Состав, названия и характерные свойства оксидов, оснований кислот, солей

1. Состав, названия и характерные свойства оксидов, оснований кислот, солей

 

1.1 Определения

 

Оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) относятся к важнейшим классам неорганических веществ. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами.

Основные оксиды – оксиды, способные реагировать с кислотами и не способные реагировать со щелочами.

Кислотные оксиды – оксиды, способные реагировать со щелочами и не способные реагировать с кислотами.

Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.

Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими. Это, например, CO, SiO, N2O, NO, MnO2. В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими.

Определение. Оксидами называются вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления – 2. В оксидах атомы кислорода соединяются только с атомами других элементов и не связаны между собой.

Номенклатура. Названия оксидов элементов, имеющих постоянную степень окисления, составляются из двух слов: оксид + нaзвaние элемента в родительном падеже: MgO — оксид магния, Na2O - оксид натрия, СаО - оксид кальция.

Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента указывается его степень окисления римской цифрой в скобках: МnО — оксид марганца (II), Мn2О3 — оксид марганца (III).

Название оксидов можно также образовывать добавлением к слову "оксид" греческих числительных. Например, СО2 -диоксид углерода, SО2 — диоксид серы, SO3 — триоксид серы, OsO4 — тетраоксид осмия.

Большинство кислот и оснований относится к гидроксидам. По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.

Основные оксиды

Основные оксиды – твердые немолекулярные вещества с ионной связью. К основным оксидам относятся:

а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,

б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag2O и др.

В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы.

Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах.

1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот

 

Li2O + 2H3O = 2Li + 3H2O, NiO + 2H3O = Ni2 +3H2O, Li2O + 2HClp = 2LiClp + H2O, NiO + H2SO4p = NiSO4p + H2O.

 

В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты. Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид).

2) Оксиды щелочных и щелочноземельных  металлов реагируют с водой.

 

Li2O + H2O = 2Li + 2OH BaO + H2O = Ba2 + 2OH Li2O + H2O = 2LiOHp, BaO + H2O = Ba(OH)2p. 3)

 

Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами:

 

BaO + CO2 = BaCO3, FeO + SO3 = FeSO4, Na2O + N2O5 = 2NaNO3.

 

В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании.В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования

 

BaCO3 из BaO и CO2.

 

Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая.

В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO3 больше, чем в исходных BaO и CO2. И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO3 (размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O2 + CO2 больше, чем энергия CO32 .

 

 

+ Q

 

Иными словами, ион CO32 более устойчив, чем отдельно взятые ион O2 и молекула CO2. А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (– 2 е) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе. 4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем:

 

MnO + Ca = Mn + CaO

 

(при нагревании),

 

FeO + H2 = Fe + H2O

 

(при нагревании). Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде. Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами:

 

2Mg + O2 = 2MgO, Mg(OH)2 = MgO + H2O, MgCO3 = MgO + CO2.

 

1.2 Кислотные оксиды

 

Все кислотные оксиды - вещества с ковалентной связью. К кислотным оксидам относятся:

а) оксиды элементов, образующих неметаллы,

б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO3, Mn2O7.

Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО2, N2O3, SO2, SeO2), жидкости (например, Mn2O7) и твердые вещества (например: B2O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, SO3, I2O5, CrO3). Большинство кислотных оксидов - молекулярные вещества (исключения составляют B2O3, SiO2, твердый SO3, CrO3 и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P2O5). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными. Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства. 1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми:

 

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2OSiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O

 

(при нагревании), так и с растворами щелочей (§ 12.8):

 

SO3 + 2OH = SO42 + H2O, N2O5 + 2OH = 2NO3 + H2O, SO3 + 2NaOHр = Na2SO4р + H2O, N2O5 + 2KOHр = 2KNO3р + H2O.

 

Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями. 2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами

 

CO2 + CaO = CaCO3P4O10 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2

 

(при нагревании) 3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой

 

N2O3 + H2O = 2HNO2 SO2 + H2O = H2SO3

 

(более правильная запись формулы сернистой кислоты

 

-SO2 .H2ON2O5 + H2O = 2HNO3 SO3 + H2O = H2SO4Многие

 

кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (Cгр, S8, P4, Pкр, B, Se, но не N2 и не галогены): C + O2 = CO2, S8 + 8O2 = 8SO2,

или при разложении соответствующих кислот:

 

H2SO4 = SO3 + H2O

 

(при сильном нагревании),

 

H2SiO3 = SiO2 + H2O

 

 (при высушивании на воздухе),

 

H2CO3 = CO2 + H2O

 

 (при комнатной температуре в растворе),

 

 

H2SO3 = SO2 + H2O (

 

при комнатной температуре в растворе). Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO2 и SO2 при действии сильных кислот на карбонаты

 

Na2CO3 + 2HClp = 2NaClp + CO2 +H2O

 

(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na2CO3), и сульфиты

 

K2SO3тв + H2SO4конц = K2SO4 + SO2 + H2O

 

 (если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).

 

1.3 Амфотерные оксиды

 

К амфотерным оксидам относят ZnO, Al2O3, BeO, Cr2O3, PbO, CuO и некоторые другие оксиды. Химическая связь в них плохо описывается как в рамках модели ионной связи, так и в рамках модели ковалентной связи. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. Рассмотрим эти реакции на примере оксида цинка. При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль - цинкат натрия:

 

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

 

 

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

 

ZnO + 2OH + H2O = [Zn(OH)4]2

 

Молекулярное уравнение:

 

 ZnO + 2NaOHp + H2O = Na2[Zn(OH)4]p.

 

Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора - тетрагидроксоцинкатом натрия. В аналогичные реакции вступают и другие амфотерные оксиды. Состав и названия этих веществ легко можно определить, пользуясь таблицей 1.

При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами

 

ZnO + Na2O = Na2ZnO2,

 

но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды. Способы получения амфотерных оксидов те же, что и основных оксидов. Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B2O3).

 

 

Таблица 1. Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов

Амфотерныйоксид	Анионы, образующиеся в расплаве щелочи		Анионы, образующиеся в растворе щелочи.
	Формула	Название		Формула	Название
ZnO	ZnO22	цинкат-ион	[Zn(OH)4]2		тетрагидроксоцинкат-ион
BeO	BeO22	бериллат-ион	[Be(OH)4]2		тетрагидроксобериллат-ион
CuO	CuO22	купрат-ион	[Cu(OH)4]2		тетрагидроксокупрат-ион
PbO	PbO22	плюмбат(II)-ион	[Pb(OH)3]		тригидроксоплюмбат(II)-ион
Cr2O3	CrO2	хромат(III)-ион	[Cr(OH)6]3		гексагидроксохромат(III)-ион
Al2O3	AlO2	алюминат-ион	[Al(H2O)2(OH)4] [Al(OH)6]3		диакватетрагидроксоалюминат-ион,гексагидроксоалюминат-ион

 

1.4 Основания

 

Определение. Основаниями называются соединения, которые состоят из атома металла и гидроксогрупп (OH-). Например, NaOH, Mg(OH)2, La (OH)3, Ca (OH)2.

ОН- — это гидроксид - ион, заряд его равен — 1. Число гидроксид - ионов в основании определяется степенью окисления металла.

Номенклатура. Название основания составляется из слов "гидроксид" + название металла в родительном падеже. Например, КОН — гидроксид калия, Ва(ОH)2 — гидроксид бария, La(OH)3 — гидроксид лантана.

Если металл образует несколько гидроксидов, то указывают степень его окисления римской цифрой в скобках. Например, Fe(ОН)2 — гидроксид железa (II), Bi(OH)3 — гидроксид висмута (III). нaзвание основания составляют и так: к слову гидроксид добавляют приставки, которые показывают количество гидроксогрупп в основании. Например, Са(ОН)2 — дигидроксид кальция, Вi (ОН)3 — тригидроксид висмута.

Число гидроксогрупп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH, КОН, NH4OH — однокислотные основания, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ва(OH)2 — двухкислотные основания, La(OH)3, Bi(OH)3 — трехкислотные основания, Th(OH)4 — четырехкислотное основание. Пятикислотные и шестикислотные основания неизвестны.

Остатки оснований. Положительно заряженные группы атомов (положительные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы основания одной или нескольких гидроксогрупп, называются остатками основания или радикалами основания. Величина положительного заряда остатка основания определяется числом отрывавшихся гидроксогрупп.

В табл. 2 приведены формулы и названия некоторых оснований и их остатков.

 

Таблица 2. Названия и формулы некоторых оснований и их остатков

Основания			Остатки оснований
Формула	Название	кислотность	формула	название
NaОН	Гидроксид натрия	1	Na+	Натрий-ион
Mg(ОН)2	Гидроксид магния	2	MgOH+	Гидроксомагний - ион
			Mg2+	Магний –ион
Bi(OH)3	Гидроксид висмута (III)	3	Bi(OH)	Дигидроксовисмут (III)-ион
			Bi(OH)2+	Гидроксовисмут (III)-ион
			Bi3+	Висмут (III)-ион
CuOH	Гидроксид меди (I)	1	Cu+	Медь (I)-ион
Mn (OH)2	Гидроксид марганца (II)	2	MnOH+	Гидроксомарганец (II) – ион
			Mn2+	Марганец (II) – ион