Характеристика оснований

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 значе­ние 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 раство­римы 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.

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;