Курсовая на тему Основания
Работа добавлена на сайт bukvasha.net: 2014-07-16Поможем написать учебную работу
Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
от 25%
Подписываем
договор
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 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)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.
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. 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 ), 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: 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:
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
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)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 (
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
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.
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 |
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:
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.
| Основание | Кд |
| NH4OH | 1,76Ч10-5 |
| LiOH | 6,8Ч10-1 |
| Pb(OH)2 | 3,0Ч10-4, 3,0Ч10-8 |
Для сильных электролитов он равен:
, где С – молярная концентрация основания. Для слабых оснований принята формула: , где Величина водородного показателя оснований, а также и других химических веществ в значительной мере зависит от температуры среды.
Глава 3. Основные способы получения оснований.
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 графита;
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 железном 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 - 1,8В против
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°С. 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
При iо>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 графита, 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
Попадание анионов
где W – скорость перетекания электролита, л/сек;
I – сила тока, а;
γ – выход по току, %;
F – число Фарадея, Кл./моль;
С – концентрация щелочи, экв/л
Рассчитаем приблизительную скорость протекания раствора при силе тока I = 10А,
При низких скоростях перетекания электролита площадь диафрагмы должна быть по возможности небольшой, с тем, чтобы исключить проникновение ионов
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 ................ 20000—30 000 А
плотность тока на катоде . . . 0,06—0,09 а/см2
плотность тока на аноде . . . 0,082 а/смг
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 концентрации 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 φ = -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°С. 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
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:
В последней реакции получился гидросульфат калия
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
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:
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 взаимодействии 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 амфотерный 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°С и выше.
Запишем реакции разложения для гидроксидов цинка, меди, алюминия:
Продукты приведенных реакций вода и оксиды металлов:
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
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.
| № | Название гидроксида | Химическая формула | Применение |
| 1. | Гидроксид меди | | Используется в качестве пигмента для стекла, эмалей и глазурей, протравы при крашении тканей, как фунгицид. Стабилизатор нейлона, для приготовления реактива Швейцера. |
| 2. | Гидроксид цинка | | Наполнитель резин, компонент красок, в ветеринарии как компонент мазей. |
| 3. | Гидроксид кобальта | | Используют для получения катализаторов, пигментов,  |
| 4. | Гидроксид кадмия |  | Применяют для получения соединений кадмия, как аналитический реагент, для изготовления активной массы в кадмиевых источниках тока. |
| 5. | Гидроксид алюминия |  | Применяют для получения соединений алюминия, как антипирен в лакокрасочных материалов и пластмасс, компонент зубных паст, обволакивающее и адсорбирующее средство в медицине. |
| 6. | Гидроксид бериллия |  | Используют для получения огнеупорной керамики. тиглей, компонент стекол, хорошо пропускающих УФ-лучи. |
| 7. | Гидроксид олова |  | Для травления тканей, особенно шелка. |
| 8. | Гидроксид свинца | | Для травления тканей, для изготовления стекла, наполнитель аккумуляторов. |
| 9. | Гидроксид висмута |  | Применяют при изготовлении эмалей и керамики, хрусталя и спец. стекол, для изготовления ультразвуковых материалов |
| 10. | Гидроксид хрома |  | Используют в аналитической хими. |
| 11. | Гидроксид марганца | | Используют для получения соединений марганца. |
| 12. | Гидроксид железа | | Основа для изготовления металлического железа, красящих пигментов |
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.
