Химические свойства оснований

1)Диссоциация

KOH D K⁺ + OH^-

2) Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + CO₂ = 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O

2OH^- + CO₂ = CO₃^2- + H₂O

3)Взаимодействие оснований с кислотами (реакция нейтрализации):

Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

Ca²⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + 2Cl^- = Ca²⁺ + 2Cl^- + H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

4)Взаимодействие щелочей с растворами солей:

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃$ + 3KCl

3K⁺ + 3OH^- + Fe³⁺ + 3Cl^- = Fe(OH)₃$ + 3K⁺ +3Cl^-

3OH^- + Fe³⁺ = Fe(OH)₃$

Сокращенные ионные уравнения этих взаимодействий еще раз показывают, что именно гидроксид-ионы (OH^-) участвуют в реакциях со стороны оснований.

Соли.

Рассмотрим, что происходит при растворении солей в воде и запишем соответствующие уравнения.

Диссоциация солей:

NaCl " Na⁺ + Cl^-

K₂CO₃ " 2K⁺ + CO₃^2-

Диссоциация практически всех растворимых солей происходит сразу, полностью и необратимо. Таким образом, соли являются сильными электролитами. Общих ионов для разных солей в растворе нет.

Соли

– это сильные электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Химические свойства солей.

Соли вступают в реакции ионного обмена с кислотами, щелочами и другими солями при соблюдении условий необратимости.

Взаимодействие с кислотой:

H₂SO₄ + Pb(NO₃)₂ = PbSO₄$ + 2HNO₃

2H⁺ + SO₄^2- + Pb²⁺+2NO₃^- = PbSO₄$ + 2H⁺+ 2NO₃^-

Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄

$

H₂SO₄ + K₂SO₃ = K₂SO₄ + H₂O + SO₂#

2H⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + SO₃^2- = 2K⁺ + SO₄^2-+ H₂O + SO₂#

2H⁺ + SO₃^2- = H₂O + SO₂#

Взаимодействие со щелочью:

2NaOH +MgSO₄ = Mg(OH)₂$ + Na₂SO₄

2Na⁺ + 2OH^- + Mg²⁺ + SO₄^2- = Mg(OH)₂$ + 2Na⁺ + SO₄^2-

Mg²⁺ + 2OH^- = Mg(OH)₂$

NaOH + NH₄NO₃ = NaNO₃ + NH₃# + H₂O

Na⁺ + OH^- + NH₄⁺ + NO₃^- = Na⁺ + NO₃^- + NH₃# +H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃# +H₂O

Взаимодействие растворов двух солей:

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄$ + 2NaNO₃

Ba²⁺ + 2NO₃^-+ 2Na⁺ + SO₄^2- = BaSO₄$ + 2Na⁺ + 2NO₃^-

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄$

AgNO₃ + NaCl = AgCl$ + NaNO₃

Ag⁺ NO₃^- + Na⁺ + Cl^- = AgCl$ + Na⁺ + NO₃^-

Ag⁺ + Cl^- = AgCl$

Соли в водном растворе могут вступать в реакции замещения с металлами, обладающими более высокой восстановительной способностью:

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu

Соли в растворе могу подвергаться гидролизу, вступая в химическую реакцию с водой.

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит.

Гидролиз соли – это разновидность ионообменной реакции. Реакция протекает в направлении, обратном реакции нейтрализации. Поэтому при гидролизе соли образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), и обычно среда раствора становится соответственно щелочной или кислой. Будет ли соль подвергаться гидролизу и какое значение рН приобретет раствор, можно определить, зная силу кислот и оснований, которыми образована соль.

К сильным электролитам относят: а) практически все растворимые соли; б) кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HClO₃, HMnO₄, HCrO₃; в) растворимые основания (щелочи) – гидроксиды металлов IA и IB групп периодической системы:

KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂. К слабым электролитам относят остальные кислоты и основания, воду и другие вещества.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются (KCl, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂ и др.). Среда водного раствора остается нейтральной.

Если растворимая соль содержит хотя бы один ион слабого электролита (основания, кислоты), то такая соль обязательно подвергается гидролизу; характер среды при этом соответствует более сильному электролиту, образовавшему соль. То есть соль сильного основания и слабой кислоты дает щелочную среду, рН > 7 (Na₂CO₃, K₂SO₃, (CH₃COO)₂Ba и др.); соль слабого основания и сильной кислоты дает кислую среду, рН < 7 (AlCl₃, Zn(NO₃)₂, CuSO₄ и др.). Если оба электролита слабые, то в зависимости от того, какой из них сильнее, среда становится слабокислой, нейтральной или слабощелочной.

Напишем уравнения гидролиза. Обычно уравнения гидролиза записывают в трех формах: сокращенной ионной, ионной и молекулярной. Удобнее начинать с сокращенной ионной формы, которая отражает сущность процесса гидролиза – взаимодействие ионов соли с водой. Необходимо помнить, что в реакции участвуют ион слабого электролита и одна молекула воды (H⁺OH^-).

4. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

хлорид аммония NH₄Cl

NH₄⁺ + H₂O D NH₄OH + H⁺

NH₄⁺ + Cl^- + H₂O D NH₄OH + H⁺ + Cl^-

NH₄Cl + H₂O D NH₄OH + HCl

хлорид алюминия AlCl₃

Al³⁺ + H₂O D AlOH²⁺ + H⁺

Al³⁺ + 3Cl^- + H₂O D AlOH²⁺ + H⁺ + 3Cl^-

AlCl₃ + H₂O D AlOHCl₂ + HCl

Обычно реакция гидролиза с участием многозарядного иона протекает по более сложной схеме, включающей несколько стадий. Об этом следует помнить, но нет необходимости писать остальные стадии, так как первая достаточно полно характеризует процесс: образование иона Н⁺ указывает на кислую среду раствора, осадок Al(OH)₃ не образуется, потому что гидролиз протекает преимущественно по первой стадии.

5.Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

цианид калия KCN

CN^- + H₂O D HCN + OH^-

K⁺ + CN^- + H₂O D HCN + K⁺ + OH^-

KCN + H₂O D HCN + KOH

сульфит калия K₂SO₃

SO₃^2- + H₂O D HSO₃^- + OH^-

2K⁺ + SO₃^2- + H₂O D 2K⁺ + HSO₃^- + OH^-

K₂SO₃ + H₂O D KHSO₃ + KOH

Наличие ионов ОН^- указывает на щелочную среду раствора

6. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

ацетат аммония.CH₃COONH₄

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O D CH₃COOH + NH₄OH

CH₃COONH₄ + H₂O D CH₃COOH + NH₄OH

Раствор в данном случае имеет нейтральную среду, так как степени

диссоциации продуктов гидролиза примерно равны.

Многие соли, образованные многозарядными (двух-, трехзарядными) ионами слабых оснований и слабых кислот, подвергаются полному необратимому гидролизу. В таблице растворимости для таких солей указывается прочерк.

карбонат алюминия

Al₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃$ + 3CO₂#

MgS +2H₂O = Mg(OH)₂$ + H₂S#

Вопросы для самопроверки

10. Какие ионы обязательно присутствуют в растворе любой кислоты?

11. Какие ионы обязательно присутствуют в растворе любого основания?

12. Исходя из теории электролитической диссоциации, дайте определения понятиям кислота, основание, соль.

13. Перечислите свойства кислот

14. Перечислите свойства оснований

15. Каковы условия необратимости реакций ионного обмена?

16. Что такое гидролиз соли?

17. Какие соли подвергаются гидролизу?

Приложение

Таблица 1. Зависимость окраски индикатора от характера среды раствора

Индикаторы	Цвет индикатора
в кислой среде	в нейтральной среде	в щелочной среде
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Метиловый оранжевый	Красный	Оранжевый	Желтый

Таблица 2

Урок 27.