Оксидами називають складні речовини, що складаються з двох елементів, одним з яких є кисень, що знаходиться в ступені окислення -2. Прикладами оксидів є Al2 O3 - оксид алюмінію, SiO2 - оксид кремнію, NO - оксид азоту (II).
Згідно з міжнародною номенклатурою розглядаються з'єднання називають оксидами із зазначенням ступеня окислення елемента, якщо цей елемент утворює кілька оксидів. При написанні назви ступінь окислення позначається римськими цифрами в дужках, наприклад, FeO - оксид заліза (II), Fe2 O3 - оксид заліза (III), SO2 - оксид сірки (IV), SO3 - оксид сірки (VI). Дуже часто в літературі зустрічаються і тривіальні назви оксидів - сурик (Pb3 O4), закис азоту (N2 O), залізна окалина (Fe3 O4) і багато ін.
Оксиди поділяються на солеобразующіе і несолеобразующіе. Солеобразующіе оксиди прийнято ділити на основні, амфотерні і кислотні.
Від оксидів слід відрізняти пероксиди. наприклад H2 O2. Na2 O2 і надперокіди КО2. СsО2. У цих з'єднаннях ступінь окислювання кисню по абсолютній величині менше двох і може бути дробової.
Основні оксиди утворюються тільки металами, їм в якості гідратів відповідають підстави. Наприклад, CaO, FeO, CuO є основними оксидами, оскільки їм відповідають підстави Ca (OH) 2. Fe (OH) 2. Cu (OH) 2.
Отримання основних оксидів
Основні оксиди виходять:
окисленням металів киснем:
2 Mg + O2 2 MgO;
при окисленні лужних металів киснем тільки літій утворює Li2 O. Натрій дає пероксид (Na2 O2), решта - надпероксида (КО2. RbO2. CsO2).
розкладанням при нагріванні кисневих з'єднань: гідроксидів, нітратів, карбонатів:
CaCO3 CaO + CO2 (крім карбонатів лужних металів).
2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2.
Хімічні властивості основних оксидів
Оксиди лужних і лужноземельних металів безпосередньо реагують з водою:
Основні оксиди взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль і воду, наприклад:
Основні оксиди реагують також з кислотними оксидами:
Основні оксиди можуть також вступати в окислювально-відновні реакції:
Кислотні оксиди утворюються неметалами (SO2. SO3. CO2. P4 O10 і т.д.) або перехідними металами, що знаходяться у високих ступенях окислення (наприклад, CrO3. Mn2 O7).
Кислотні оксиди отримують тими ж способами, що і основні оксиди. наприклад:
а також розкладанням кислот:
Хімічні властивості кислотних оксидів
1. Деякі кислотні оксиди утворюють кислоти при взаємодії з водою:
Деякі кислотні оксиди є ангідридами кислот. Наприклад, SO3 - ангідрид сірчаної кислоти, SO2 - ангідрид сірчистої кислоти, CO2 - ангідрид вугільної кислоти, P4 O10 є ангідридом трьох кислот (метафосфорной НРО3. Ортофосфорної Н3 РО4. Пірофосфорної Н4 Р2 О7).
2. Кислотні оксиди взаємодіють з основними, утворюючи солі:
3. Кислотні оксиди взаємодіють з основами, утворюючи сіль і воду:
4. Як і інші типи оксидів, кислотні оксиди можуть вступати в окислювально-відновні реакції:
CO2 + 2 Mg C + 2 MgO,
Амфотерні оксиди мають подвійні властивостями, тобто в залежності від умов виявляють основні або кислотні властивості. До них відносяться: ZnO, Al2 O3. BeO, Cr2 O3 і т. Д. Амфотерні оксиди з водою не взаємодіють, але реагують і з кислотами, і з підставами. наприклад:
Амфотерні оксиди можуть взаємодіяти як з основними, так і з кислотними оксидами:
Амфотерні оксиди при сплавці з лугами або карбонатами лужних металів утворюють солі:
Фізичні властивості оксидів дуже різноманітні. Всі основні і амфотерні оксиди, а також деякі кислотні оксиди (SiO2. Р4 О10 і ін.) Є твердими речовинами. Багато кислотні оксиди при звичайній температурі є газами (SO2. CO2) або рідинами (Cl2 O7. Mn2 O7).
Властивості несолеобразующіе оксидів (СО, NO, N2 O і ін.) Будуть описані в наступних розділах, які присвячені хімії відповідних елементів.
Слід згадати про змішаних оксидах (Pb2 O3. Pb3 O4 і ін.), В яких один і той же елемент (Pb) знаходиться в різних ступенях окислення. Ці сполуки можна також віднести до солей: Pb +2 Pb +4 O3. Pb2 +2 Pb +4 O2.
Підставами з точки зору теорії електролітичної дисоціації є сполуки, при дисоціації яких в якості аніонів утворюються гідроксо-групи ОН -. Властивостями підстав можуть володіти не тільки гідроксиди металів, а й деякі інші речовини, наприклад, NH3. молекула якого може приєднати протон:
За міжнародною номенклатурою підстави прийнято називати гидроксидами елементів: NaOH - гідроксид натрію, CsOH - гідроксид цезію.
Якщо елемент може утворювати кілька підстав, то в назвах в дужках римською цифрою вказується його ступінь окислення. Наприклад, Fe (OH) 2 - гідроксид заліза (II), Fe (OH) 3 - гідроксид заліза (III).
Більшість підстав мало розчинні у воді. Розчинні у воді підстави називаються лугами. Лугами є, наприклад, NaOH, KOH, Ba (OH) 2.
Загальним способом отримання підстав є реакція обміну між сіллю і лугом:
Луги утворюються при взаємодії лужних і лужноземельних металів, а також їх оксидів з водою:
У промисловості лугу зазвичай отримують електролізом водних розчинів хлоридів:
Розчини лугів змінюють забарвлення індикаторів: безбарвний фенолфталеин переходить в малиновий колір, метилоранж - в жовтий, лакмус - в синій.
Більшість малорозчинних у воді підстав при нагріванні легко розкладаються:
Луги термічно стійкі і плавляться без розкладання. Виняток становить гідроксид літію, який також розкладається при нагріванні:
Як лугу, так і нерозчинні підстави можуть реагувати з кислотами (реакція нейтралізації):
NaOH + 2 HCl NaCl + H2 O,
Взаємодія основ з кислотними та амфотерними оксидами розглянуто в розділі 8.1.
Амфотерні гідроксиди взаємодіють як з кислотами, так і з основами. наприклад:
У водних розчинах, що містять луг, поряд з [Al (OH) 6] 3. існують і інші іони, зокрема, [Al (OH) 5] 2. [Al (OH) 4] -. [Al О (OH) 4] 3- і ін. В гідрооксокомплексах алюмінію містяться також молекули Н2 О, які в формулах зазвичай не вказують.
На закінчення слід зазначити здатність лугів взаємодіяти з деякими неметалами і оксидами:
6 NaOH + 3 Cl2 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2 O,
Наведені вище реакції відносяться до окисно-відновних реакцій і розглядаються в розділі 7.
З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислота - хімічна сполука при дисоціації у воді якого в якості катіонів утворюються тільки іони Н +. Уявлення про кислотах і підставах, що випливають з теорії електролітичноїдисоціації Аррениуса, застосовні тільки для водних розчинів. Дослідження процесів, що протікають в наведених середовищах, без участі розчинника, зажадало істотних доповнень і привело появі різних теорій кислот і підстав.
8.3.1. Класифікація та номенклатура кислот
Розрізняють безкисневі (H2 S, HBr, HCl) і кисень (H3 PO4. HNO3. HClO3) кислоти.
У вільному стані нестійкі вугільна (H2 CO3) і сірчиста (H2 SO3) кислоти. Розрізняють також сильні (H2 SO4. HNO3. HCl, HBr, HI, HClO4 і ін.) І слабкі (H2 S, H2 CO3. HCN, H2 SO3. HClO і ін.) Кислоти.
Число іонів водню, що утворюються при дисоціації формульної одиниці кислоти, визначає її основність (див. Розділ 9.8).
Назви кисневмісних кислот виробляються від назви неметалла з додаванням закінчення -а, -вая, якщо ступінь окислення неметалла є максимальною. У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються наступним чином: -оватая, іст, -оватістая.
Приклади назв деяких кисневмісних кислот наведені в табл.7.1.
Назви деяких кисневмісних кислот
Назви безкисневих кислот складаються з назви неметалла з додаванням сполучної голосної про і слова -водородная. наприклад:
HF - фтороводородной кислота,
HCl - хлороводородная кислота,
H2 S - сірководнева кислота.
1. Більшість кисневмісних кислот отримують при взаємодії кислотних оксидів з водою (див. §8.1: кислотні оксиди).
2. Для отримання нерозчинних у воді кислот використовують непрямий метод (дією кислоти на відповідну сіль):
3. Деякі безкисневі кислоти отримують при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем:
або по реакції обміну між сіллю і кислотою:
Кислоти являють собою рідини (H2 SO4. HNO3. HCl і т.д.) або тверді речовини (H3 PO4. H3 BO3 і ін.).
Розчини сильних кислот можуть руйнувати тканини і шкіру.
Розчини кислот змінюють колір індикаторів. що використовується для їх якісного виявлення. В якості індикаторів використовують лакмус (в нейтральному середовищі - фіолетовий, в кислому - червоний, в лужному - синій), метилоранж (в нейтральному середовищі - помаранчевий, в кислому - червоний, в лужному - жовтий) та інші.
Сила безкисневих кислот, наприклад, в ряду HCl - HBr - HI, зростає зі збільшенням радіуса аніона, оскільки аніон більшого радіусу слабкіше утримує протон, полегшуючи тим самим дисоціацію кислоти. Таким чином, в головних підгрупах періодичної системи зверху вниз сила безкисневих кислот зростає зі збільшенням радіуса центрального атома.
Навпаки, в ряду HClO - HClO2 - HClO3 - HClO4 зі зменшенням радіуса катіона С1 z + і збільшенням його заряду сила кисневмісних зростає.
Найважливішими хімічними властивостями кислот є:
взаємодія з основними та амфотерними оксидами, основами і солями:
взаємодія кислоти з підставою - реакція нейтралізації;
взаємодія з металами з утворенням солі і виділенням водню:
Водень з кислот не витісняють метали, що стоять в ряду стандартних електродних потенціалів (в ряду напруг) правіше водню. При взаємодії металів з концентрованою сірчаною кислотою і азотною кислотою водень як правило не виділяється.
8.3.4. Властивості концентрованої сірчаної кислоти
Концентрована сірчана кислота в реакціях з металами може відновлюватися до SO2. S або H2 S. Склад продуктів відновлення визначається активністю металу, концентрацією кислоти і температурою реагує системи. При звичайній температурі концентрована H2 SO4 не реагує з золотом і платиною, а деякі металлами (Fe, Cr, Al) пасивуються в концентрованої сірчаної кислоти.
Малоактивні метали (стоять в ряду стандартних електродних потенціалів правіше водню) відновлюють концентровану сірчану кислоту до SO2.
Активні метали (Ca, Mg, Zn та ін.) Відновлюють концентровану H2 SO4 до вільної сірки або H2 S:
При взаємодії сірчаної кислоти з неметалами утворюється SO2.
При взаємодії концентрованої H2 SO4 з сполуками, що містять катіони металів, що знаходяться в нижчого ступеня окислення, відбувається подальше окислення цих металів:
Азотна кислота окисляє більшість елементів до їх вищого рівня окислення. Взаємодія HNO3 різної концентрації з металами різної активності представлено у вигляді такої схеми:
8.4.1. Класифікація та номенклатура солей
З точки зору теорії електролітичної дисоціації солі це з'єднання, при дисоціації яких утворюються катіони металів і аніони ОН - (див. Розділ 9).
Розрізняють такі типи солей: середні, кислі, основні, подвійні, змішані і комплексні.
У середніх солях всі атоми водню відповідної кислоти заміщені на атоми металу. Рівняння дисоціації середньої солі Na2 SO4 в розбавленому розчині записується в такий спосіб:
при цьому вказується, що ступінь дисоціації наближається до одиниці (α 1)
У кислих солях атоми водню відповідної кислоти не повністю заміщені на метал. Кисла сіль виходить по реакції неповної нейтралізації кислоти:
або при взаємодії середньої солі з надлишком кислоти:
Для перекладу кислої солі в середню слід додати підставу:
Дисоціацію кислої солі можна виразити рівнянням:
NaHCO3 Na + + HCO3 -; α 1
Анион HCO3 - буде диссоциировать в незначній мірі:
Кислі солі утворюються багатоосновними кислотами.
Основні солі - це продукт неповного заміщення груп ОН - підстави на кислотні залишки:
Основні солі утворюють підстави, містять дві і більше гідроксо-груп.
Для перекладу основної солі в середню необхідно додати кислоту:
Дисоціація основний солі виражається рівнянням:
Mg (OH) Cl MgOH + + Cl -; α 1.
Катіон MgOH + піддається подальшій дисоціації як слабкий електроліт:
MgOH + Mg 2+ + OH -.
Подвійні солі - це солі, що складаються з двох різних катіонів і одного аніона. Прикладами подвійних солей є: алюмокалієві галун KAl (SO4) 2 і сильвініт KCl · NaCl.
Дисоціацію подвійної солі в розбавленому розчині можна виразити рівнянням:
Змішані солі - це солі, що складаються з одного катіона і двох різних аніонів. Хлорне вапно CaOCl2. наприклад, є сіллю хлорнуватисту (НС1О) і соляної (НС1) кислот.
До складу комплексних солей входить комплексний іон (в формулах він полягає в квадратні дужки), що складається з центрального атома - комплексообразователя, оточеного кількома частинками - молекулами або іонами (лігандами). У розведених розчинах комплексна сіль дисоціює наступним чином:
У свою чергу, комплексний іон є слабким електролітом і в незначній мірі піддається подальшій дисоціації:
Назва солей складається з назви аніона в називному відмінку, за яким слідує назва катіона в родовому. Якщо один і той же метал може проявляти в з'єднанні різну ступінь окислення, то її вказують в дужках римською цифрою.
У назві солей кисневмісних кислот до латинського кореня назви елемента додається закінчення -ат (для вищих ступенів окислення), -ит для нижчих. Наприклад, KNO3 - нітрат калію, KNO2 - нітрит калію, FeSO4 - сульфат заліза (II), Fe2 (SO4) 3 - сульфат заліза (III).
Суфікс -ід додається до назви неметалла при найменуванні солей безкисневих кислот, наприклад, NaCl - хлорид натрію.
Назви кислих солей утворюють, додаючи до назви аніона приставку гідро. Наприклад, NaHS - гидросульфид натрію, KH2 PO4 - дигідрофосфат калію.
Назви основних солей утворюють додатком до назви аніона приставки гідроксо-: Mg (OH) SO4 - гідроксосульфат магнію, Al (OH) 2 Cl - дігідроксохлорід алюмінію.
Більшість способів добування солей обговорено вище, при розгляді властивостей оксидів, підстав і кислот. Нижче наводяться найважливіші реакції отримання солей:
КОН + НС1 = КС1 + H2 O,
Взаємодія металів з кислотами:
Взаємодія кислот з основними оксидами: