Основания в химии¶
Основания — это класс неорганических соединений, которые в растворах диссоциируют с образованием гидроксид-аниона OH⁻ и характеризуются щелочными свойствами. К основаниям относятся гидроксиды металлов, а также некоторые аммиачные соединения. Основания противоположны кислотам: при их взаимодействии происходит нейтрализация с образованием соли и воды.
¶Строение и классификация
Основания представляют собой соединения, в которых гидроксильная группа OH связана с атомом металла или катионом аммония NH₄⁺. По растворимости в воде основания делятся на две группы:
- Растворимые в воде — так называемые щёлочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид лития LiOH, гидроксид бария Ba(OH)₂, гидроксид стронция Sr(OH)₂, а также гидроксид аммония NH₄OH.
- Нерастворимые (слаборастворимые) — гидроксид железа(III) Fe(OH)₃, гидроксид меди(II) Cu(OH)₂, гидроксид магния Mg(OH)₂, гидроксид алюминия Al(OH)₃, гидроксид цинка Zn(OH)₂ и другие.
По силе основания выделяют сильные (полностью диссоциирующие на ионы, например NaOH, KOH) и слабые (диссоциирующие частично, например NH₃·H₂O, Fe(OH)₂). Некоторые гидроксиды проявляют амфотерные свойства — способны реагировать и с кислотами, и со щелочами. Примерами служат гидроксид алюминия Al(OH)₃ и гидроксид цинка Zn(OH)₂.
¶Химические свойства
Основания обладают рядом характерных реакций:
- Взаимодействие с кислотами (нейтрализация). NaOH + HCl → NaCl + H₂O. Это основная реакция, определяющая химический характер вещества.
- Взаимодействие с кислотными оксидами. Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O.
- Реакции с аммонийными солями. NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O. Реакция идёт при нагревании и сопровождается выделением аммиака.
- Реакции с некоторыми солями. 3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl.
- Реакции с амфотерными гидроксидами и оксидами. Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O.
При термическом разложении нерастворимые основания распадаются на соответствующий оксид и воду: Cu(OH)₂ → CuO + H₂O (при нагревании). Сильные щёлочи термически устойчивы и не разлагаются до температур плавления.
¶Получение
Основания получают несколькими способами:
- Взаимодействие растворимого оксида металла с водой. Na₂O + H₂O → 2NaOH. Способ применим только для щелочных металлов и бария.
- Взаимодействие нерастворимого гидроксида с растворимой щёлочью — для амфотерных соединений: ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂↓ + 2NaCl.
- Электролиз растворов солей — промышленный способ получения NaOH (мембранный или диафрагменный электролиз раствора NaCl).
- Взаимодействие металла с водой — для щелочных и щёлочноземельных металлов: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑.
В промышленности основным объектом производства является гидроксид натрия (едкий натр), который получают электролизом. Гидроксид калия (едкое кали) получают аналогично из KCl.
¶Показатели щёлочной среды
Водные растворы оснований имеют pH выше 7. При концентрации OH⁻, равной 10⁻⁷ моль/л, раствор нейтрален (pH = 7 при 25 °C). Для сильных щелочей pH рассчитывается по формуле pH = 14 + lg[OH⁻]. Индикаторы, такие как фенолфталеин, в щелочной среде окрашиваются в розовый цвет, а универсальная индикаторная бумага даёт синее окрашивание.
¶Применение
Основания находят широкое применение в промышленности и быту:
- Гидроксид натрия NaOH — производство мыла, бумаги, целлюлозы, очистка сточных вод, в качестве щелочного регулятора pH.
- Гидроксид калия KOH — производство мягких мыл, аккумуляторных электролитов, как компонент твёрдых щелочных аккумуляторов.
- Гидроксид кальция Ca(OH)₂ (гашёная известь) — строительство, дезинфекция почв, производство строительных смесей.
- Гидроксид магния Mg(OH)₂ — антацидные препараты, огнестойкие покрытия.
- Гидроксид алюминия Al(OH)₃ — компонент противоязвенных средств, сырьё для получения глинозёма.
¶Роль в биохимии
В живых организмах поддержание кислотно-щелочного баланса обеспечивается буферными системами. Основной буфер крови — гидрокарбонатный, в котором гидрокарбонат-ион HCO₃⁻ играет роль слабого основания, связывая избыток протонов. Аммиак NH₃, выделяемый при аминокислотном обмене, является слабым основанием и участвует в транспорте ионов водорода.
¶Историческая справка
Понятие «основание» восходит к работам Антуана Лавуазье и Хамфри Дэви в конце XVIII — начале XIX века. Теория кислот и оснований была развита в 1884 году шведским химиком Сванте Аррениусом, предложившим ионную теорию электролитической диссоциации. В 1923 году Йоханнес Бёстер и Гилберт Льюис предложили теорию кислот и оснований по Бёстеру — Льюису, согласно которой основание — это донор электронной пары, что существенно расширило класс оснований за счёт аммиака, органических аминов и других соединений, не содержащих гидроксильной группы.
История получения едкого натра связана с алхимическими практиками: соединения натрия получали сплавлением растительных остатков с содой. Промышленный электролиз, внедрённый в конце XIX века, сделал производство NaOH массовым.