроксида натрия. Вычислите массу выпавшего осадка.

Решение. Уравнение реакции: CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄. По уравнению количество вещества осадка Cu(OH)₂ равно количеству вещества CuSO₄ (коэффициенты 1:1), так как NaOH в избытке: n(Cu(OH)₂) = 0,2 моль. Молярная масса Cu(OH)₂ = 64 + 2·17 = 98 г/моль. Находим массу осадка:

$m (C u {(O H)}_{2}) = n \cdot M = 0,2 \cdot 98 = 19,6 г$

Ответ: масса осадка гидроксида меди(II) составляет 19,6 г.

Пример 2: определение возможности реакции обмена

Условие. Определите, какая из пар веществ вступает в реакцию обмена: а) NaCl и KNO₃; б) BaCl₂ и Na₂CO₃; в) KOH и NaCl.

Решение. а) NaCl + KNO₃ — оба продукта обмена (NaNO₃ и KCl) растворимы, ни осадка, ни газа, ни воды не образуется — реакция не идёт. б) BaCl₂ + Na₂CO₃ → BaCO₃↓ + 2NaCl — карбонат бария нерастворим, образуется осадок — реакция идёт до конца. в) KOH + NaCl — оба возможных продукта обмена (NaOH и KCl) растворимы и являются сильными электролитами, ни одно из трёх условий не выполняется — реакция не идёт.

Ответ: реакция обмена возможна только в паре б) BaCl₂ и Na₂CO₃.

Типичные ошибки

Частая ошибка — считать, что любые два растворимых вещества-электролита обязательно вступают в реакцию обмена: реакция идёт только при выполнении одного из трёх условий (осадок, газ, вода), что необходимо каждый раз проверять по таблице растворимости. Другая ошибка — писать реакцию активных металлов с азотной или концентрированной серной кислотой с выделением водорода H₂ — на самом деле эти кислоты являются сильными окислителями и с металлами реагируют по другому механизму, с образованием оксидов азота или серы, а не водорода. Также часто забывают, что реакция нерастворимого основания со щёлочью невозможна (нерастворимые основания реагируют только с кислотами, если только они не амфотерны).

Краткий словарь терминов

Щёлочь — растворимое в воде основание (гидроксид щелочного или щёлочноземельного металла).

Основность кислоты — число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл.

Ряд активности металлов — последовательность металлов по убыванию их химической активности (способности отдавать электроны).

Реакция ионного обмена — реакция между электролитами, протекающая практически до конца при образовании осадка, газа или воды.

Амфотерный гидроксид — гидроксид, реагирующий и с кислотами, и со щелочами.

Заключение

Основания, кислоты и соли образуют тесно связанную систему классов неорганических веществ: их взаимные превращения друг в друга подчиняются общим правилам реакций обмена и определяются условиями образования осадка, газа или воды, а также положением металлов в ряду активности. Эти закономерности лежат в основе генетической связи между классами неорганических соединений, которой посвящена следующая статья.