Основания

Содержание. Введение. Глава 1. Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса.Глава 2. Физические свойства оснований. 2.1 Физические свойства оснований. 2.2 Растворимость в воде, произведение растворимости. 2.3 Константа диссоциации растворимых оснований. Глава 3. Основные способы получения оснований. 3.1 Лабораторные способы получения оснований. 3.2 Промышленные способы получения оснований. Глава 4. Химические свойства. 4.1 Взаимодействие с кислотами. Реакция нейтрализации. 4.2 Взаимодействие с кислотными оксидами. 4.3 Амфотерные гидроксиды, взаимодействие с гидроокисями щелочных металлов. 4.4 Термическое разложение нерастворимых в воде оснований. Глава 5. Использование оснований в химии и промышленности. Заключение.

Введение.

Химия сегодня прочно вошла в нашу жизнь вместе с новыми материалами, продуктами, лекарствами, синтетическими волокнами, пластиками. В мире появляется все больше информации о новых веществах и теориях химии, процессах свойствах веществ. Поэтому главной задачей становится систематизация и классификация информации, знаний. В данной работе мы рассмотрим строение оснований и те теории, что описывают их свойства, их основные физические и химические свойства, их получение и применение в быту и промышленности.

Заданием реферата будет систематизировать знания и материалы по этой группе веществ, что будет способствовать развитию логического мышления, развивать умения и навыки видеть причинные связи между свойствами и областями применения веществ. Основания – это большой класс неорганических соединений, который характеризуется схожим химическим строением и имеет схожие химические свойства. Их молекулы содержат несколько гидроксильных групп, из–за которых эти вещества и получили название гидроксидов.

Изучение гидроксидов показывает, что этот класс неорганических веществ широко используется в нашей жизни, мы пользуемся ими и продуктами сделанными на их основе довольно часто, практически каждый день и даже не знаем об этом. Глава 1. Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса. Термин „ основание ” первоначально был отнесен к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов (Ca(OH)2, , , , ). Водные растворы таких оснований, как NaOH, KOH, LiOH, обладают сильно щелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочами. Основаниями [1, ст. 40 - 41], с точки зрения теории электролитической диссоциации, называют вещества диссоциирующие в растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид – ионов. В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид: Примером диссоциации будут следующие уравнения: Некоторые из щелочей аналогично диссоциируют и при плавлении: Названия гидроксидов составляются из слова « гидроксид » и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если это необходимо, степени окисления элемента (римскими цифрами в скобках). Например, LiOH – гидроксид лития, - гидроксид железа ( ІІ ), - гидроксид железа ( ІІІ ). Но основные свойства имеют не только гидроксиды металлов, а также и некоторые другие вещества, которые к гидроксидам отнести нельзя, например, NH3, BF3. Кроме того многие химические процессы могут протекать не в водной среде, а в среде неводных растворителей ( бензол, пиридин ), к которым теория электролитической диссоциации не применима вообще.

Кислоты и основания могут реагировать между собой, не будучи диссоциированными на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий только из молекул, легко реагирует с безводными основаниями.

Эти факты показали необходимость создания теории кислот и оснований, которая бы могла объяснить наведенные выше факты.

Доказательство того, что протон не существует в свободном состоянии, сделал необходимым пересмотр понятия « кислота », а также нужно было установить роль растворителя в растворе.

В 1923 году появились две новые теории кислот и оснований: датского физикохимика Дж. Бренстеда, дополненная английским химиком Лаури и Г. Льюиса. Теория Бренстеда получила название протонной. Теория называется протонной потому, что главная роль в определении понятий кислота и основание отведена в ней простейшей химической частице Н+ - катиону водорода в виде свободного протона.

В соответствии с протонной теорией: Кислота – это вещество, водородсодержащие частицы которого (молекулы или ионы) способны отдавать свои протоны. Основание – это вещество, частицы которого (молекулы, ионы) способны принимать протоны от кислот. Таким образом, кислота – это донор протонов: , а основание – это акцептор протонов: , где НА – общая формула кислоты, В – общая формула основания.

Кислота и основание, связанные из – за обмена протоном, называются сопряженной кислотно – основной парой. Кислотные свойства некоторого вещества проявляются лишь в присутствии акцептора протонов, а основные свойства – в присутствии донора протона. Вещества, которые могут отдавать или принимать протоны, объединяют одним понятием – протолиты. Во время взаимодействия любой кислоты с основанием, согласно Дж. Бренстеда [ 8, ст. 51 - 55 ], будет наблюдаться протолитическая реакция, для которой характерно состояние протолитического равновесия.

Это равновесие, согласно с законами термодинамики, всегда будет смещаться в сторону получения более слабых протолитов. Протолиты, которые в одних условиях могут отдавать свои протоны, а в других – принимать протоны, называют амфолитами. Таким образом амфолиты могут одновременно быть донорами и акцепторами протонов. В соответствии с протонной теорией вода является по отношению к самой себе амфолитом: что объясняет протекание автопротолиза воды: . Автопротолиз воды количественно характеризуется ионным произведением воды: при 25°С. Значение К невелико и указывает на малую степень протекания автопротолиза воды. Протолиты в водном растворе подвержены протолизу в различной степени.

В связи с этим различают сильные и слабые протолиты (аналогично сильные и слабым окислителям и восстановителям в водном растворе). Сильные протолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в большей степени.

Слабые протолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в малой степени. Установление абсолютной силы протолитов по их сродству к протону в принципе возможно, однако практически трудно осуществимо и требует сложной измерительной техники. Практически достаточно знать относительную силу протолитов ( по отношению к некоторому эталону ). Для водных растворов протолитов таким эталоном кислотности и основности является растворитель – вода. Мерой относительной силы протолитов в водном растворе служит величина рКк. В соответствии с определением рКк: • слабая кислота является тем более сильным протолитом, чем ниже значе¬ние рКк соответствующей сопряженной пары; • слабое основание является тем более сильным протолитом, чем выше значение рКк соответствующей сопряженной пары. А13+ • Н2О + Н2О = А1ОН2+ + Н3О- Слабыми основаниями по Бренстеду будут все анионы, сопряженные со слабыми кислотами и не содержащие собственных протонов: Многие гидроанионы, такие как , , , в водном растворе являются амфолитами.

Их протолиз протекает в малой степени и состоит из двух реакций, в одной из которых реагент играет роль слабой кислоты, а в другой - роль основания.

Амфолитами по отношению к воде являются также амфотерные гидроксиды, такие как Ве(ОН)2, Zп(ОН)2, А1(0Н)3 и Сг(ОН)3. Они мало раство¬римы в воде; та их часть, которая переходит в раствор, быстро гидратируется ( условно одной молекулой воды, например А1(ОН)3×Н2О ) и вступает в две одновременно протекающие реакции протолиза ( как кислота и как основание ): Определение кислот и оснований по Бренстеду позволяет систематизировать множество химических реакций. В первую очередь это относится к тем реакциям, которые по Аррениусу рассматриваются как нейтрализация и гидролиз солей ( 1, ст. 146 - 161 ). Реакция нейтрализация по Бренстеду обратная автопротолизу воды, а поскольку последний протекает в малой степени, то реакция нейтрализации оказывается практически необратимо проходящей до конца.

Рассмотрим реакцию нейтрализации между эквимолярными количества НС1 и NаОН в водном растворе, она характеризуется процессами: протолиз электролитическая диссоциация нейтрализация По Бренстеду NаОН не есть основание ( как в теории Аррениуса ), а служит лишь источником ионов ОН- в водном растворе ( сами же ионы являются сильнейшим основанием ). Более общее понятие о природе кислот и оснований и их диссоциации имеет теория Г. Льюиса.

Он обозначил кислоту как акцептор пары электронов, а основание как донора электронной пары. Согласно теории Г. Льюиса кислотно – основные реакции – это взаимодействия в которых неразделенная пара электронов молекулы основы присоединяется к молекуле кислоты, в следствии чего возникает ковалентная связь.

Взаимодействие между кислотой ( ) и основанием ( Н2О ) с получением Н2SO4 можно изобразить схемой приведенной на рисунке 1. Рис. 1. Теория Г. Льюиса очень удобна для выяснения механизма органических реакций. Но для пояснения характера кислотно – основных взаимодействий более целесообразно использовать теорию Бренстеда.

Теория Бренстеда развита и дополнена Н. А. Измайловым, а также его учениками В. В. Александровым, В. Д. Безуглым. Универсальный характер носит теория кислот и основ выдвинутая М. И. Усановичем. Глава 2. Физические свойства оснований. Рассмотрим обобщенные физические свойства оснований, их агрегатное состояние, растворимость в воде и других растворителях, цвет, электропроводимость плотность и другие параметры.

Эти параметры позволят далее прогнозировать применение гидроксидов в промышленности, связать их физические и химические свойства. 2.1 Физические свойства оснований. Щелочи ( гидроксиды натрия, калия, лития ) образуют твердые, белые, очень гигроскопические кристаллы. Температура плавления 322°С, КОН 405°С, а 473°С. Кристаллические решетки у гидроксида калия кубическая, типа NaCl, а у гидроксида калия тетрагональная. Гидроксиды кальция, магния, бериллия, бария образуют белые порошки, также довольно гигроскопические, но не настолько как щелочи.

Образуют гексагональную кристаллическую решетку, температуры плавления их не высоки из – за разложения на оксид и воду. Гидроксиды других металлов ( алюминия, меди, цинка и др. ) образуют осадки разных цветов, чаще белые. Имеющие цвет гидроксиды используют в качестве пигментов при производстве эмалей, глазурей. 2.2 Растворимость в воде, произведение растворимости. Хорошо в воде растворимы лишь щелочи, значительно меньше основания металлов второй группы (главной подгруппы), а все остальные в воде практически не растворимы.

За нормальных условий в 1 л. воды растворяется 494 г КОН. Гидроксид лития в воде растворяется значительно хуже, чем гидроксиды других щелочных металлов. При температуре 0°С в 1 л. воды растворяется 109 г. Для характеристики растворимости молорастворимых в воде электролитов введено понятие произведения растворимости ПР. Оно равно произведению равновесных молярных концентраций катионов и анионов этого вещества в насыщенном водном расстворе.

Рассмотрим произведение растворимости на примере гидроксида марганца. , ПР= 2,3×10-13 растворимость вещества будет равна: С помощью произведения растворимости можно вычислить значения концентраций ионов в растворе. Значения произведений растворимости многих молорасстворимых в воде оснований приведены в таблице 1 ( где рПР=-lg ПР ). Таблица 1. Значения произведений растворимости оснований. Основание pПР Основание ПР Ca(OH)2 5,2 La(OH)3 22,44 19,25 Mg(OH)2 11,7 14,8 12,64 15,1 Ni(OH)2 13.8 Sc(OH)3 27,06 16,3 37,4 15,7 Значения произведений растворимости широко используют в химических расчетах в аналитической химии, токсикологии. 2.3 Константа диссоциации растворимых оснований.

Из предыдущего подраздела можно увидеть, что большинство гидроксидов за нормальных условий не растворимы в воде. И лишь щелочи и гидроксиды второй группы, главной подгруппы, периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, растворимы в воде в той или иной мере. В водных растворах гидроксиды диссоциируют на ионы. Рассмотрим диссоциацию гидроксида натрия: , по такой же схеме диссоциируют и другие гидроксиды: В водных растворах щелочи будут дисоциированы полностью, а гидроксиды бария, кальция, магния диссоциируют лишь в некоторой мере. Для выражения меры диссоциации электролита служит понятие степени диссоциации [ 1, ст. 228 – 232 ]. Степенью диссоциации электролита называют отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Слабые электролиты в растворе дисоциированы частично и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К этому равновесию можно применить законы химической кинетики и записать константу диссоциации: Константы диссоциации позволяют вычислять РН раствора, сравнивать силы разных электролитов между собой. Значения констант диссоциации некоторых оснований приведены в таблице 2. Таблица 2. Значения констант диссоциации оснований.

Основание Кд NH4OH 1,76×10-5 LiOH 6,8×10-1 Pb(OH)2 3,0×10-4, 3,0×10-8 Для выражения меры кислотности или щелочности среды в химии используют понятие водородного показателя. Для сильных электролитов он равен: , где С – молярная концентрация основания. Для слабых оснований принята формула: , где, тогда водородный показатель среды будет равен: . Величина водородного показателя оснований, а также и других химических веществ в значительной мере зависит от температуры среды.

Глава 3.

Основные способы получения оснований

Основные способы получения оснований. Главу 5. Поэтому эти методы различаются между собой используемыми реагентами и ... Основания используют для разнообразных целей ( см. 3.1 .

Лабораторные способы получения оснований

Для получения гидроокиси натрия иногда еще применяют более старый мето... Время от времени диафрагмы меняют, так как их «протекаемость» снижаетс... Наиболее экономичными и производительными в нашей промышленности являю... Под действием кислорода анод постепенно разрушается, кусочки графита п... Напряжение в ванне с ртутным катодом выше, чем с железным ( 4,4 – 4,6 ...

Взаимодействие с кислотами. Реакция нейтрализации

4.2 . В последней реакции получился гидросульфат калия. Реакция нейтрализации. Но может быть ситуация, когда есть недостаток одного реагирующего веще... Если кислота двух основная, то реакция будет иметь вид: .

Взаимодействие с кислотными оксидами

в расплаве эта реакция будет проходить с немного другими продуктами: В... 4.4 Термическое разложение нерастворимых в воде оснований. Многие нера... Используется для получения различных натриевых солей: сульфата, нитрат... Области применения других, менее распространенных гидроксидов указаны ... № Название гидроксида Химическая формула Применение 1.

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. Щукарев С. А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1970. – 437 с.