Основания

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

.

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 °C. 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 рК_к. В соответствии с определением рК_к:

· слабая кислота является тем более сильным протолитом, чем ниже значе-ние рК_к соответствующей сопряженной пары;

· слабое основание является тем более сильным протолитом, чем выше значение рК_к 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 °C, КОН 405 °C, а 473 °C. 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 °C 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.

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.

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.

Основания используют для разнообразных целей (см. Главу 5.) в химии и промышленности. Поэтому нужно знать методы их получения. Все методы получения оснований разделены на промышленные и лабораторные, которые отличаются между собой лишь массой полученного продукта. В лабораторных условиях получают небольшие количества веществ, а в промышленных масштабах их получают сотнями тонн. Поэтому эти методы различаются между собой используемыми реагентами и оборудованием, температурами проведения реакций, выходом. Рассмотрим эти способы более детально.

3.1 Лабораторные способы получения оснований.

В лабораторних условиях основания получают в небольших количествах, не более чем сто — двести грамм. Иногда больше, в зависимости от потребности конкретной лаборатории в веществе. Но эти количества незначительны. В больших количествах основания в химико-технологических лабораториях могут добывать лишь в тех случаях, когда отрабатывают методику получения этого вещества для промышленности.

Рассмотрим основные способы получения гидроокисей в лаборатории.

В лаборатории для получения гидроокисей щелочных металлов применяют два способа. Первый и наиболее дорогой, это прямое взаимодействие щелочных металлов с водой, в результате которого получаются щелочи. Этот метод можно использовать для получения NaOH, KOH, LiOH, Ca (OH)₂ .

Эти реакции достаточно опасны из-за использования активных металлов: натрия, калия, лития. Нельзя использовать в этих реакциях большие количества щелочных металлов, они могут вспыхнуть и даже взорваться.

В лабораторных условиях нашли свое применение и упрощенные промышленные способы получения гидроксида натрия. Почему именно гидроксида натрия? потому что он наиболее широко используется из всех гидроксидов в химии и промышленности. Для его получения используют электролизный метод. Схема проточной электролизной установки наведена на рисунке 2.

1 — делительная воронка с раствором поваренной соли;

2 — аноды из графи-та;

3 — диафрагма из асбестового картона;

4 — катод в виде цилиндра с дном из железной или стальной сетки;

5 — стеклянный колокол;

6 — сифон для вытеснения раствора из катодного пространства;

7 — стакан для приема щелочи.

Рис. 2.

Концы графитовых анодов, выступающие над раствором, необходимо предварительно пропитать расплавленным парафином, чтобы электролит не поднимался по капиллярам и не разрушал контакт с медью. Контакт медного провода с графитовым анодом осуществляют с помощью медного колпачка, плотно одетого на анод, или тугой намоткой зачищенного медного провода на конец электрода. Катодом служит железная или стальная сетка. Она должна своей верхней частью плотно входить в стеклянный колокол так, чтобы водород не попадал в анодное пространство. Асбест, предварительно смоченный водой, с добавкой очень небольшого количества силикатного клея наносят в виде кашицы на наружную сторону железной сетки (толщина слоя 5 — 10мм). После того как асбест высохнет, его можно слегка прокалить для того, чтобы диафрагма оставалась прочной и в электролите. Необходимая скорость подачи и перетекания электролита достигается с помощью делительной воронки с краном, как показано на рисунке 1.

Хлор и водород можно использовать для получения синтетической соляной кислоты. С этой целью их подают в горелку, представляющую собой стеклянный тройник, заполненный силикагелем.

Вытекающий из электролизера раствор выпаривают в фарфоровой чашке. Время от времени сливая с осадка поваренной соли жидкую часть, к концу выпаривания температуру доводят до 500° С. Затем расплав щелочи охлаждают, дробят и хранят в закрытой стеклянной посуде. Совершенно чистую щелочь получают охлаждением 35-процентного раствора технического едкого натра до 5° С. При этом выпадают кристаллы NaОН Ч 2Н₂О и NaOH Ч 4Н₂О, которые отделяют от раствора и прокаливают.

С помощью этой же установки можно получать и гидроксид калия и гидроксид лития. При получении щелочей на данной установке нужно соблюдать особые меры осторожности, ведь одним из продуктов электролиза будет хлор.

Для получения гидроокиси натрия иногда еще применяют более старый метод — кипячение раствора соды с гашеной известью:

По окончании реакции раствор сливают с осадка карбоната кальция и, выпарив воду, сплавляют полученный гидроксид натрия.

Довольно часто для проведения химических реакций в лабораториях нужно получать нерастворимые в воде гидроксиды, такие как гидроксиды меди, цинка, кобальта, кадмия, никеля. Для их получения применяют реакцию взаимодействия растворимых солей этих металлов с гидроксидом натрия. По характеру взаимодействия эта реакция относится к реакциям обмена.

Гидроксид меди (синего цвета) и гидроксид никеля (зелено — синего цвета) выпадут в осадок. После фильтрования раствора и промывания осадка, его можно использовать в химических процессах. Таким образом, получают гидроксиды меди (ІІ), цинка, кобальта, кадмия, ртути (ІІ), олова, свинца, марганца, титана, хрома и многих других металлов.

3.2 Промышленные способы получения оснований.

Промышленные способы получения любых химических продуктов, а не только оснований, учитывают много различных факторов, среди которых можно выделить доступность реагентов, их токсичность и агрессивность при транспортировке, температуру процесса получения, необходимость применения катализаторов, легкость выделения из смеси. Поэтому для получения оснований реагенты должны быть легкодоступны и дешевы, не токсичны, температура процесса получения должна быть не слишком высокой, чтобы обойтись без использования дорогостоящих термостойких и кислотоупорных резин, футеровок.

В промышленных масштабах получают лишь несколько гидроксидов: NaOH, ROH, LiOH. Из них самый распространенный — NaOH. Рассмотрим методы получения гидроксида натрия NaOH в химической промышленности.

Для получения гидроксида натрия в химической промышленности используют электролиз. Электролитом выступает раствор хлорида натрия (поваренной соли). Во время электролиза через раствор электролита пропускают постоянный электрический ток и на электродах при этом проходят процессы окисления и восстановления.

Электролиз раствора хлорида натрия с целью получения гидроксида натрия ведут двумя способами: на желез-ном катоде и на ртутном катоде. Анодом в обоих случаях служит искусственный графит. Установка для промышленного получения гидроксидов натрия и калия приведена на рисунке 3. При электролизе по первому способу на катоде выделяется водород, а в прикатодном пространстве накапливается щелочь. На аноде выделяется хлор и частично кислород. Уравнения электродных реакций:

на катоде:

Рис. 3. на аноде:

Суммарное уравнение электролиза будет:

При электролизе по второму методу на ртутном катоде восстанавливается не водород, а натрий. Восстановление натрия возможно благодаря высокому перенапряжению разряда ионов водорода на ртути и образованию интерметаллического соединения натрия с ртутью (растворы металлов в ртути принято называть амальгамами). При этом потенциал восстановления натрия на ртути снижается до — 1,8 В против на натрии.

На электродах протекают следующие реакции:

на катоде:

на аноде:

Тогда суммарная реакция процесса электролиза будет:

Амальгаму натрия затем разлагают водой. Натрий вступает в реакцию с водой с образованием щелочи и водорода, причем полученный таким способом гидроксид натрия отличается высокой чистотой.

Для электролиза применяют чистую поваренную соль. Ее предварительно очищают от ионов Са²⁺ действием соды и от ионов Мg²⁺ действием едкого натра; осадок углекислого кальция и гидроокиси магния отфильтровывают. Электролизу подвергают почти насыщенный раствор хлористого натрия (300 — 310 г/л соли) при 70 — 90 °C. При такой концентрации и температуре электропроводность раствора высока, а растворимость хлора мала (не более 0,25 г/л), перенапряжение разряда ионов хлора минимально, а кислорода — максимально. При рН=7,. Поэтому анодную реакцию необходимо вести на таком электроде, на котором перенапряжение кислорода было бы более высоким, чем хлора. Этому требованию удовлетворяет графит.

При i_о>0,1 а/см³ доля кислорода, образующегося на аноде, по сравнению с хлором мала. Поэтому расходом электричества на эту побочную реакцию можно пренебречь. Выделяющийся кислород в основном идет на окисление гра-фита, хлор же в реакцию с графитом не вступает. При более низкой плотности тока количество выделяющегося кислорода становится соизмеримым с количеством хлора. Хлор частично взаимодействует с водой: .

В щелочной среде эта реакция протекает очень быстро. Анионы, в свою очередь, могут окисляться на аноде до. Перечисленные побочные реакции снижают выход по току для гидроксида натрия.

Попадание анионов в анодное пространство крайне нежелательно, так как при этом почти весь выделяющийся хлор вступает в реакцию со щелочью. Разделение катодного и. анодного пространства диафрагмой замедляет, но не исключает это явление. Защелачивание анодного пространства исключается, если электролит перетекает от анода к катоду. Небольшое количество хлора, которое растворяется, в конечном итоге или восстанавливается до ионов, достигая катода, или вступает в реакцию со щелочью. Количество хлора, переносимого раствором в катодное пространство, можно уменьшить, если выбрать такую скорость перетекания раствора, которая лишь ненамного превышала бы скорость диффузии ионов. Скорость перетекания электролита рассчитывают по величине силы тока и концентрации полу-чаемой щелочи с помощью приведенной ниже формулы:

(1)

где W — скорость перетекания электролита, л/сек;

I — сила тока, а;

г — выход по току, %;

F — число Фарадея, Кл./моль;

С — концентрация щелочи, экв/л Рассчитаем приблизительную скорость протекания раствора при силе тока I = 10А,. Выход по току будем считать равным 100%.

При низких скоростях перетекания электролита площадь диафрагмы должна быть по возможности небольшой, с тем, чтобы исключить проникновение ионов в анодное пространство.

Аноды из искусственного графита постепенно разрушаются в результате взаимодействия с кислородом. При протекании 1 ач электричества теряется около 0,055 г графита. Диафрагмы толщиной 12—15 мм изготавливают из асбестового картона, ткани или волокон. Время от времени диафрагмы меняют, так как их «протекаемость» снижается.

Наиболее экономичными и производительными в нашей промышленности являются ванны БЩ-12/20 со следующими показателями работы:

сила тока 20 000—30 000 А плотность тока на катоде. .. 0,06—0,09 а/см²

плотность тока на аноде. .. 0,082 а/см^г

напряжение на электродах. .. 3,3—3,6 в выход по току 94—96%

концентрация едкого натра в электролите 130—140 г/л Вытекающий из электролизера раствор, кроме едкого натра, содержит значительное количество поваренной соли, которая загрязняет щелочь.

Для разделения едкого натра и поваренной соли раствор упаривают. Поваренная соль хуже растворима, чем едкий натр. Кроме того, ее растворимость сильно зависит от кон-центрации щелочи. Так, например, при 20° С в 1 л 50% раствора едкого натра растворяется 18 г/л хлористого натрия, а в воде — 317 г/л. При упаривании раствора концентрация щелочи увеличивается, поваренная соль выпадает в осадок, который затем отделяют от раствора. В товарной твердой щелочи после упаривания при температуре до 500° С и окисления примесей содержится 92 — 94% NaОН, до 4% NaС1, 1% Мg₂СО₃, окислы железа и другие примеси.

При электролизе раствора поваренной соли в ванне с ртутным катодом нет необходимости разделять электроды диафрагмой. Ртуть покрывает несколько наклонное дно ванны слоем толщиной 2—3 мм и через щель вытекает в емкость для разложения амальгамы. На аноде, как и в первом случае, выделяется хлор.

Перенапряжение восстановления водорода на ртути наиболее высокое в растворах с рН=7. Загрязнение ртути другими металлами приводит к резкому снижению перенапряжения водорода. Восстановление натрия на ртути происходит при ц = -1,8 В. Водород выделяется, уже в заметных количествах при -1,9 В. Скорость протекания ртути в электролизере устанавливают такой, чтобы получалась 0,25% амальгама натрия. С увеличением концентрации натрия амальгама становится более вязкой, а также наблюдается ее частичное разложение в электролизере под напряжением. Амальгама натрия разлагается водой медленно. Для того чтобы ускорить этот процесс, в амальгаму погружают пакеты из использованных графитовых анодов. В этом случае графит образует с амальгамой короткозамкнутые гальванические элементы: графит — раствор щелочи — амальгама. Водород восстанавливается на графите значительно легче, чем на ртути, что приводит к увеличению скорости разложения амальгамы. Уравнения электродных реакций, которые протекают на катоде и аноде будут:

на катоде:

на аноде:

Суммарно получим следующее уравнение:

Реакция разложения амальгамы натрия водой сопровождается выделением теплоты. Процесс ведут при 80 — 100 °C. Выход по току при электролизе с ртутным катодом составляет 96 — 98%. Процесс сопровождается следующими побочными реакциями. Растворенный хлор достигает катода и восстанавливается на ртути до ионов. Под действием кислорода анод постепенно разрушается, кусочки графита попадают на ртуть и снижают перенапряжение водорода. На аноде в небольшом количестве выделяется кислород. Состав анодного газа:

Хлор — 96 -97%,

Углекислый газ — до 1,5%,

Водород — до 0,5%.

Следует отметить, что пары ртути ядовиты, а при разложении амальгамы в 1 м³ водорода содержится 50 — 80 мг ртути. Очистку водорода от паров ртути осуществляют хлором или сернистым газом — SO₂. указанным способом удается уменьшить содержание ртути до 1 мг/ м³.

Напряжение в ванне с ртутным катодом выше, чем с железным (4,4 — 4,6 В против 3,3 — 3,6 В).

Гидроксид калия получают аналогично гидроксиду натрия электролизом раствора хлорида калия. Гидроксид лития получают в промышленности электролизом раствора хлорида лития.

Одним из наиболее распространенных и употребляемых в химическом синтезе оснований есть гидроксид аммония NH₄OH. Получают ее при гидратации аммиака в колоннах синтеза. При растворении аммиака в воде будут происходить следующие реакции:

Гидроксид аммония вещество очень нестойкое, при нагревании оно разлагается с выделением аммиака и воды.

Глава 4. Химические свойства.

Гидроксиды металлов проявляют различные химические свойства в зависимости от активности металла, который в данный гидроксид входит. Но все же можно выделить несколько химических процессов, в которые будут вступать все основания. Это реакции с кислотами и кислотными оксидами, солями. Рассмотрим эти взаимодействия более детально.

4.1 Взаимодействие с кислотами. Реакция нейтрализации.

Все основания, даже нерастворимые в воде, вступают в реакцию взаимодействия с кислотами. Еще эту реакцию называют реакцией нейтрализации. Реакция нейтрализации — это реакция между кислотой и основанием, продуктами которой будет соль и вода.

Примером этой реакции может быть взаимодействие соляной кислоты и гидроксида натрия:. Если кислота двух основная, то реакция будет иметь вид:. Но может быть ситуация, когда есть недостаток одного реагирующего вещества, например гидроксида калия, тогда в реакции среди ее продуктов будут кислые соли — соли в которых атомы металла не вытеснили все ионы гидроксила .

.

В последней реакции получился гидросульфат калия. При наличии гидроксида калия возможно дальнейшее вытеснение ионов :

Такие процессы характерны для щелочей. Для гидроксида натрия:

При недостатке кислоты могут получаться основные соли. Запишем реакцию взаимодействия гидроксида алюминия с серной кислотой:

В реакции есть недостаток серной кислоты, поэтому выделяется — гидроксосульфат алюминия, который может реагировать с серной кислотой с получением сульфата алюминия: .

4.2 Взаимодействие с кислотными оксидами.

Основания реагируют с кислотными оксидами. Особенно эта реакция характерна для щелочей и гидроксидов кальция, магния, бария.

В таких реакциях возможно также получение кислых солей, как и при взаимодействии с кислотами:

— гидрокарбонат кальция, — гидросульфит натрия.

Кислые соли также могут далее реагировать с основами с получением нормальных солей:

4.3 Амфотерные гидроксиды, взаимодействие с гидроксидами щелочных металлов.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К таким гидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимо-действии его, например, с соляной кислотой получается хлорид цинка

Zn (ОН)₂ + 2НСl = ZnС1₂ + 2Н₂О, а при взаимодействии с гидроксидом натрия — цинкат натрия;

Zn (ОН)₂ + 2NаОН = Nа₂ZпО₂ + 2Н₂О Такие же свойства проявляет и гидроксид алюминия:

В результате реакции получится гексагидроксоалюминат калия К₃[Аl (ОН)]₆. в расплаве эта реакция будет проходить с немного другими продуктами:

В результате получатся соли — метаалюминаты, в нашем случае это будет метаалюминат калия.

Гидроксиды, обладающие этим свойством, называются амфотерными гидроксидам, или амфотерными электролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксиды алюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулах амфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация таких молекул возможна, следовательно, по местам разрыва обеих этих связей. Если обозначить амфо-терный электролит формулой RОН, то его диссоциацию можно выразить схемой:

Таким образом, в растворе амфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуют продукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания. Явление амфотерности наблюдается также среди многих органических веществ. Важную роль оно играет в биохимии, например, белки имеют амфотерные свойства.

4.4 Термическое разложение нерастворимых в воде оснований.

Многие нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании. Продуктами разложения будут оксиды соответствующих металлов и вода. Температура нагревания зависит от металла, который входит в состав основания и колеблется от 200 °C и выше.

Запишем реакции разложения для гидроксидов цинка, меди, алюминия:

Продукты приведенных реакций вода и оксиды металлов:, и .

4.5 Взаимодействие с солями металлов.

Эта реакция характерна для щелочей. Гидроксиды калия. натрия. Лития взаимодействуют с солями металлов, в результате в осадок выпадают нерастворимые гидроксиды данных металлов:

С помощью этих реакций получают нерастворимые в воде гидроксиды многих металлов, которые затем используют в химическом синтезе, медицине и т. д.

Глава 5. Использование оснований в химии и промышленности.

Основания широко используются как в лаборатории химии, так и в химической промышленности, находят они свое применение и в быту.

Рассмотрим применение наиболее широко используемых оснований.

В химической лаборатории и в промышленности гидроксид натрия один из наиболее ходовых реактивов.

Гидроксид натрия, .

Используется для получения различных натриевых солей: сульфата, нитрата, нитрита, хромата, силикатов, или растворимого стекла, Флорида, солей органических кислот. Применяется при изготовлении целлюлозы из древесины при сульфатной варке, искусственных волокон, мыла и моющих средств, смачивателей и эмульгаторов, красителей, оксида алюминия из бокситов, фенолов. Входит в состав электролитов для воронения стали, оксидирования металлов, особенно алюминия, для проведения электролитических процессов в технологии олова и цинка.

Гидроксид калия, .

Служит исходным веществом для получения многих солей калия, жидких мыл и некоторых красителей. Используется как электролит, вместе с гидроксидом лития, в никель — кадмиевых аккумуляторах, в виде спиртового раствора для производства ксантогенатов — полупродуктов в производстве флотоагентов.

Гидроксид аммония, .

Его производство в мире составляет около 10 — 12 млн. тонн. Используют его как удобрение, при производстве животных кормов для повишения их пищевой ценности и как консервант, при производстве соды, красителей, в электролитическом производстве соединений марганца, в лабораторной практике.

Гидроксид кальция, .

Гидроксид кальция (гашеная известь) применяется в производстве строительных материалов, из него изготовляют известковый строительный раствор. Из него изготовляют хлорную известь (смесь) и другие соединения кальция, известковые удобрения, защитные средства для растений. При помощи гидроксида кальция смягчают воду, дубят кожи, нейтрализуют сточные воды, выделяют соли органических кислот из растительных соков.

Гидроксид лития, .

Применяется для наполнения щелочных аккумуляторов, что увеличивает их строк действия, используется для изготовления эмалей и стекол.

Гидроксид магния, .

Применяют в строительной промышленности, как компонент огнеупорных конструкционных материалов, для изготовления керамической химической посуды. Используется в медицине как мягкое нейтрализующее средство (при повышенной кислотности желудочного сока).

Области применения других, менее распространенных гидроксидов указаны в таблице 3

Таблица 3. Области применения гидроксидов металлов.

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.

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