Оксиды - это сложные вещества, состоящие из какого-нибудь элемента и кислорода со степенью окисления -2.

Например: K2O, CaO, Fe2O3, СО2, Р2О5, SO3, Cl2O7, OsO4. Оксиды образуют все химические элементы, кроме Не, Ne, Ar. Химическая связь между кислородом и другим элементом бывает ионной и ковалентной. По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. К последним относятся, например, N2O, NO, NO 2 , SiO, SO.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

О с н о в н ы е о к с и д ы. Оксиды, гидраты которых являются основаниями, называют основными оксидами. Например, Na2O, CuO являются основными оксидами, так каким соответствуют основания NaOH, Cu(OH)2. Как правило, основными оксидами могут быть оксиды металлов со степенью окисления +1, +2. Химическая связь здесь ионная.

Оксиды щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и щелочно-земельных металлов (Са, Sr, Ba, Ra), взаимодействуя с водой, дают основания. Например:

К2О + Н2О = 2КОН

ВаО + H2O = Ва(ОН)2

Остальные основные оксиды с водой практически не взаимодействуют. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и дают соль и воду:

Fе 2 О 3 + 3Н 2 SО 4 = Fе 2 (SО 4) 3 + 3Н 2 О

Fе 2 О 3 + 6H + = 2Fе 3 + + 3Н 2 О

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и дают соли:

FeO + SiO 2 = FeSiО 3 (t)

К и с л о т н ы е о к с и д ы. Оксиды, гидраты которых являются кислотами, называют кислотными. К кислотным относятся оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления +4,+5, +6, +7. Например, N 2 O 3 , P 2 O 5 , СrО 3 , Mn 2 O 7 , CO 2 , V 2 O 5 , SO 3 , Сl 2 O 7 - кислотные оксиды, так каким соответствуют кислоты HNO 2 , Н 3 РО 4 , H 2 CrО 4 , НМnО 4 и т. д. (химическая связь здесь ковалентная и ионная). Большинство кислотных оксидов взаимодействует с водой и образует кислоты. Например:

SO 3 + H2O = H2SO4

Мn2O7+ H2O = 2HMnO4

SiO2 + H2O ≠

Кислотные оксиды реагируют с основаниями (щелочами) и дают соль и воду:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 = Са(NО 3) 2 + H 2 O

N 2 O 5 + 2OH‾ = 2NО 3 ‾ + H 2 O

А м ф о т е р н ы е о к с и д ы. Оксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и иногда +2,которые в зависимости от среды проявляют основные или кислотные свойства, т. е. реагируют с кислотами и основаниями, называют амфотерными. Им соответствуют гидраты, кислоты и основания. Например:

Zn(OH)2 ← ZnO → H2ZnO2

H2O Аl(ОН) 3 ← Аl 2 О 3 → Н 3 АlО 3 → HalO 2

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами и основаниями:

Аl2Оз + 3Н2SO4 = Аl2 (SO4)з + 3H2O

Аl2Оз + 6H + = 2Al 3+ + 3H2O

Аl2Оз + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Аl2Оз + 2OН‾ + 3H2O = 2[Аl(ОН)4]‾

При сплавлении А12Оз со щелочами образуются метаалюминаты:

сплавление Аl2Оз + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

метаалюминат натрия

Аl2Оз + 2OН‾ = 2Аl O2‾ + H2O

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Гидроксиды

Химические соединения с общей формулой R (OH ) n называют гидроксидами, где R - атом или группа атомов с положительным зарядом.

В зависимости от типа электролитической диссоциации гидроксиды делятся на три группы: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды. Например:

Ba(OH)2 ↔ Ва 2 + + 2ОН‾ основание

H2SO4 ↔ 2H + + SO2 2 ‾ кислота

Рb 2 + + 2ОН‾ ↔ Pb(ОН)2 ↔2H + + РbО2 2 ‾ амфотерный гидроксид

Калия, натрия или лития, могут взаимодействовать с водой. В этом случае в продуктах реакции обнаруживаются соединения, относящиеся к гидроксидам. Свойства этих веществ, особенности протекания химических процессов, в которых участвуют основания, обусловлены присутствием в их молекулах гидроксильной группы. Так, в реакциях электролитической диссоциации основания расщепляются на ионы металла и анионы OH - . Как основания взаимодействуют с оксидами неметаллов, кислотами и солями, мы и рассмотрим в нашей статье.

Номенклатура и строение молекулы

Чтобы правильно назвать основание, требуется к названию металлического элемента прибавить слово гидроксид. Приведем конкретные примеры. Основание алюминия относится к амфотерным гидроксидам, свойства которых мы рассмотрим в статье. Обязательное присутствие в молекулах оснований гидроксильной группы, связанной с катионом металла ионным типом связи, можно определить с помощью индикаторов, например, фенолфталеина. В водной среде избыток ионов OH - определяется по изменению цвета раствора индикатора: бесцветный фенолфталеин становится малиновым. Если металл проявляет несколько валентностей, он может образовывать несколько оснований. Например, железо имеет два основания, в которых равна 2 или 3. Первое соединение характеризуется признаками второе - амфотерных. Поэтому свойства высших гидроксидов отличаются от соединений, в которых металл имеет низшую степень валентности.

Физическая характеристика

Основания - это твердые вещества, устойчивые к нагреванию. По отношению к воде они делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. Первая группа образована активными в химическом отношении металлами - элементами первой и второй групп. Нерастворимые в воде вещества состоят из атомов других металлов, чья активность уступает натрию, калию или кальцию. Примерами таких соединений могут служить основания железа или меди. Свойства гидроксидов будут зависеть от того, к какой группе веществ они относятся. Так, щелочи являются термически прочными и не разлагаются при нагревании, тогда, как нерастворимые в воде основания под действием высокой температуры разрушаются, образуя оксид и воду. Например, основание меди разлагается следующим образом:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Химические свойства гидроксидов

Взаимодействие между собой двух важнейших групп соединений - кислот и оснований - именуют в химии реакцией нейтрализации. Такое название можно объяснить тем, что химически агрессивные гидроксиды и кислоты образуют нейтральные продукты - соли и воду. Являясь, по сути, обменным процессом между двумя сложными веществами, нейтрализация характерна как для щелочей, так и для нерастворимых в воде оснований. Приведем уравнение реакции нейтрализации между едким калием и хлоридной кислотой:

KOH + HCl = KCl + H 2 O

Важное свойство оснований щелочных металлов является их способность реагировать с кислотными оксидами, в результате можно получить соль и воду. Например, пропуская через гидроксид натрия углекислый газ, можно получить его карбонат и воду:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

К реакциям ионного обмена относится взаимодействие между щелочами и солями, идущее с образованием нерастворимых гидроксидов или солей. Так, приливая по каплям раствор в раствор сернокислой меди, можно получить голубой желеобразный осадок. Это основание меди, нерастворимое в воде:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Химические свойства гидроксидов, нерастворимых в воде, отличаются от щелочей тем, что они при небольшом нагревании теряют воду - дегидратируются, переходя в форму соответствующего основного окисла.

Основания, проявляющие двойственные свойства

Если элемент или может реагировать и с кислотами, и с щелочами - его называют амфотерным. К таковым относятся, например, цинк, алюминий и их основания. Свойства амфотерных гидроксидов позволяют записывать их молекулярные формулы как в выделяя при этом гидроксогруппу, так и в виде кислот. Представим несколько уравнений реакций основания алюминия с хлоридной кислотой и гидроксидом натрия. Они иллюстрируют особые свойства гидроксидов, относящихся к амфотерным соединениям. Вторая реакция проходит с распадом щелочи:

2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

Продуктами процессов будут вода и соли: хлорид алюминия и алюминат натрия. Все амфотерные основания не растворяются в воде. Добывают их в результате взаимодействия соответствующих солей и щелочей.

Способы получения и применение

В промышленности, требующей больших объемов щелочей, их получают электролизом солей, содержащих катионы активных металлов первой и второй группы периодической системы. Сырьем для добычи, например, едкого натрия, служит раствор поваренной соли. Уравнение реакции будет таким:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2

Основания малоактивных металлов в лаборатории получают взаимодействием щелочей с их солями. Реакция относится к типу ионного обмена и заканчивается выпадением осадка основания. Простой способ получения щелочей - это реакция замещения, проходящая между активным металлом и водой. Она сопровождается разогреванием реагирующей смеси и относится к экзотермическому типу.

Свойства гидроксидов используют в промышленности. Особую роль здесь играют щелочи. Их применяют в качестве очистителей керосина и бензина, для получения мыла, обработки натуральной кожи, а также в технологиях производства искусственного шелка и бумаги.

Основания, амфотерные гидроксиды

Основания - это сложные вещества, состоя­щие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула Me +y (OH) y , где у - число гидроксогрупп, равное степени окисления металла Me. В таблице представлена классификация осно­ваний.

Свойства щелочей гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов

1. Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов: лакмуса - в синий цвет, фенолфталеина - в малиновый.

2. Водные растворы диссоциируют:

3. Взаимодействуют с кислотами, вступая в реак­цию обмена:

Многокислотные основания могут давать сред­ние и основные соли:

4. Взаимодействуют с кислотными оксидами, об­разуя средние и кислые соли в зависимости от основности кислоты, соответствующей этому оксиду:

5. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

а) сплавление:

б) в растворах:

6. Взаимодействуют с растворимыми в воде соля­ми, если образуется осадок или газ:

Нерастворимые основания (Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 и др.) взаимодействуют с кислотами и разлага­ются при нагревании:

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называют соединения, которые в зависимости от условий могут быть как доно­рами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, т. е. проявлять основные свойства.

Химические свойства амфотерных соединений

1. Взаимодействуя с сильными кислотами, они об­наруживают основные свойства:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Взаимодействуя со щелочами - сильными ос­нованиями, они обнаруживают кислотные свой­ства:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( комплексная соль)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( комплексная соль)

Комплексными называют соединения, в кото­рых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.

Общий метод получения оснований бази­руется на реакциях обмена, с помощью которых могут быть полу­чены как нерастворимые, так и растворимые основания.

CuSО 4 + 2КОН = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2 КОН + BaCO 3 ↓

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих ам­фотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

АlСl 3 + 4КОН = К[Аl(ОН) 4 ] + 3КСl

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид­роксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды не растворяются:

АlСl 3 + 3NH 3 + ЗН 2 О = Аl(ОН) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Гидроксиды серебра и ртути настолько легко разлагаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNО 3 + 2КОН = Ag 2 О↓ + Н 2 О + 2KNO 3

В промышленности щелочи обычно получают электролизом вод­ных растворов хлоридов.

2NaCl + 2Н 2 О → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Щелочи можно также получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой.

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + Н 2

SrO + Н 2 О = Sr(OH) 2

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, мо­лекулы которых состоят из атомов водорода, спо­собных замещаться на атомы металла, и кислот­ных остатков. При обычных условиях кислоты могут быть тверды­ми (фосфорная H 3 PO 4 ; крем­ниевая H 2 SiO 3) и жидкими (в чистом виде жидкостью будет серная кислота H 2 SO 4).

Такие газы, как хлороводород HCl, бромоводо­род HBr, сероводород H 2 S, в водных растворах об­разуют соответствующие кислоты. Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяет­ся заряд кислотного остатка (аниона) и основность кислоты.

Согласно протолитической теории кислот и оснований, предло­женной одновременно датским химиком Брёнстедом и английским химиком Лоури, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием - вещество, способное при­нимать протоны.

кислота → основание + Н +

На основе таких представлений понятны основные свойства ам­миака, который благодаря наличию неподеленной электронной пары при атоме азота эффективно принимает протон при взаимо­действии с кислотами, образуя ион аммония посредством донорно­акцепторной связи.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NO 3 —

кислота основание кислота основание

Более общее определение кислот и оснований предложил амери­канский химик Г. Льюис. Он предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем не обязательно происходят с переносом про тона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль в химических реакциях отводится электронным парам.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF 3 - это кислота, так как он способен принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса (аммиак - основание).

Определение Льюиса охватывает все кислотно-основные про­цессы, которые рассматривались ранее предложенными теориями. В таблице сопоставлены определения кислот и оснований, ис­пользуемые в настоящее время.

Номенклатура кислот

Поскольку существуют разные определения кислот, их классификация и номенклатура до­вольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4) и трехосновные (Н 3 РO 4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НСl, H 2 S) и кисло­родсодержащие (НСlO 4 , HNO 3).

Обычно названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -кая, -вая, если сте­пень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются (в порядке уменьшения сте­пени окисления металла): -оватая, истая, -оватистая:

Если рассмотреть полярность связи водород-неметалл в пределах периода, легко можно связать полярность этой связи с положени­ем элемента в Периодической системе. От атомов металлов, легко теряющих валентные электроны, атомы водорода принимают эти электроны, образуя устойчивую двухэлектронную оболочку типа оболочки атома гелия, и дают ионные гидриды металлов.

В водородных соединениях элементов III-IV групп Периодиче­ской системы бора, алюминия, углерода, кремния образуют кова­лентные, слабополярные связи с атомами водорода, не склонные к диссоциации. Для элементов V-VII групп Периодической системы в пределах периода полярность связи неметалл-водород увеличи­вается с зарядом атома, но распределение зарядов в возникающем диполе иное, чем в водородных соединениях элементов, склонных отдавать электроны. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттяги­вают к себе (поляризуют) пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах СН 4 - NH 3 - Н 2 O - HF или SiH 4 - PH 3 - H 2 S - НСl связи с атомами водорода, оставаясь кова­лентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент-водород становится более электроположи­тельным. Если полярные молекулы оказываются в полярном рас­творителе, может происходить процесс электролитической диссо­циации.

Обсудим поведение кислородсодержащих кислот в водных рас­творах. У этих кислот имеется связь Н-О-Э и, естественно, на по­лярность связи Н-О влияет связь О-Э. Поэтому эти кислоты диссо­циируют, как правило, легче, чем вода.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H з O + + NO 3

На нескольких примерах рассмотрим свойства кислородсодержа­щих кислот, образованных элементами, которые способны прояв­лять разную степень окисления. Известно, что хлорноватистая кис­лота НСlO очень слабая, хлористая кислота НСlO 2 также слабая, но сильнее хлорноватистой, хлорноватая кислота НСlO 3 сильная. Хлор­ная кислота НСlO 4 - одна из самых сильных неорганических кислот.

Для диссоциации по кислотному типу (с отщеплением иона Н) необходим разрыв связи О-Н. Как можно объяснить уменьшение прочности этой связи в ряду НСlO - НСlO 2 - НСlO 3 - НСClO 4 ? В этом ряду увеличивается число атомов кислорода, связанных с цен­тральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от одинар­ной связи О-Cl оттягивается электронная плотность. В результате электронная плотность частично уходит и от связи О-Н, которая из- за этого ослабляется.

Такая закономерность - усиление кислотных свойств с возрас танием степени окисления центрального атома - характерна не только для хлора, но и для других элементов. Например, азотная кис­лота HNO 3 , в которой степень окисления азота +5, более сильная, чем азотистая кислота HNO 2 (степень окисления азота +3); серная кислота H 2 SO 4 (S +6) более сильная, чем сернистая кислота H 2 SO 3 (S +4).

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть полу­чены при непосредственном соединении неметаллов с водородом .

Н 2 + Сl 2 → 2НСl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Некоторые кислородсодержащие кислоты могут быть получе­ны взаимодействием кислотных оксидов с водой .

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты мож­но получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4(pa зб) = H 2 S+FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4(конц) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Некоторые кислоты могут быть получены с помощью окислительно-восстановительных реакций.

Н 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3Р + 5HNO 3 + 2Н 2 O = ЗН 3 РO 4 + 5NO 2

Кислый вкус, действие на индикаторы, элек­трическая проводимость, взаимодействие с метал­лами, основными и амфотерными оксидами, осно­ваниями и солями, образование сложных эфиров со спиртами - эти свойства являются общими для неорганических и органических кислот.

можно разделить на два типа ре­акций:

1) общие для кислот реакции связаны с образованием в водных рас­творах иона гидроксония Н 3 O + ;

2) специфические (т. е. характерные) реакции конкретных кислот.

Ион водорода может вступать в окислителъно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а также в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными ча­стицами, имеющими неподеленные пары электронов, т. е. в кис­лотно-основные реакции.

К общим свойствам кислот относятся реакции кислот с металла­ми, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

К кислотно-основным реакциям относятся реакции с основными оксидами и основаниями, а также со средними, основными, а ино­гда и кислыми солями.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3Н 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2НСl = MgCl 2 + 2СO 2 + 2Н 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Заметим, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем на каждой следующей ступени диссоциация проходит труд­нее, поэтому при избытке кислоты чаще всего образуются кислые соли, а не средние.

Са 3 (РO 4) 2 + 4Н 3 РO 4 = 3Са(Н 2 РO 4) 2

Na 2 S + Н 3 РО 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + Н 2 O

КОН + H 2 S = KHS + Н 2 O

На первый взгляд, может показаться удивительным образование кислых солей одноосновной фтороводородной (плавиковой) кислотой. Однако этот факт можно объяснить. В отличие от всех других галогеноводород­ных кислот плавиковая кислота в растворах частично полимеризована (благодаря образованию водородных связей) и в ней могут при­сутствовать разные частицы (HF) X , а именно H 2 F 2 , H 3 F 3 и т. д.

Частный случай кислотно-основного равновесия - реакции кис­лот и оснований с индикаторами, которые изменяют свою окраску в зависимости от кислотности раствора. Индикаторы использу­ются в качественном анализе для обнаружения кислот и основа­ний в растворах.

Самые часто применяемые индикаторы - лакмус (в нейтральной среде фиолетовый цвет, в кислой - красный, в щелочной - си­ний), метилоранж (в кислой среде красный, в нейтральной - оран­жевый, в щелочной - желтый), фенолфталеин (в сильнощелочной среде малиново-красный, в нейтральной и кислой - бесцветный).

Специфические свойства различных кислот могут быть двух типов: во-первых, реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и, во-вторых, окислительно-восстановительные превращения. Если реакции, связанные с наличием у них иона Н + , общие для всех кислот (качественные реакции для обнаружения кислот), специфические реакции используются как качественные на отдельные кислоты:

Ag + + Cl — = AgCl (белый осадок)

Ва 2+ + SO 4 2- = BaSO 4(белый осадок)

3Ag + + PO 4 3 — = Ag 3 PO 4(желтый осадок)

Некоторые специфические реакции кислот обусловлены их окис­лительно-восстановительными свойствами.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться.

2КМnO 4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Вг 2 = S + 2НВг

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только в том случае, если центральный атом в них находится в низшей или про­межуточной степени окисления, как, например, в сернистой кисло­те:

H 2 SO 3 + Сl 2 + Н 2 O = H 2 SO 4 + 2НСl

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S +6 , N +5 , Сг +6), прояв­ляют свойства сильных окислителей. Концентрированная H 2 SO 4 - сильный окислитель.

Сu + 2H 2 SO 4(конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4(конц) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Следует запомнить, что:

• Растворы кислот реагируют с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряже­ний левее водорода, при соблюдении ряда усло­вий, важнейшим из которых является образование в результате реакции растворимой соли. Взаимо­действие HNO 3 и Н 2 SO 4 (конц.) с металлами проте­кает иначе.

Концентрированная серная кислота на холоде пассивирует алюминий, железо, хром.

• В воде кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков, например:

• Неорганические и органические кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при условии, что образуется раствори­мая соль:

• И те, и другие кислоты вступают в реакцию с основаниями. Многоосновные кислоты могут об­разовывать как средние, так и кислые соли (это реакции нейтрализации):

• Реакция между кислотами и солями идет только в том случае, если образуется осадок или газ:

Взаимодействие H 3 PO 4 с известняком прекра­тится из-за образования на поверхности последнего нерастворимого осадка Ca 3 (PO 4) 2 .

Особенности свойств азотной HNO 3 и концен­трированной серной H 2 SO 4 (конц.) кислот обуслов­лены тем, что при их взаимодействии с простыми веществами (металлами и неметаллами) окислите­лями будут выступать не катионы H + , а нитрат- и сульфат-ионы. Логично ожидать, что в резуль­тате таких реакций образуется не водород H 2 , а получаются другие вещества: обязательно соль и вода, а также один из продуктов восстановле­ния нитрат- или сульфат-ионов в зависимости от концентрации кислот, положения металла в ряду напряжений и условий реакции (температуры, сте­пени измельченности металла и т. д.).

Эти особенности химического поведения HNO 3 и H 2 SO 4 (конц.) наглядно иллюстрируют тезис те­ории химического строения о взаимном влиянии атомов в молекулах веществ.

Часто путают понятия летучесть и устойчи­вость (стабильность). Летучими называют кисло­ты, молекулы которых легко переходят в газо­образное состояние, то есть испаряются. Например, соляная кислота является летучей, но устойчивой, стабильной кислотой. О летучести нестабильных кислот судить нельзя. На­пример, нелетучая, нераство­римая кремниевая кислота разлагается на воду и SiO 2 . Водные растворы соляной, азотной, серной, фосфорной и ряда других кислот не име­ют окраски. Водный раствор хромовой кислоты H 2 CrO 4 имеет желтую окраску, марганцевой кислоты HMnO 4 - малиновую.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.

3.1. Классификация, получение и свойства оснований

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома ( II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома ( III ) - Cr (OH ) 3 .

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:

Однокислотные основания - KOH , NaOH ;

Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;

Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .

Получение оснований

1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .

2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

(суммарная реакция электролиза)

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .

Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,

Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .

2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.

5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .

Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.

могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.

Они бывают солеобразующими и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результате химических реакций можно получать и другие соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова « основание» ), кислотными и амфотерными.

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO и т.д.

Химические свойства основных оксидов

1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4 .

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Реагируют с амфотерными оксидами:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2 .

Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 3 , Cl 2 O 5 , Mn 2 O 7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 .

Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO 2 и др.).

2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH) 2 и H 2 ZnO 2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2 .

Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле . Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

Остались вопросы? Хотите знать больше об оксидах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.