Металлы с основаниями. Физические и химические свойства оснований
Однокислотные (NaOH , КОН, NH 4 OH и др.);
Двухкислотные (Са(ОН) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 ;
Трехкислотные (Ni(OH) 3 , Со(ОН) 3 , Мn(ОН) 3 .
Классификация по растворимости в воде и степени ионизации:
Растворимые в воде сильные основания,
например:
щелочи - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов LiOH - гидроксид лития, NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), КОН - гадроксид калия (едкое кали), Ва(ОН) 2 - гидроксид бария;
Нерастворимые в воде сильные основания,
например:
Сu(ОН) 2 - гидроксид меди (II), Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Ni(OH) 3 - гидроксид никеля (III).
Химические свойства
1. Действие на индикаторы
Лакмус - синий;
Метилоранж - жёлтый,
Фенолфталеин - малиновый.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O
KOH + CO 2 = KHCO 3
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = 2KOH + BaSO 4
3KOH + Fe(NO 3) 3 = Fe(OH) 3 + 3KNO 3
5. Термический распад
Cu(OH) 2 t = CuO + H 2 O; 2 CuOH = Cu 2 O + Н 2 O
2Со(ОН) 3 = Со 2 O 3 + ЗН 2 O; 2АgОН = Аg 2 O + Н 2 O
6. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие с. о., способны окисляться кислородом воздуха,
например:
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Fe(OH) 3
2Мn(OН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 2Мn(ОН) 4
7. Растворы щелочей взаимодействуют c амфотерными гидроксидами:
2КОН + Zn(OH) 2 = К 2
2КОН + Al 2 O 3 + ЗН 2 O = 2К
8. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды игидроксиды (Zn , AI и др.),
например:
Zn + 2 NaOH +2Н 2 O = Na 2 + Н 2
2AI +2КOН + 6Н 2 O= 2КAl(ОН) 4 ] + 3H 2
9. В растворах щелочей некоторые неметаллы диспропорционируют,
например:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaCIO + Н 2 O
3S+ 6NaOH = 2Na 2 S+ Na 2 SO 3 + 3H 2 O
4P+ 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
10. Растворимые основания широко используются в реакциях щелочного гидролиза различных органических соединений (галогенопроизводных углеводородов, сложных эфиров, жиров и др.),
например:
C 2 H 5 CI + NaOH = С 2 Н 5 ОН + NaCl
Способы получения щелочей и нерастворимых оснований
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H 2 O = 2 NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
CaCI 2 + 2Н 2 O = Са(ОН) 2 +Н 2 + Cl 2
4. Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
FeCI 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCI
После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.
Как металлы и неметаллы, кислоты и основания - это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу - это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH - . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, - это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория - теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт - это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).
В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.
Диссоциация
Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты - это распад HCl на H + и Cl - .
Свойства кислот и оснований
Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.
При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.
Часто используемые кислоты:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3
Часто используемые основания:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2− , Cl −
Сильные и слабые кислоты и основания
Сильные кислоты
Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H + и анионы. Пример сильной кислоты - соляная кислота HCl:
HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl - (р-р)
Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4
Список сильных кислот
- HCl - соляная кислота
- HBr - бромоводород
- HI - йодоводород
- HNO 3 - азотная кислота
- HClO 4 - хлорная кислота
- H 2 SO 4 - серная кислота
Слабые кислоты
Растворяются в воде только частично, например, HF:
HF (р-р) + H2O (ж) → H3O + (р-р) + F - (р-р) - в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
= < 0,01M для вещества 0,1М
Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.
Список слабых кислот
- HF фтороводородная
- H 3 PO 4 фосфорная
- H 2 SO 3 сернистая
- H 2 S сероводородная
- H 2 CO 3 угольная
- H 2 SiO 3 кремниевая
Сильные основания
Сильные основания полностью диссоциируют в воде:
NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4
К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.
Список сильных оснований
- NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
- KOH гидроксид калия (едкое кали)
- LiOH гидроксид лития
- Ba(OH) 2 гидроксид бария
- Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)
Слабые основания
В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH - :
NH 3 (р-р) + H 2 O ↔ NH + 4 (р-р) + OH - (р-р)
Большинство слабых оснований - это анионы:
F - (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH - (р-р)
Список слабых оснований
- Mg(OH) 2 гидроксид магния
- Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
- Zn(OH) 2 гидроксид цинка
- NH 4 OH гидроксид аммония
- Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)
Реакции кислот и оснований
Сильная кислота и сильное основание
Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.
Пример:
H 3 O + + OH - ↔ 2H 2 O
Слабое основание и слабая кислота
Общий вид реакции:
Слабое основание (р-р) + H 2 O ↔ Слабая кислота (р-р) + OH - (р-р)
Сильное основание и слабая кислота
Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:
HX (р-р) + OH - (р-р) ↔ H 2 O + X - (р-р)
Сильная кислота и слабое основание
Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:
Диссоциация воды
Диссоциация - это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH - (р-р)
K c = / 2
Константа равновесия воды при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее равенство: = 10 -14 , что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды = = 10 -7 , откуда -lg = 7.0.
Данная величина (-lg) называется pH - потенциал водорода. Если pH < 7, то вещество имеет кислотные свойства, если pH > 7, то вещество имеет основные свойства.
Способы определения pH
Инструментальный метод
Специальный прибор pH-метр - устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.
Индикаторы
Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.
Соль
Соль - это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- . В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.
Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли , необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H + , ни OH - в воде. Например, Cl - , NO - 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .
Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F - , CH 3 COO - , CO 2- 3), катионов с щелочными свойствами не существует.
Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.
Буфферный раствор
Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:
- Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
- Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота
Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:
- Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
- Ёмкость раствора - количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
- Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор
Тест:
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых из отрицательных ионов образуются только ионы OH — :
Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH — ;
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH — .
Все неорганические основания классифицируют на растворимые в воде (щелочи) – NaOH, KOH и нерастворимые в воде (Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2). В зависимости от проявляемых химических свойств среди оснований выделяют амфотерные гидроксиды.
Химические свойства оснований
При действии индикаторов на растворы неорганических оснований происходит изменение их окраски, так, при попадании в раствор основания лакмус приобретает синюю окраску, метилоранж – жёлтую, а фенолфталеин – малиновую.
Неорганические основания способны реагировать с кислотами с образованием соли и воды, причем, нерастворимые в воде основания взаимодействуют только с растворимыми в воде кислотами:
Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 = CuSO 4 +2H 2 O;
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.
Нерастворимые в воде основания термически неустойчивы, т.е. при нагревании они подвергаются разложению с образованием оксидов:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O;
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O.
Щелочи (растворимые в воде основания) взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:
NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .
Щелочей также способны вступать в реакции взаимодействия (ОВР) с некоторыми неметаллами:
2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2 .
Некоторые основания вступают в реакции обмена с солями:
Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4 ↓.
Амфотерные гидроксиды (основания) проявляют также свойства слабых кислот и реагируют с щелочами:
Al(OH) 3 + NaOH = Na.
К амфотерным основаниям относятся гидроксиды алюминия, цинка. хрома (III) и др.
Физические свойства оснований
Большинство оснований – твердые вещества, которые характеризуются различной растворимостью в воде. Щелочи – растворимые в воде основания – чаще всего твердые вещества белого цвета. Нерастворимые в воде основания могут иметь различную окраску, например, гидроксид железа (III)- твердое вещество бурого цвета, гидроксид алюминия – твердое вещество белого цвета, а гидроксид меди (II) – твердое вещество голубого цвета.
Получение оснований
Основания получают разными способами, например, по реакции:
— обмена
CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ;
K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;
— взаимодействия активных металлов или их оксидов с водой
2Li + 2H 2 O→ 2LiOH +H 2 ;
BaO + H 2 O→ Ba(OH) 2 ↓;
— электролиза водных растворов солей
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Вычислите практическую массу оксида алюминия (выход целевого продукта составляет 92%) по реакции разложения гидроксида алюминия массой 23,4 г. |
Решение |
Запишем уравнение реакции:
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Молярная масса гидроксида алюминия, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 78 г/моль. Найдем количество вещества гидроксида алюминия: v(Al(OH) 3) = m(Al(OH) 3)/M(Al(OH) 3); v(Al(OH) 3) = 23,4/78 = 0,3 моль. Согласно уравнению реакции v(Al(OH) 3): v(Al 2 O 3) = 2:1, следовательно, количество вещества оксида алюминия составит: v(Al 2 O 3) = 0,5 × v(Al(OH) 3); v(Al 2 O 3) = 0,5 ×0,3 = 0,15 моль. Молярная масса оксида алюминия, рассчитанная с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 102 г/моль. Найдем теоретическую массу оксида алюминия: m(Al 2 O 3) th = 0,15×102 = 15,3 г. Тогда, практическая масса оксида алюминия составляет: m(Al 2 O 3) pr = m(Al 2 O 3) th × 92/100; m(Al 2 O 3) pr = 15,3×0,92 = 14 г. |
Ответ | Масса оксида алюминия — 14 г. |
ПРИМЕР 2
Задание |
Осуществите ряд превращений:
Fe→ FeCl 2 → Fe(OH) 2 →Fe(OH) 3 →Fe(NO 3) 3 |
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
3. Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.
3.1. Классификация, получение и свойства оснований
Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .
По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:
Однокислотные основания - KOH , NaOH ;
Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;
Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .
Получение оснований
1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(суммарная реакция электролиза)
Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .
Химические свойства оснований
1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .
2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .
Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина