Введение.

    В настоящее время человечество настолько  приспособилось к жизни, что мысли  о происхождении многих вещей, и веществ из которых они состоят, посещают нас не часто. А ведь это очень ценные знания, которые широко применяются в науке и технике. Знание свойств и природы вещества помогают человеку получать требуемые соединения с наименьшими затратами времени и ресурсов. Моя работа посвящена изучению свойств и способов получения таких соединений, как щелочи. Важное химическое свойство щелочей — способность образовывать соли в реакции с кислотами, поэтому их применяют в огромном множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд. Более того, не смотря на «агрессивность» щелочей, они могут использоваться и при приготовлении пищи.

    Цель  моей работы – определить значимость получения и применения щелочей в промышленности.

      Задачи:

    - изучить физические и химические свойства щелочей;

    - рассмотреть реакции взаимодействия  их с другими веществами;

    - разобрать способы получения щелочей в лабораторных условиях и в производстве (на конкретном примере гидроксида натрия);

    1.Щелочи.

    Если  вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно  отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Существует много оснований, которые состоят из атома какого-либо металла и присоединенных к нему гидрокси-групп.

    Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания  легко составить по валентности  металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения. Таким образом, основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидрокси-группами.

    Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами.

    Щелочи  составляют лишь небольшую часть  всех оснований. К щелочам относятся  гидроксиды металлов подгрупп Iа и IIа  периодической системы, например NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), KOH – гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 – гидроксид кальция или гашеная известь (его раствор называется известковой водой), Ba(OH)2 – гидроксид бария (едкий барит). Едкие щелочи — тривиальное название гидроксидов лития LiOH, натрия NaOH, калия КОН, рубидия RbOH, и цезия CsOH. 
 К щелочам иногда относят соли сильных оснований и слабых кислот, водные растворы которых имеют щелочную реакцию, например гидросульфиды NaSH и KSH, карбонаты Na₂СО₃, а также ТlОН, аммиачную воду.

    Получают щелочи: электролизом хлоридов щелочных металлов, обменными реакциями между солями щелочных металлов и гидроксидами щелочно-земельных металлов; действием воды на оксиды щелочно-земельных металлов.

    Щёлочи  широко применяются в промышленности. Важное химическое свойство щелочей  — способность образовывать соли в реакции с кислотами. 
Щелочи, создают в водном растворе большую концентрацию ионов ОН^-.

    Обычно  к щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Щелочные металлы- химические элементы главной подгруппы 1 группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева: Li - литий,   Na - натрий, K - калий, Rb - рубидий ,   Сs- цезий, Fr - франций. Атомы щелочных металлов имеют на внешней оболочке по 1 s - электрону, а на предшествующей - 2 s  и 6 р- электронов ( кроме лития). Степень окисления щелочных металлов  в соединениях всегда равна  + 1.Щелочные металлы в химических соединениях очень активны - быстро окисляются кислородом воздуха, бурно реагируют с водой, образуя щёлочи. Характерной особенностью строения атомов щелочных металлов является наличие одного электрона на внешнем электронном уровне. Благодаря этому все они с легкостью отдают электрон, переходя к законченной электронной оболочке предыдущего уровня, являясь очень сильными восстановителями. Хотя щелочные металлы чрезвычайно распространены на Земле, в природе они существуют исключительно в виде соединений из-за высокой восстановительной активности.

     Na, K открыты Гемфри Дэви в 1807 г., впервые начавшим широко применять  электролиз.

    Li — Йоханн Арфведсон (Швеция, 1817),

     Rb — Р. Бунзен, Г. Кирхгофф (Германия, 1861),

     Cs — Р. Бунзен, Г. Кирхгофф (Германия, 1860),

    Fr — М. Пере (Франция, 1939).

    Щелочные  металлы — мягкие (натрий режется  ножом, как сливочное масло, остальные  несколько жестче) металлы серебристо-белого до серого цвета (цезий - желтый)с характерным блеском, очень быстро тускнеющие на воздухе. Легкоплавки и подвижны. Агрессивны, взрывоопасны (хранятся в атмосфере инертного газа или под слоем керосина).

     Гидроксиды щелочных металлов - едкие щелочи - хорошо растворимы в воде (хуже - LiOH), гидроксиды щелочно-земельных металлов - плохо. Едкие щёлочи представляют собой твердые, белые, очень гигроскопичные вещества. Щёлочи - сильные основания, очень хорошо растворимые в воде, причём реакция сопровождается значительным тепловыделением. Щёлочность (основность) определяется валентностью металла, радиусом внешней электронной оболочки и электрохимической активностью: чем больше радиус электронной оболочки (увеличивается с порядковым номером), тем легче металл отдает электроны, и тем выше его электрохимическая активность и тем левее располагается элемент в ряду электрохимической активности металлов, в котором за ноль принята активность водорода.

    Кроме того, едкие щёлочи растворимы в  этаноле и метаноле. Едкие щелочи (за исключением LiOH) термически устойчивы до температуры выше 1000 °С, гидроксиды щелочно-земельных металлов и LiOH разлагаются при более низких температурах.  
Щелочи жадно поглощают из воздуха воду, СО₂, SO₂, H₂S и NO₂. Если не принимать мер предосторожности, они всегда будут содержать кристаллизационную воду, примесь карбоната, суьфата, сульфида, нитрата и нитрита. Для обезвоживания щелочи нагревают в атмосфере, свободной от СО₂, едкие щелочи освобождают от примеси карбоната перекристаллизацией из этанола. Водные растворы едких щелочей разрушают стекло, расплавы - фарфор и платину. Плавят едкие щелочи в сосудах из серебра, никеля или железа, хранят в полиэтиленовых сосудах. Растворы едких щелочей нельзя долго хранить в стеклянных сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, которые прилипают к шлифу вследствие взаимодействия щелочи со стеклом.

    Под действием едких щелочей кожа человека сильно разбухает и становится скользкой; при более продолжительном действии образуется очень болезненный глубокий ожог. Твердые щелочи  и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (работать с ними рекомендуется в защитных очках).  
Щелочи хорошо растворимы в воде, и химики чаще имеют дело с водными растворами щелочей. Если раствор щелочи все-таки попал в лицо, необходимо промыть глаза большим количеством воды, а затем разбавленным раствором слабой кислоты (например, уксусной). Этот способ медицинской помощи основан на реакции нейтрализации.

    Рассмотрим  типичные реакции нейтрализации  между щелочью и кислотой при помощи структурных формул:

    Пунктирными линиями показаны наиболее слабые химические связи в основании и кислоте, которые разрываются в реакциях нейтрализации. Такая схема наглядно показывает различие между кислотами и основаниями: кислоты склонны отщеплять атомы водорода, а основания – гидрокси-группы.

    В реакцию нейтрализации с кислотами легко вступают все основания, а не только щелочи.

    Разные  основания имеют разную способность  отщеплять гидрокси-группы, поэтому  их, подобно кислотам, подразделяют на сильные и слабые основания. В таблице сила оснований уменьшается сверху вниз в каждой колонке.

    Таблица. Классификация оснований по силе.

    Но  не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) мы называем ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде. Основными методами определения щелочей в растворах являются реакции на гидроксильную группу (OH-). Растворы щелочей окрашивают индикаторы: лакмус – в синий цвет, фенолфталеин – в малиновый цвет. Индикатор метиловый оранжевый (или метилоранж) в растворах щелочей имеет желтый цвет. Чем больше гидроксилов находится в растворе, тем сильнее щелочь и тем интенсивнее окраска индикатора.

    1.1.Гидроксиды бария, калия и кальция.

    Гидроксид бария (едкий барит)

     Ba(OH)₂ – основной гидроксид бария. Хорошо растворим в воде, при растворении получается баритовая вода. Образует кристаллогидрат Ba(OH)₂•8H₂O.

    Гидрокси́д  ка́лия.(рис.1)

    Гидрокси́д  ка́лия (лат. Potassium hydroxide, «калиевый щёлок») — KOH.

    Тривиальные названия: едкое кали, каустический поташ.

    Бесцветные, очень гигроскопичные кристаллы. Водные растворы КОН имеют сильнощелочную реакцию. Получают электролизом растворов KCl, применяют в производстве жидких мыл, для получения различных соединений калия.

    Каустический  поташ (едкое кали). Соединения калия менее распространены и поэтому более дороги, чем соответствующие соединения натрия. Они применяются только в тех случаях, когда необходим присущий им комплекс физико-химических свойств, не обеспечиваемый соединениями натрия. Гидроксид калия KOH, в обиходе называемый каустическим поташем, не является исключением из этого правила. Подобно каустической соде, каустический поташ можно получить путем обработки раствора карбоната калия K₂CO₃ гашеной известью Ca(OH)₂ или электролизом раствора хлорида калия. Этот материал продается в виде массивных блоков, хлопьевидной массы, гранул или небольших кусков, а также 40 и 50%-х растворов.

    Главная область применения гидроксида калия  – производство мягкого мыла. Смеси  калиевых и натриевых мыл используются для получения жидких мыл, моющих средств, шампуней, кремов для бритья, отбеливателей и некоторых фармацевтических препаратов. Другая важная область применения каустического поташа – производство различных солей калия. Например, перманганат калия получают путем сплавления диоксида марганца с каустическим поташем и последующего окисления образовавшегося манганата калия в электролизной камере. Дихромат калия можно получить аналогичным способом, хотя чаще его изготовляют сплавлением тонко измельченной хромитной руды (FeO × Cr₂O₃) с карбонатом или гидроксидом калия и воздействием на полученный хромат кислотой с образованием дихромата калия. Каустический поташ также применяют вместе с каустической содой в производстве многих красителей и других органических соединений.

    Гидроксид кальция(рис.2).

    Гидрокси́д  ка́льция — химическое вещество, сильное основание, формула Ca(OH)₂. Представляет собой порошок белого цвета, плохо растворимый в воде.

     Тривиальные названия

• гашёная известь — так как получают путём «гашения» (то есть взаимодействия с водой) «негашёной» извести оксида кальция;
• известковая вода — прозрачный (близкий к насыщенному) водный раствор;
• известковое молоко — водная суспензия.
• пушонка — сухой гидроксид кальция.

    Часто называют просто известь или извёстка (так же называют и оксид кальция).

    Получают  путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»):

    CaO + H₂O → Ca(OH)₂

    Эта реакция экзотермическая, идёт с  выделением 16 ккал (67 кДж) на моль.

    Внешний вид — белый порошок, мало растворимый  в воде:

    Гидроксид кальция является довольно сильным  основанием, из-за чего водный раствор  имеет щелочную реакцию.

    Как и все гидроксиды, реагирует с  кислотами (см. реакция нейтрализации) с образованием соответствующих солей кальция:

    Ca(OH)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2H₂O,

    по  этой же причине раствор гидроксида кальция мутнеет на воздухе, так  как гироксид кальция, как и другие сильные основания, реагирует с  растворённым в воде углекислым газом:

    Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

    Если  продолжить барботацию углекислого  газа, выпавший осадок растворится, так  как образуется кислая соль — гидрокарбонат  кальция:

    CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂,

    причём  при нагревании раствора гидрокарбонат  снова разрушается и выпадает осадок карбоната кальция:

    2Ca(HCO₃)₂ →(t) CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

    Гидроксид кальция реагирует с монооксидом  углерода при температуре около 400°C:

    Ca(OH)₂ + CO →(t) CaCO₃ + H₂↑

    Применение:

• при побелке помещений;
• для приготовления известкового строительного раствора. Известь применялась для строительной кладки с древних времён. Смесь обычно приготавливают в такой пропорции: к 1 часть смеси оксида кальция (негашёной извести) с водой добавляют 3—4 части песка (по массе). При этом происходит затвердевание смеси по реакции:

    Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

    Это экзотермическая реакция, выделение  энергии составляет 27 ккал (113 кДж). Одновременно происходит и образование силиката кальция:

    CaCO₃ + SiO₂ → CaSiO₃ + CO₂↑

    Как видно из реакции, в ходе её выделяется вода. Это является отрицательным фактором, так как в помещениях, построенных с помощью известкового строительного раствора долгое время сохранется повышенная влажность. В связи с этим, а также бладодаря ряду других преимуществ перед гидроксидом кальция, цемент практически вытеснил его в качестве связующего строительных растворов;

• для приготовления силикатного бетона. Состав силикатного бетона одинаков с составом известкового строительного раствора, однако он готовится другим методом — смесь оксида кальция и кварцевого песка обрабатывается не водой, а перегретым (174,5—197,4°C) водяным паром в автоклаве при давлении 9—15 атмосфер;
• для устранения карбонатной жёсткости воды (умягчение воды). Реакция идёт по уравнению:

    Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O;

• для производства хлорной извести;
• для производства известковых удобрений;
• каустификация карбоната натрия и калия;
• дубление кож;
• получение других соединений кальция, нейтрализация кислых растворов (в том числе сточных вод производств), получение органических кислот и проч.

    2.Гидроксид натрия

    Гидроксид натрия (рис.3) лат. Natrii hydroxidum; другие названия — каустическая сода, каустик, едкий натр, едкая щёлочь. Самая распространенная щёлочь, химическая формула NaOH. Молярная масса 39.9971 г/моль. Температура плавления 323°C. Температура кипения 1403 °C.В год в мире производится более 57 миллионов тонн едкой щёлочи.

    Интересна история тривиальных названий как  гидроксида натрия, так и других щелочей, название «едкая щёлочь» обусловлено  свойством разьедать кожу, бумагу, стекло и вызывать сильные ожоги. До XVII века, щёлочью (фр. alkali) называли также карбонаты натрия и калия. В 1736 французский учёный А. Л. Дюамель дю Монсо впервые различил эти вещества: гидроксид натрия стали называть каустической содой, карбонат натрия — кальцинированной содой (по растению Salsola Soda, из золы которого её добывали), а карбонат калия — поташем. В настоящее время содой принято называть натриевые соли угольной кислоты. В английском и французском языках слово sodium означает натрий, potassium — калий.

    Гидроксид натрия — сильное химическое основание.

    Водные  растворы NaOH имеют сильную щелочную реакцию (pH 1%-раствора = 13).ΔH⁰ растворения для бесконечно разбавленного водного раствора —44,45 кДж/моль.

    Из  водных растворов при 12,3 — 61,8 °C кристаллизуется моногидрат (сингония ромбическая), температура плавления 65,1 °C; плотность 1,829 г/см³; ΔH⁰_обр −734,96 кДж/моль), в интервале от —28 до —24°С — гептагидрат, от —24 до —17,7°С — пентагидрат, от —17,7 до —5,4°С —тетрагидрат (α-модификация), от —5,4 до 12,3 °C. Растворимость в метаноле 23,6 г/л (t=28 °C), в этаноле 14,7 г/л (t=28 °C). NaOH·3,5Н₂О (температура плавления 15,5 °C); ПДК гидроксида натрия в воздухе 0,5 мг/м³.

    Гидроксид натрия вступает в  реакции:

    1.Нейтрализации с различными веществами в любых агрегатных состояниях, от растворов и газов до твердых веществ:

• c кислотами — с образованием солей и воды:

    NaOH + HCl → NaCl + H₂O

    (в  целом такую реакцию можно  представить простым ионным уравнением, реакция протекает с выделением  тепла (экзотермическая реакция): OH^- + H₃O⁺ → 2H₂O.)

• с амфотерными оксидами которые обладают как основными, так и кислотными свойствами, и способностью реагировать с щелочами, как с твердыми при сплавлении:

    ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

    так и с растворами:

    ZnO + 2NaOH_{(раствор)} + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]_{(раствор)}

    (Образующийся  анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом,  а соль, которую можно выделить  из раствора — тетрагидроксоцинкатом  натрия. В аналогичные реакции  гидроксид натрия вступает и  c другими амфотерными оксидами.)

• с кислотными оксидами — с образованием солей; это свойство используется для очистки промышленных выбросов от кислотных газов (например: CO₂, SO₂ и H₂S):

    2NaOH + CO₂ → NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

    2Na⁺ + CO₃^- + H⁺ + OH^- → NaHCO₃ + Na⁺ + OH^- → Na₂CO₃ + H₂O

    SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

    (1) H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (при избытке NaOH)

    (2) H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1)

    2. Обмена с солями  в растворе:

    2NaOH +CuSO₄ → Cu (OH)₂↓ + Na₂SO₄,

    2Na⁺ + 2OH^- + Cu²⁺ + SO₄^2- → Cu(OH)₂↓+ Na₂SO₄

    Гидроксид натрия используется для осаждения гидроксидов металлов. К примеру, так получают гелеобразный гидроксид алюминия, действуя гидроксидом натрия на сульфат алюминия в водном растворе. Его и используют, в частности, для очистки воды от мелких взвесей.

    6NaOH + Al₂(SO₄)₃ → 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄.

    6Na⁺ + 6OH^- + 2Al³⁺ + SO₄^2- → 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄.

    3. С неметаллами:

    например, с фосфором — с образованием гипофосфита  натрия:

    4Р  + 3NaOH + 3Н₂О → РН₃ + 3NaН₂РО₂.

    3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

• с галогенами:

    2NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O(дисмутация хлора)

    2Na⁺ + 2OH^- + 2Cl^- → 2Na⁺ + 2O^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → NaClO + NaCl + H₂O

    6NaOH + 3I₂ → NaIO₃ + 5NaI + 3H₂O

    4. С металлами: Гидроксид натрия вступает в реакцию с алюминием, цинком, титаном. Он не реагирует с железом и медью (металлами, которые имеют низкий электрохимический потенциал). Алюминий легко растворяется в едкой щёлочи с образованием хорошо растворимого комплекса — тетрагидроксиалюмината натрия и водорода:

    2Al⁰ + 2NaOH + 6H₂O → 3H₂↑ + 2Na[Al(OH)₄]

    2Al⁰ + 2Na⁺ + 8OH^- + 6H⁺ → 3H₂↑ + 2Na⁺[Al³⁺(OH)^-₄]^-

    5. С эфирами, амидами и алкилгалогенидами (гидролиз):

    Гидролиз  эфиров

• с жирами (омыление), такая реакция необратима, так как получающаяся кислота со щёлочью образует мыло и глицерин. Глицерин впоследствии извлекается из подмыльных щёлоков путем вакуум-выпарки и дополнительной дистилляционной очистки полученных продуктов. Этот способ получения мыла был известен на Ближнем Востоке с VII века:

    (C₁₇H₃₅COO)₃C₃H₅ + 3NaOH → C₃H₅(OH)₃ + 3C₁₇H₃₅COONa

    Процесс омыления жиров

    В результате взаимодействия жиров с  гидроксидом натрия получают твёрдые мыла (они используются для производства кускового мыла), а с гидроксидом калия либо твёрдые, либо жидкие мыла, в зависимости от состава жира.

    6. С многоатомными  спиртами — с образованием алкоголятов:

    HO-CH₂-CH₂ОН + 2NaOH → NaO-CH₂-CH₂-ONa + 2Н₂O