Основания

Часто основаниями называют металлсодержащие химические соединения, в которых каждый атом металла связан с одной или несколькими гидроксогруп-пами, например NaOH, Са(ОН)2 и т. п. Однако класс оснований не ограничивается гидроксидами металлов. Понятие «основание» более сложное, оно возникает из рассмотрения кислотно-основных химических равновесий. В реакциях:

OH^-+H2SO4 ↔ HSO4 + H2O

СН3СООН + NH3 ↔ CH3COO^- + NH4⁺

серная и уксусная кислоты взаимодействуют с основаниями, отдавая им протон Н⁺ . Вещества (а точнее, частицы, например анион ОН^-), стремящиеся принять протон, называются основаниями (классическое определение Й. Бренстеда, 1923). Согласно такому определению, основные свойства вещества зависят от партнера — кислоты. Чем сильнее кислота, тем легче основание принимает протон (обратное определение также верно). Так, вода или уксусная кислота в присутствии сильных кислот ведут себя как основания:

H2SO4 + H2O ↔ HSO4^- + Н30⁺ (ион гидроксония)

H2SO4 + СН3СООН ↔ HSO4^- + СН3СООН2⁺

(равновесие в этих реакциях смещено вправо).

Итак, по Бренстеду, нет основания без кислоты, как нет и кислоты без основания. Сила основания в каком-либо растворителе измеряется константой основности (K_b)у которая прямо пропорциональна константе равновесия (К) реакции переноса протона (протолитической реакции) между основанием и растворителем. Например, константа равновесия для раствора аммиака в воде:

NH3 + H2O ↔ NH4⁺ + ОН^-

выражается

K = ([NH₄⁺][OH^-])/([H₂O)[NH₃])

Поскольку в разбавленных растворах концентрация растворителя постоянна, то ее вводят в константу и получают выражение для константы основности:

K_b = ([NH₄⁺][ОН^-])/([NH₃].

По степени диссоциации (см. Электролитическая диссоциация) различают слабые основания, например NH4OH, и сильные основания, например NaOH, Са(ОН)2. Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Все основания — растворимые и практически нерастворимые — реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

NaOH + НСl = NaCl + Н2O

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O