Общая химия (стр. 16 )

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).

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH)2 – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:

Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 ¯ + H2O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O 1,

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

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2ZnO2 +2H2O2,

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[ Zn(OH)4 ]3.

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Zn(OH)4] + H2↑

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды ( гидраты амфотерных оксидов ) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO22- + 2H+ Û Zn(OH)2 Û Zn2+ + 2OH.

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т. е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O,

Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[ Sn(OH)4 ].

Номенклатура оснований. Названия оснований строятся из слова “гидроксид” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH)3 - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

4.6. Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H2SO4, H2SO3, H2S, H3PO4 и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)2,Ca (OH)2, Al (OH)3 и т. д.).

Примеры образования солей:

Ca (OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O,

CaSO4 (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O,

NaHSO4 (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu (OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ: