Реферат: Основания

Содержание.

Введение.

Глава 1. Понятие оснований, каккласса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г.Льюиса.

Глава 2. Физические свойстваоснований.

2.1            Физическиесвойства оснований.

2.2            Растворимость вводе, произведение растворимости.

2.3            Константадиссоциации растворимых оснований.

Глава 3. Основные способы полученияоснований.

3.1            Лабораторныеспособы получения оснований.

3.2            Промышленныеспособы получения оснований.

Глава 4. Химические свойства.

4.1            Взаимодействие скислотами. Реакция нейтрализации.

4.2            Взаимодействие скислотными оксидами.

4.3            Амфотерныегидроксиды, взаимодействие с гидроокисями щелочных металлов.

4.4            Термическоеразложение нерастворимых в воде оснований.

Глава 5. Использование оснований вхимии и промышленности.

Заключение.

Введение.

Химия сегодня прочно вошлав нашу жизнь вместе с новыми материалами, продуктами, лекарствами, синтетическимиволокнами, пластиками. В мире появляется все больше информации о новых веществахи теориях химии, процессах свойствах веществ. Поэтому главной задачей становитсясистематизация и классификация информации, знаний.

В данной работе мы рассмотримстроение оснований и те теории, что описывают их свойства, их основные физическиеи химические свойства, их получение и применение в быту и промышленности. Заданиемреферата будет систематизировать знания и материалы по этой группе веществ, чтобудет способствовать развитию логического мышления, развивать умения и навыки видетьпричинные связи между свойствами и областями применения веществ.

Основания – это большой класснеорганических соединений, который характеризуется схожим химическим строением иимеет схожие химические свойства. Их молекулы содержат несколько гидроксильных групп,из–за которых эти вещества и получили название гидроксидов. Изучение гидроксидовпоказывает, что этот класс неорганических веществ широко используется в нашей жизни,мы пользуемся ими и продуктами сделанными на их основе довольно часто, практическикаждый день и даже не знаем об этом.

Глава 1. Понятиеоснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж.Бренстеда и Г. Льюиса.

Термин „ основание ” первоначальнобыл отнесен к веществам, которые в реакциях с кислотами образуют соли. К основаниямпринадлежат гидроксиды многих металлов (Ca(OH)2,  />, />, />, />).

Водные растворы таких оснований,как NaOH, KOH, LiOH, обладаютсильно щелочными свойствами, поэтому эти вещества и некоторые другие называют щелочами.

Основаниями [1, ст. 40 — 41], с точки зрения теории электролитической диссоциации, называют вещества диссоциирующиев растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид – ионов />.

В общем виде уравнение электролитическойдиссоциации основания имеет вид:

/> 

Примером диссоциации будутследующие уравнения:   

/>

/>

/> 

Некоторые из щелочей аналогичнодиссоциируют и при плавлении: />

Названия гидроксидов составляютсяиз 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 имеютне только гидроксиды металлов, а также и некоторые другие вещества, которые к гидроксидамотнести нельзя, например, NH3, BF3. Кроме того многие химические процессы могут протекать не в воднойсреде, а в среде неводных растворителей ( бензол, пиридин ), к которым теория электролитическойдиссоциации не применима вообще. Кислоты и основания могут реагировать между собой,не будучи диссоциированными на ионы. Так, безводный хлороводород, состоящий толькоиз молекул, легко реагирует с безводными  основаниями.  Эти факты показали необходимостьсоздания теории кислот и оснований, которая бы могла объяснить наведенные выше факты.

Доказательство того, что протонне существует в свободном состоянии, сделал необходимым пересмотр понятия «кислота », а также нужно было установить роль растворителя в растворе.

В 1923 году появились двеновые теории кислот и оснований: датского физикохимика Дж. Бренстеда, дополненнаяанглийским химиком Лаури и Г. Льюиса.

Теория Бренстеда получила название протонной. Теорияназывается протонной потому, что главная  роль в определении понятий кислота иоснование отведена в ней простейшей химической частице Н+ — катиону водородав 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, связанныеиз – за обмена протоном, называются сопряженной кислотно – основной парой. Кислотныесвойства некоторого вещества проявляются лишь в присутствии акцептора протонов,а основные свойства – в присутствии донора протона.  Вещества, которые могут отдаватьили принимать протоны, объединяют одним понятием – протолиты. Во время взаимодействиялюбой кислоты с основанием, согласно Дж. Бренстеда  [ 8, ст. 51 — 55 ], будет наблюдатьсяпротолитическая реакция, для которой характерно состояние протолитического равновесия.Это равновесие, согласно с законами термодинамики, всегда будет смещаться в сторонуполучения более слабых протолитов.

Протолиты, которые в однихусловиях могут отдавать свои протоны, а в других – принимать протоны, называют амфолитами.Таким образом амфолиты могут одновременно быть донорами и акцепторами протонов.      

В соответствии с протоннойтеорией вода является по отношению к самой себе амфолитом:

/>

что объясняет протекание автопротолизаводы: />. Автопротолизводы количественно характеризуется ионным произведением воды: /> при 25°С. Значение К невеликои указывает на малую степень протекания автопротолиза воды.

Протолитыв водном растворе подвержены протолизу в различной степени. В связи с этимразличают сильные и слабые протолиты (аналогично сильные и слабым окислителям ивосстановителям в водном растворе).

Сильныепротолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в большей степени.

Слабыепротолиты (кислоты, основания) подвергаются протолизу в малой степени.

Установлениеабсолютной силы протолитов по их сродству к протону в принципе возможно, однакопрактически трудно осуществимо и требует сложной измерительной техники.Практически достаточно знать относительную силу протолитов ( по отношению кнекоторому эталону ). Для водных растворов протолитов таким эталономкислотности и основности является растворитель – вода.

Меройотносительной силы протолитов в водном растворе служит величина рКк.В соответствии с определением  рКк:

·    слабая кислотаявляется тем более сильным протолитом, чем ниже значе­ние рКк соответствующейсопряженной пары;

·    слабое основаниеявляется тем более сильным протолитом, чем выше значение рКк  соответствующейсопряженной пары.

А13+• Н2О + Н2О = А1ОН2+ + Н3О-

Слабымиоснованиями по Бренстеду будут все анионы, сопряженные со слабыми кислотами ине содержащие собственных протонов:

/>

Многиегидроанионы, такие как />, />, />, /> в водном растворе являютсяамфолитами. Их протолиз протекает в малой степени и состоит из двух реакций, водной из которых реагент играет роль слабой кислоты, а в другой — роль основания.

/>

Амфолитамипо отношению к воде являются также амфотерные гидроксиды, такие как Ве(ОН)2,Zп(ОН)2, А1(0Н)3и Сг(ОН)3. Они мало раство­римы в воде; та их часть, котораяпереходит в раствор, быстро гидратируется ( условно одной молекулой воды,например А1(ОН)3×Н2О ) и вступает в две одновременно протекающие реакциипротолиза ( как кислота и как основание ):

/>

Определение кислот и оснований по Бренстеду позволяетсистематизировать множество химических реакций. В первую очередь это относитсяк тем реакциям, которые по Аррениусу рассматриваются как нейтрализация игидролиз солей ( 1, ст. 146 — 161 ). Реакция нейтрализация по Бренстеду обратнаяавтопротолизу воды, а поскольку последний протекает в малой степени, то реакциянейтрализации оказывается практически необратимо проходящей до конца.

Рассмотрим реакцию нейтрализации между эквимолярнымиколичества НС1 и NаОН в водномрастворе, она характеризуется процессами:

протолиз      />

электролитическая диссоциация   /> 

нейтрализация /> 

По Бренстеду NаОН неесть основание ( как в теории Аррениуса ), а служит лишь источником ионов ОН-в водном растворе ( сами же ионы являются сильнейшим основанием ).

Более общее понятие о природекислот и оснований и их диссоциации имеет теория Г. Льюиса. Он обозначил кислотукак акцептор пары электронов, а основание как  донора электронной пары. Согласнотеории Г. Льюиса кислотно – основные реакции – это взаимодействия в которых неразделеннаяпара электронов молекулы основы присоединяется к молекуле кислоты, в следствии чеговозникает ковалентная связь. Взаимодействие между кислотой ( />) и основанием ( Н2О) с получением Н2SO4 можно изобразить схемой приведенной на рисунке 1.

/> 

Рис. 1.

Теория Г. Льюиса очень удобнадля выяснения механизма органических реакций. Но для пояснения характера кислотно– основных взаимодействий более целесообразно использовать теорию Бренстеда.

Теория Бренстеда развита идополнена 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. Физическиесвойства оснований.

Рассмотрим обобщенные физическиесвойства оснований, их агрегатное состояние, растворимость в воде и других растворителях,цвет, электропроводимость плотность и другие параметры. Эти параметры позволят далеепрогнозировать применение гидроксидов в промышленности, связать их физические ихимические свойства.

 

2.1           Физическиесвойства оснований.

Щелочи ( гидроксиды натрия,калия, лития ) образуют твердые, белые, очень гигроскопические кристаллы. Температураплавления /> 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 настолькокак щелочи. Образуют гексагональную кристаллическую решетку, температуры плавленияих не высоки из – за разложения на оксид и воду.

Гидроксиды других металлов( алюминия, меди, цинка и др. ) образуют осадки разных цветов, чаще белые. Имеющиецвет гидроксиды используют в качестве пигментов при производстве эмалей, глазурей.

2.2           Растворимостьв воде, произведение растворимости.

Хорошо в воде растворимы лишьщелочи, значительно меньше основания металлов второй группы (главной подгруппы),а все остальные в воде практически не растворимы.

За нормальных условий в 1л. воды растворяется 494 г КОН.  Гидроксид  лития в воде растворяется значительнохуже, чем гидроксиды других щелочных металлов. При температуре 0°С в 1 л. воды растворяется109 г />.

Для характеристики растворимостимолорастворимых в воде электролитов введено понятие произведения растворимости ПР.Оно равно произведению равновесных молярных концентраций катионов и анионов этоговещества в насыщенном водном расстворе. Рассмотрим произведение растворимости напримере гидроксида марганца.

/>, ПР= 2,3×10-13

растворимость вещества будетравна: /> 

С помощью произведения растворимостиможно вычислить значения концентраций ионов в растворе. Значения произведений растворимостимногих  молорасстворимых в воде оснований приведены в таблице 1 ( где рПР=-lg ПР ).

Таблица 1. Значения произведенийрастворимости 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

Значения произведений растворимостишироко используют в химических расчетах в аналитической химии, токсикологии.

2.3           Константа диссоциации растворимых оснований.

Из предыдущего подразделаможно увидеть, что большинство гидроксидов за нормальных условий  не растворимыв воде. И лишь щелочи и гидроксиды второй группы, главной подгруппы, периодическойсистемы химических элементов Д. И. Менделеева, растворимы в воде в той или иноймере.

В водных растворах гидроксидыдиссоциируют на ионы. Рассмотрим диссоциацию гидроксида натрия: />, по такой же схеме диссоциируют и другие гидроксиды:

 />

/>

/> 

В водных растворах щелочибудут дисоциированы полностью, а гидроксиды бария, кальция, магния диссоциируютлишь в некоторой мере.

Для выражения меры диссоциации электролита служит понятиестепени диссоциации [ 1, ст. 228 – 232 ]. Степенью диссоциации электролита называютотношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числуего молекул в растворе. Слабые электролиты в растворе дисоциированы частично и врастворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекуламии ионами. К этому равновесию можно применить законы химической кинетики и записатьконстанту диссоциации:

/>

/>

Константы диссоциации позволяютвычислять РН раствора, сравнивать силы разных электролитов между собой. Значенияконстант диссоциации некоторых оснований приведены в таблице 2.

Таблица 2. Значения константдиссоциации оснований.

Основание

Кд

NH4OH

1,76×10-5

LiOH

6,8×10-1

Pb(OH)2

3,0×10-4, 3,0×10-8

Для выражения меры кислотностиили щелочности среды в химии используют понятие водородного показателя.

Для сильных электролитов онравен: />, гдеС – молярная  концентрация основания. Для слабых оснований принята формула:  />, где />, тогда водородныйпоказатель среды будет равен: />.

Величина водородного показателяоснований, а также и других химических веществ в значительной мере зависит от температурысреды.

Глава 3. Основныеспособы получения оснований.

Основания используют для разнообразныхцелей ( см. Главу 5.  ) в химии и промышленности. Поэтому нужно знать методы ихполучения. Все методы получения оснований разделены на промышленные и лабораторные,которые отличаются между собой лишь массой полученного продукта. В лабораторныхусловиях получают небольшие количества веществ, а в промышленных масштабах их получаютсотнями тонн. Поэтому эти методы различаются между собой используемыми реагентамии оборудованием, температурами проведения реакций, выходом. Рассмотрим эти способыболее детально.

3.1     Лабораторныеспособы получения оснований.

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

Рассмотрим основные способыполучения гидроокисей  в лаборатории.

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

/>

/>

/>  

Эти реакции достаточно опасныиз–за использования активных металлов: натрия, калия, лития. Нельзя использоватьв этих реакциях большие количества щелочных металлов, они могут вспыхнуть и дажевзорваться.

В лабораторных условиях нашлисвое применение и упрощенные промышленные способы получения гидроксида натрия. Почему именно гидроксида натрия? потомучто он наиболее широко используется из всех гидроксидов в химии и промышленности.Для его получения  используют электролизный метод. Схема проточной электролизнойустановки 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 изжелезной  или стальной сетки;

5 – стеклянный колокол;

 6 – сифон для вытесненияраствора из катодного пространства;

7 – стакан для приема щелочи.

Рис. 2.

Концы графитовыханодов, выступающие над раствором, необходимо предварительно пропитать расплавленным парафином, чтобы электролит не поднимался по капиллярам и не разрушал контакт смедью. Контакт медного провода с графитовым анодом осуществляют с помощьюмедного колпачка, плотно одетого на анод, или  тугой намоткой зачищенногомедного провода на конец электрода. Катодом служит железная или стальная сетка.Она должна своей верхней частью плотно входить в стеклянный колокол так, чтобы водородне попадал в анодное пространство. Асбест, предварительно смоченный водой, сдобавкой очень  небольшого количества силикатного клея наносят в виде кашицы нанаружную сторону железной сетки (толщина слоя 5 – 10мм). После того как асбествысохнет, его можно слегка прокалить для того, чтобы  диафрагма оставаласьпрочной и в электролите. Необходимая  скорость подачи и перетекания электролитадостигается с помощью делительной воронки с краном, как показано на рисунке 1.

Хлор иводород можно использовать для получения синтетической соляной кислоты. С этойцелью их подают в горелку, представляющую собой стеклянный тройник, заполненныйсиликагелем.

Вытекающийиз электролизера раствор выпаривают в фарфоровой чашке. Время от времени сливаяс осадка поваренной соли жидкую часть, к концу выпаривания температуру доводятдо 500° С. Затем расплав щелочи  охлаждают, дробят и хранят в закрытойстеклянной посуде. Совершенно чистую щелочь получают охлаждением 35-процентногораствора технического едкого натра до 5° С. При этом выпадают кристаллы NaОН × 2Н2О и NaOH × 4Н2О, которые отделяютот раствора  и прокаливают.

С помощью этой же установкиможно получать и гидроксид калия и гидроксид лития. При получении щелочей на даннойустановке нужно соблюдать особые меры осторожности, ведь одним из продуктов электролизабудет хлор.

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

/>

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

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

/> 

/> 

Гидроксид меди ( синего цвета) и гидроксид никеля (зелено – синего цвета) выпадут в осадок. После фильтрованияраствора и промывания осадка, его можно использовать в химических процессах. Такимобразом, получают гидроксиды меди ( ІІ ), цинка, кобальта, кадмия, ртути (ІІ ), олова, свинца, марганца, титана, хромаи многих других металлов.

3.2           Промышленныеспособы получения оснований.

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

В промышленных масштабах получаютлишь несколько гидроксидов: NaOH, ROH, LiOH. Из них самый распространенный — NaOH. Рассмотрим методы получения гидроксиданатрия NaOH в химической промышленности.

Для получения гидроксида натрияв химической промышленности используют электролиз.  Электролитом выступает растворхлорида натрия ( поваренной соли ). Во время электролиза через раствор электролитапропускают постоянный электрический ток и на электродах при этом проходят процессыокисления и восстановления.

/>Электролиз раствора хлорида натрия сцелью получения  гидроксида натрия ведут двумя способами: на желез­ном катоде ина ртутном катоде. Анодом в обоих случаях служит искусственный графит. Установкадля промышленного получения гидроксидов натрия и калия приведена на рисунке 3.  Приэлектролизе по первому способу на катоде выделяется водород, а в прикатодномпространстве накапливается щелочь. На аноде выделяется хлор  и частично кислород.Уравнения электродных  реакций:

накатоде: />

Рис. 3.                                    нааноде: />

Суммарноеуравнение электролиза будет:

/> 

При электролизепо второму методу на ртутном катоде восстанавливается не водород, а натрий.Восстановление натрия возможно благодаря высокому перенапряжению разряда ионов водородана ртути и образованию интерметаллического соединения натрия с ртутью (растворыметаллов в ртути принято называть амальгамами). При этом потенциал восстановлениянатрия на ртути снижается до — 1,8В против /> на натрии.

Наэлектродах протекают следующие реакции:

накатоде:  />

нааноде:  />

Тогда суммарнаяреакция процесса электролиза будет: />

Амальгамунатрия затем разлагают водой. Натрий вступает в реакцию с водой с образованиемщелочи и водорода, причем полученный таким способом гидроксид натрия отличаетсявысокой чистотой.

Дляэлектролиза применяют чистую поваренную соль. Ее предварительно очищают отионов Са2+ действием соды и от ионов Мg2+ действием едкого натра; осадок углекислого кальция игидроокиси магния отфильтровывают. Электролизу подвергают почти насыщенныйраствор хлористого натрия (300 – 310 г/л соли) при 70 – 90°С. При такойконцентрации и температуре электропроводность раствора высока, а растворимость хлорамала (не более 0,25 г/л), перенапряжение разряда ионов хлора минимально, а кислорода– максимально. При рН=7 />, />. Поэтому анодную реакциюнеобходимо вести на таком электроде, на котором перенапряжение кислорода былобы более высоким, чем хлора. Этому требованию удовлетворяет графит.

При iо>0,1 а/см3 доля кислорода, образующегосяна аноде, по сравнению с хлором мала. Поэтому расходом электричества на этупобочную реакцию можно пренебречь. Выделяющийся кислород в основном идет на окислениегра­фита, хлор же в реакцию с графитом не вступает. При более низкой плотноститока количество выделяющегося кислорода становится соизмеримым с количеством хлора.Хлор частично взаимодействует с водой: />.

Вщелочной среде эта реакция протекает очень быстро. Анионы /> , в свою очередь, могутокисляться на аноде до />. Перечисленные побочные реакции снижаютвыход по току для гидроксида натрия.

Попаданиеанионов /> ванодное пространство крайне нежелательно, так как при этом почти весьвыделяющийся хлор вступает в реакцию со щелочью. Разделение катодного и.анодного пространства диафрагмой замедляет, но не исключает это явление. Защелачиваниеанодного пространства исключается, если электролит перетекает от анода ккатоду. Небольшое количество хлора, которое растворяется, в конечном итоге иливосстанавливается до ионов />, достигая катода, или вступает вреакцию со щелочью. Количество хлора, переносимого раствором в катодноепространство, можно уменьшить, если выбрать такую скорость перетеканияраствора, которая лишь ненамного превышала бы скорость диффузии ионов />. Скоростьперетекания электролита рассчитывают по величине силы тока и концентрации полу­чаемойщелочи с помощью приведенной ниже формулы:

/>, ( 1 )

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

Рассчитаемприблизительную скорость протекания раствора при силе тока I = 10А, />. Выход по току будем считатьравным 100 %.

/>

Принизких скоростях перетекания электролита площадь диафрагмы должна быть повозможности небольшой, с тем, чтобы исключить проникновение ионов /> в анодноепространство.

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

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

силатока  … 20000—30 000 А

плотностьтока на катоде… .         0,06—0,09 а/см2

плотностьтока на аноде  … .         0,082 а/смг

напряжениена электродах… .      3,3—3,6 в

выход потоку… 94—96%

концентрацияедкого  натра в

электролите… 130—140г/л

Вытекающийиз электролизера раствор, кроме едкого натра, содержит значительное количествоповаренной соли, которая загрязняет щелочь.

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

Приэлектролизе раствора поваренной соли в ванне с ртутным катодом нетнеобходимости разделять электроды диафрагмой. Ртуть покрывает нескольконаклонное дно ванны слоем толщиной 2—3 мм и через щель вытекает в емкость дляразложения амальгамы. На аноде, как и в первом случае, выделяется хлор.

Перенапряжениевосстановления водорода на ртути наиболее высокое в растворах с рН=7.Загрязнение ртути другими металлами приводит к резкому снижению перенапряженияводорода.  Восстановление натрия на ртути происходит при φ = -1,8 В. Водородвыделяется, уже в заметных количествах при -1,9 В. Скорость протекания ртути вэлектролизере устанавливают такой, чтобы получалась 0,25 % амальгама натрия. С увеличениемконцентрации натрия амальгама становится более вязкой, а также наблюдается еечастичное разложение в электролизере под напряжением. Амальгама натрияразлагается водой медленно. Для того чтобы ускорить этот процесс, в амальгамупогружают пакеты из использованных графитовых анодов. В этом случае графитобразует с амальгамой короткозамкнутые гальванические элементы: графит –раствор щелочи – амальгама. Водород восстанавливается на графите значительнолегче, чем на ртути, что приводит к увеличению скорости разложения амальгамы.Уравнения электродных реакций, которые протекают на катоде и аноде будут:

накатоде: />

нааноде: />

Суммарнополучим следующее уравнение: />

Реакцияразложения амальгамы натрия водой сопровождается выделением теплоты. Процессведут при 80 – 100°С. Выход по току при электролизе с ртутным катодом составляет96 – 98 %. Процесс сопровождается следующими побочными реакциями. Растворенный хлордостигает катода и восстанавливается на ртути до ионов />. Под действием кислорода анод постепенноразрушается, кусочки графита попадают на ртуть и снижают перенапряжение водорода.На аноде в небольшом количестве выделяется кислород. Состав анодного газа:

Хлор –96 -97 %,

Углекислыйгаз – до 1,5 %,

Водород– до 0,5 %.

Следует отметить,что пары ртути ядовиты, а при разложении амальгамы в 1 м3 водорода содержится50 – 80 мг ртути. Очистку водорода от паров ртути осуществляют хлором или сернистымгазом – SO2. указанным способом удается уменьшить содержание ртутидо 1 мг/ м3.

Напряжениев ванне с ртутным катодом выше, чем с железным ( 4,4 – 4,6 В против 3,3 – 3,6 В).

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

Одним изнаиболее распространенных и употребляемых в химическом синтезе оснований есть гидроксидаммония NH4OH. Получают ее при гидратации аммиака в колоннах синтеза. При растворенииаммиака в воде будут происходить следующие реакции:

/>  

Гидроксидаммония вещество очень нестойкое, при нагревании оно разлагается с выделением аммиакаи воды.

Глава 4. Химические свойства.

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

4.1          Взаимодействиес кислотами. Реакция нейтрализации.

Все основания, даже нерастворимыев воде, вступают в реакцию взаимодействия с кислотами. Еще эту реакцию называютреакцией нейтрализации. Реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием,продуктами которой будет соль и вода.

Примером этой реакции можетбыть взаимодействие соляной кислоты и гидроксида натрия: />. Если кислота двухосновная, то реакция будет иметь вид: />. Но может быть ситуация, когда естьнедостаток одного реагирующего вещества, например гидроксида калия, тогда в реакциисреди ее продуктов будут кислые соли – соли в которых атомы металла не  вытесниливсе ионы гидроксила />.

/>.

В последней реакции получилсягидросульфат калия />. При наличии гидроксида калия возможнодальнейшее вытеснение ионов />:

/>

Такие процессы характерныдля щелочей. Для гидроксида натрия:

/>

 />

/>

При недостатке кислоты могутполучаться основные соли. Запишем реакцию взаимодействия гидроксида алюминия с сернойкислотой:

 />

/>

В реакции есть недостатоксерной кислоты, поэтому выделяется /> - гидроксосульфат алюминия, которыйможет реагировать с серной кислотой с получением сульфата алюминия: />.

4.2          Взаимодействиес кислотными оксидами.

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

/>

/>

/>

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

/>

/>

/> - гидрокарбонат кальция, /> — гидросульфит натрия.

Кислые соли также могут далеереагировать с основами с получением нормальных солей: />

4.3          Амфотерныегидроксиды, взаимодействие с гидроксидами щелочных металлов.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие иобразовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. К такимгидроксидам принадлежит гидроксид цинка. При взаимо­действии его, например, ссоляной 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 получитсягексагидроксоалюминат калия К3[Аl(ОН)]6. в расплаве эта реакциябудет проходить с немного другими продуктами:

/>

/>

/>

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

Гидроксиды, обладающиеэтим свойством, называются амфотерными гидроксидам, или амфотернымиэлектролитами. К таким гидроксидам кроме гидроксида цинка относятся гидроксидыалюминия, хрома и некоторые другие.

Явление амфотерности объясняется тем, что в молекулахамфотерных электролитов прочность связи между металлом и кислородом незначительноотличается от прочности связи между кислородом и водородом. Диссоциация такихмолекул возможна, следовательно, по местам разрыва обеих этих связей. Еслиобозначить амфо­терный электролит формулой RОН, то его диссоциацию можно выразить схемой:

/>

Таким образом, в раствореамфотерного электролита существует сложное равновесие, в котором участвуютпродукты диссоциации как по типу кислоты, так и по типу основания. Явление амфотерностинаблюдается также среди многих органических веществ. Важную роль оно играет в биохимии,например, белки имеют амфотерные свойства.

4.4          Термическоеразложение нерастворимых в воде оснований.

Многие нерастворимые в водеоснования разлагаются при нагревании. Продуктами разложения будут оксиды соответствующихметаллов и вода. Температура нагревания зависит от металла, который входит в составоснования и колеблется от 200°С и выше.

Запишем реакции разложениядля гидроксидов цинка, меди, алюминия:

/>

Продукты  приведенных реакцийвода и оксиды металлов: />, /> и />.

4.5          Взаимодействиес солями металлов.

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

/> 

/>

/>

С помощью этих реакций получаютнерастворимые в воде гидроксиды многих металлов, которые затем используют в химическомсинтезе, медицине и т. д.

Глава 5. Использованиеоснований в химии и промышленности.

Основания широко используютсякак в лаборатории химии, так и в химической промышленности, находят они своеприменение и в быту.

Рассмотрим применение наиболеешироко используемых оснований.

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

Гидроксид натрия,/>.

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

Гидроксид калия,/>.

Служит исходным веществомдля получения многих солей калия, жидких мыл и некоторых красителей. Используетсякак электролит, вместе с гидроксидом лития, в никель – кадмиевых аккумуляторах,в виде спиртового раствора для производства ксантогенатов – полупродуктов в производствефлотоагентов.

Гидроксид аммония,/>.

Его производство в миресоставляет около 10 – 12 млн. тонн. Используют его как удобрение, при производствеживотных кормов для повишения их пищевой ценности и как консервант, при производствесоды, красителей, в электролитическом производстве соединений  марганца, в лабораторнойпрактике. 

Гидроксид кальция,/>.

Гидроксид кальция (гашенаяизвесть) применяется в производстве строительных материалов, из него изготовляютизвестковый строительный раствор. Из него изготовляют хлорную известь ( смесь />/>/> ) и другие соединения кальция, известковые удобрения,защитные средства для растений. При помощи гидроксида кальция смягчают воду, дубяткожи, нейтрализуют сточные воды, выделяют соли органических кислот из растительныхсоков.

Гидроксид лития,/>.

Применяется для наполнениящелочных аккумуляторов, что увеличивает их строк действия, используется для изготовленияэмалей и стекол.

Гидроксид магния,/>.

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

Области применения других,менее распространенных гидроксидов указаны в таблице 3

Таблица 3. Области применениягидроксидов 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 классовнеорганических веществ, который наряду с кислотами, оксидами и солями составляетоснову неорганической химии. Они широко используются в разных  областях химии ихимической 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 быласистематизация знаний о таком классе неорганических химических веществ как основы,нужно было свести воедино их химические и физические свойства, их получение и использованиев промышленности.

В работе особое внимание былоуделено освещению понятия оснований, как одного из классов неорганических веществна основе современных кислотно – основных теорий Бренстеда, Льюиса, Измайлова. Усановича.Также были рассмотрены промышленные методы получения щелочей на примере гидроксиданатрия [ 3, ст. 36 – 42 ].  Большое внимание уделено способам применения основанийкак в быту так и в химической, медицинской, строительной промышленности, где онинаходят свое применение. Главные области применения конкретных веществ вынесеныв специальную справочную таблицу для удобства пользования.

Изучение свойств основанийимеет большое значение при изучении химии, а также для развития научного мировоззрения.

Список использованнойлитературы.

1.        Глинка Н. Л. Общаяхимия. – Л.: Химия, 1988. – 702 с.

2.        Крешков А. П., ЯрославцевА. А. Курс аналитической химии. – М.: Химия, 1964. – 430 с.

3.        Подобаев Н. И.Электролиз. – М.: Просвещение, 1989, 100 с.

4.        Полеес М. Э. Аналитическаяхимия. – М.: Медицина, 1981. – 286 с.

5.        Рабинович В. А., ХавинЗ. Я. Краткий химический справочник. – Л.: Химия, 1978. – 331 с.

6.        Химия: Справочноеиздание/ под ред. В. Шретер, К.-Х, Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. –М.: Химия, 1989.– 648 с.

7.        Химическая энциклопедияв 5 т. / под ред. И. Л. Кнунянца. – М.: Советская энциклопедия, 1990.   

8.        Щукарев С. А. Неорганическаяхимия. – М.: Высшая школа, 1970. – 437 с.