Общая и неорганическая химия (стр. 3 )

Основным классифицирующим признаком кислотного или основного оксида, является соединение, соответствующее гидратации оксида.

Кислотным оксидам соответствует кислота, которая получается либо непосредственным взаимодействием оксида с водой, либо косвенным путём. Кислотные оксиды образуют все неметаллы, а также металлы в степени окисления +4 и выше. Примеры кислотных оксидов: B2O3, CO2, N2O3, N2O5, P2O5, SO3, Cl2O7, V2O5, CrO3, Mn2O7 . Многие (но не все) кислотные оксиды хорошо растворяются в воде с образованием кислот:

SO3 + H2O ® H2SO4; Mn2O7 + H2O ® 2 HMnO4;

P2O5 + 3 H2O ® 2 H3PO4; B2O3 + H2O ® 2 HBO2.

Кислотные оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты, часто называют ангидридами этих кислот. Например, SO3 является ангидридом серной кислоты. Ангидриды можно получать дегидратацией (отщепление воды) соответствующих кислот путём нагревания или действием сильных поглотителей воды, например P2O5:

t°

 

2 H3BO3 B2O3 + 3 H2O ;

P2O5

 

2 HClO4 Cl2O7 + H2O.

Некоторые кислотные оксиды являются смешанными ангидридами двух кислот. Например, NO2 является смешанным ангидридом азотной и азотистой кислот: 2 NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2 .

Одним из наиболее важных свойств кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с сильными основаниями (щелочами) с образованием соли соответствующей кислоты и воды:

CO2 + 2 NaOH ® Na2CO3 + H2O; SO3 + 2 NaOH ® Na2SO4 + H2O.

сплавление

Кислотные оксиды также способны взаимодействовать с основными оксидами с образованием соли:

CaO + SiO2 CaSiO3;

CaO + CO2 ® CaCO3; Na2O + SO3 ® Na2SO4 .

Если какой-нибудь кислотный оксид, например SiO2, не взаимодействует с водой, то соответствующая ему кислота может быть получена косвенным путём, по схеме кислотный оксид ® соль ® кислота:

SiO2 + 2 NaOH ® Na2SiO3 + H2O; Na2SiO3 + 2 HCl ® H2SiO3¯ + NaCl.

Основным оксидам соответствуют основания. К основным оксидам относятся все оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, а также некоторые оксиды, образованные другими металлами в степени окисления не выше +3. Примеры основных оксидов: Na2O, CaO, MgO, BaO, NiO, FeO, La2O3, MnO и др.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой, с образованием оснований:

Na2O + H2O ® 2 NaOH; CaO + H2O ® Ca(OH)2 .

Одним из наиболее важных свойств основных оксидов является их способность реагировать с кислотами с образованием соли и воды:

CaO + 2 HCl ® CaCl2 + H2O; CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O.

Как уже было показано выше, основные оксиды реагируют с кислотными с образованием соли.

Если основной оксид непосредственно не взаимодействуют с водой, то соответствующее ему основание, можно получить косвенным путём по схеме

основной оксид ® соль ® основание:

FeO + H2SO4 ® FeSO4 + H2O; FeSO4 + 2 KOH ® Fe(OH)2¯ + K2SO4 .

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, GeO2, Sb2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Ga2O3, In2O3, MnO2, Fe2O3.

Амфотерные оксиды способны реагировать и с кислотами (как основные оксиды), и со щелочами (как кислотные оксиды):

Cr2O3 + 6 HCl ® 2 CrCl3 + 3 H2O; Cr2O3 + 2 NaOH ® 2 NaCrO2 + H2O.

Чем более металличен элемент, тем более основные свойства характерны для его оксидов и гидроксидов, и, напротив, чем более неметалличен элемент, тем более кислотными свойствами обладают его оксиды и гидроксиды. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента усиливаются металлические свойства, поэтому для элементов главных подгрупп наблюдается усиление основных свойств их оксидов и гидроксидов при движении по подгруппе сверху вниз. Так, BeO – амфотерный оксид, CaO – основной; P2O3 – кислотный оксид, Bi2O3 – основной.

В побочных подгруппах закономерность чаще обратная: сверху вниз металлические свойства элементов, основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают: например, CrO должен обладать более основными свойствами, чем WO.

В периодах слева направо с уменьшением металличности элементов ослабевают их основные и усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов: MgO – основной оксид, Al2O3 – амфотерный, P2O3 – кислотный.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов зависят также от степени окисления элемента: с увеличением степени окисления ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства: CrO – основной оксид, Cr2O3 – амфотерный, CrO3 – кислотный.

Класс несолеобразующих оксидов немногочислен. К нему относят оксиды, которые при обычных условиях не взаимодействуют ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами, а также не взаимодействуют друг с другом с образованием соли. Примеры несолеобразующих оксидов: NO, N2O, CO.

В настоящее время за основу номенклатуры неорганических соединений принята номенклатура, разработанная Международным Союзом по теоретической и прикладной химии (IUPAC).

Названия оксидов образуются из слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается валентность элемента: FeO – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III), H2O – оксид водорода.

Рассмотренные выше формулы оксидов носят название брутто-формул; они показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения. Графические формулы показывают состав, последовательность присоединения атомов, а также кратность возникающей связи. При записи графической формулы следует учитывать, что если в состав молекулы оксида входит не один, а несколько атомов данного элемента, то они должны быть соединены через атомы кислорода.

Существуют вещества – соединения элементов с кислородом, – которые, относясь по составу к классу оксидов, по строению могут быть причислены к классу солей. К таким веществам принадлежат, в частности, пероксиды металлов, например, пероксид бария. По своей природе пероксиды представляют собой соли очень слабой кислоты – пероксида водорода H–O–O–H. Следует заметить, что, в отличие от оксидов, степень окисления кислорода в пероксидах равна минус 1. К солеобразным соединениям относятся и такие оксиды как Fe3O4 – оксид железа (II, III), Pb2O3, Pb3O4 – оксиды свинца (II, IV), Mn3O4 – оксид марганца (II, IV), формулы которых можно представить в виде солей: Fe(FeO2)2, PbPbO3, Pb2PbO4 , Mn2MnO4 . Более подробно эти соединения рассматриваются в разделе 2.5.2 данной лекции.

2.3 Основания

Главным свойством оснований является их способность диссоциировать в водном растворе с отщеплением гидроксид-ионов и реагировать с кислотами и кислотными оксидами с образованием солей и воды. В реакциях с кислотами гидроксогруппы оснований замещаются на ионы кислотных остатков. Число гидроксогрупп в молекуле основания, способных заместиться на анионы кислотных остатков, называют кислотностью основания. Например, NaOH – однокислотное основание, Fe(OH)3 – трёхкислотное.

По степени диссоциации в водных растворах различают сильные и слабые основания. Сильные основания (к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов) диссоциируют полностью и необратимо:

NaOH ® Na++ OH– ; Ba(OH)2 ® Ba2+ + 2 OH– .

Слабые основания диссоциируют неполностью, процесс их диссоциации обратим, при этом многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Al(OH)3 ⇆ Al(OH)2+ + OH–

Al(OH)2+ ⇆ AlOH2+ + OH–

AlOH2+ ⇆ Al3+ + OH– .

Название оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в родительном падеже: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Ниже показаны примеры графических формул оснований.

2.4 Кислоты

2.4.1 Классификация кислот

Кислоты можно классифицировать по различным признакам: составу, основности, силе. По составу все кислоты подразделяют на кислородсодержащие и бескислородные, по основности – на одноосновные и многоосновные. Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных заместиться на атомы металла.

В водном растворе кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка, при этом диссоциация сильных кислот протекает полностью и необратимо. К сильным кислотам относятся: серная, соляная (хлороводородная), бромоводородная, йодоводородная, азотная, хлорная.

HCl ® H+ + Cl– H2SO4 ® 2 H+ + SO42–

Молекулы слабых кислот диссоциируют неполностью, и процесс их диссоциации обратим. Поэтому в растворах слабых кислот находятся в равновесии и непродиссоциировавшие молекулы, и ионы водорода, и ионы кислотного остатка.

Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H3PO4 ⇆ H+ + H2PO4–

H2PO4– ⇆ H+ + HPO42–

HPO42– ⇆ H+ + PO43– .

Примеры слабых кислот: плавиковая (фтороводородная), сероводородная, угольная, сернистая, фосфорная, синильная (цианистоводородная), муравьиная, уксусная и другие органические кислоты.

При составлении уравнений диссоциации следует учитывать, что отрицательный заряд на анионе кислотного остатка равен сумме отщепившихся от нейтральной молекулы ионов водорода.

2.4.2 Номенклатура кислот и их солей

Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: сначала следует название элемента, образовавшего кислоту, а затем слово «водородная». Например, HF – фтороводородная, HCl – хлороводородная, HBr – бромоводородная, H2S – сероводородная, H2Se – селеноводородная, H2Te – теллуроводородная.

Названия солей бескислородных кислот образуются от названия элемента и имеют окончание - ид. Например, любая соль хлороводородной кислоты HCl называется хлорид: NaCl – хлорид натрия, CuCl2 – хлорид меди (II), AlCl3 – хлорид алюминия. Примеры названий солей других бескислородных кислот: соли HF – фториды, соли HBr – бромиды, соли HI – иодиды, соли H2S – сульфиды, соли H2Se – селениды, соли H2Te – теллуриды. Следует обратить внимание, что окончание - ид характерно для бинарных соединений.