Общая химия (стр. 16 )

4.2. Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr2O3, K2O, CO2 и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N2O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

CuO + 2HCl=CuCl2 + H2O,

MgO + CO2 = MgCO3.

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Na2O + H2O = 2NaOH,

CaO + H2O = Ca(OH)2.

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

a) CuO + 2HCl=CuCl2 + H2O;

б) CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2 +2KCl.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O,

CaO + CO2 = CaCO3.

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов - SO2, N2O5, SiO2, CO2 и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8)-V2O5 , CrO3 , Mn2O7 и др.

Ряд кислотных оксидов (SO3 , SO2 , N2O3 , N2O5 , CO2 и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

SO 3 + H2O = H2SO4,

N2O5 + H2O = 2HNO3.

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , и др. ) получают косвенным путем. Например:

а) SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

б) Na2SiO3 +2HCl= H2SiO3 + 2NaCl

Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

SnO + H2SO4 = SnSO4 + H2O,

SnO + 2KOH + H2O = K2 [Sn(OH)4],

ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O[3].

К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, Sb2O3, MnO2 и др.

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na2O, MgO - основные оксиды; Al2O3 – амфотерный; SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3,

S + O2 = SO2.

2. Горение сложных веществ:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O,

2SO2 + O2 = 2SO3.

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

CaCO3 ® CaO + CO2,

Cd(OH)2 ® CdO + H2O,

H2SO4 ® SO3 + H2O.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с. о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO2 – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na2O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра - и т. д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т. д. атома кислорода, например, CO2 – диоксид углерода и т. д.

4.3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH)2 и т. п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO3, H3PO4, и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH)2, Al(OH)3 и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т. е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи EO - H << EЭ - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу, т. е. разрушается связь О – Н.

ЭОН Û ЭО - + H+

Если EO-H >> EЭ – O, то диссоциация гидроксида протекает по основному типу, т. е. разрушается связь Э - O

ЭOH Û Э+ + OH -

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах :

Эn+ + nOH - Û Э(OH)n = HnЭOn Û nH+ + ЭОnn-

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH)2 – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH)3 – амфотерный гидроксид;

H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HСlO4 – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с. о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

4.4. Кислоты

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO3 – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H2S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1.  Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

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

2.  Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O,

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.

3.  Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Zn + 2HCl =ZnCl2 + H2 ­.

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Cu + 2HCl ≠.

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.

4.  Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H2SiO3H2O + SiO2.

5.  Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

H2SO4конц + NaClтв = NaHSO4 + HCl↑.

6.  Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑

Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о-, окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H2S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая; например, H2SO4 – серная кислота, HClO4 – хлорная кислота, H3AsO4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO3 - хлорноватая кислота), истая (HClO2 - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т. е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто- , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета- . Например :

P2O5 + H2O = 2HPO3 - метафосфорная кислота;

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 - ортофосфорная кислота.

4.5. Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH4OH).