Основания
2 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)3ЧН2О ) 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= 2,3Ч10-13 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 | | |
Страницы: 1, 2, 3
|