Свойства нерастворимых оснований

Оксиды

Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в которых кислород присоединяется только к атомам других элементов (Na―O―Na, Mg═O, O═C═O и др.), или соединения элементов с кислородом, в которых каждый атом кислорода имеет степень окисления, равную –2. Почти все элементы образуют соединения с кислородом. В одних случаях оксиды образуются при непосредственном соединении простых веществ с кислородом, в других - их получают косвенном путем.

По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Классификация.

Оксиды: Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) СО, SiO, N₂O, NO Солеобразующие
Основные	Амфотерные	Кислотные
Оксиды, гидраты которых являются основаниями. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na₂O оксид натрия, CaO оксид кальция, СuО оксид меди (II), СоО оксид кобальта (II), Bi₂O₃ оксид висмута (III), Мn₂О₃ оксид марганца (III)	Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Al₂O₃ оксид алюминия Сг₂О₃ оксид хрома (III) SnO₂ оксид олова (IV) МnО₂ оксид марганца (IV) ZnO оксид цинка, ВеО оксид бериллия	Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р₂О₃ оксид фосфора (III), СО₂ оксид углерода (IV), SО₃ оксид серы (VI), Cl₂O₇ оксид хлора (VII), N₂O₅ оксид азота (V). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7 Примеры: Sb₂O₅ оксид сурьмы (V), СгО₃ оксид хрома (VI), МnО₃оксид марганца (VI), Мn₂О₇ оксид марганца (VII)
Изменение характера оксидов при увеличении с.о. металла
Cr²⁺O	Сг₂³⁺О₃	Сг⁶⁺О₃
Mn²⁺O Мn₂³⁺О₃	Мn⁴⁺О₂	Мn⁶⁺О₃ Мn₂⁷⁺О₇

Физические свойства Самостоятельно

Агрегатное состояние .	Твердые СаО, СuО, Li₂O и др. основные оксиды; ZnO, Аl₂О₃, Сr₂О₃ и др. амфотер-ные оксиды; SiO₂, P₂O₅, СrO₃ и др.	Жидкие SO₃, Cl₂O₇, Мn₂О₇	Газообразные СО₂, SO₂, N₂O, NO, NO₂
Растворимость в воде	Растворимые: а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов; b) практически все кислотные оксиды (исключение SiO₂)	Нерастворимые: а) все остальные оксиды; b) все амфотерные оксиды; с) SiO₂

Основные оксиды. Основными называются оксиды, взаимодействующие с водой с образованием гидроксидов, а с кислотами (или с кислотными оксидами) - с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания. Например, оксид кальция CaO реагирует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)₂:

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

Оксид магния MgO – тоже основный оксид. Он малорастворим в воде, но ему соответствует основание – гидроксид магния Mg(ОН)₂, разложением которого можно получить MgO.

Кислотные оксиды. Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с водой с образованием кислот, а с основаниями (или с основными оксидами) - с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Так, триоксид серы SO₃ взаимодействует с водой, образуя серную кислоту.

SO₃ + Н₂O = Н₂SO₄

Диоксид кремния SiO₂ – тоже кислотный оксид. Хотя он не взаимодействуют с водой, ему соответствует метакремниевая кислота Н₂SiO₃, разложением которой можно получить SiO₂.

Амфотерные оксиды. Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами. К таким оксидам относятся, например, AI₂O₃, ZnO, PbO₂, Cr₂O₃.

Несолеобразующие оксиды. Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или гидроксидами с образованием солей. К ним относятся N₂O, NO, СО и некоторые другие оксиды.

Пероксиды. Надпероксиды. Озониды. Соединения элементов с кислородом, в которых осуществляется связь между двумя атомами кислорода, называются пероксидами ( Na―O―O―Na). Или пероксиды - соединения элементов с кислородом, в которых кислородная группировка О₂ имеет заряд –2 (степень окисления кислорода -1). По свойствам эти соединения отличаются от других оксидов и являются солями пероксида водорода. Пероксидная группировка не очень прочна и при действии кислот на пероксиды металлов выделяется кислород

2Na₂O₂+ 2H₂SO₄ = 2Na₂SO₄+ 2H₂O + O₂

В надпероксидах, например КO₂, группировка атомов O₂ имеет заряд – -1 (степень окисления кислорода равна -1/2). В озонидах (КO₃) группировка атомов O₃ имеет заряд -1 (степень окисления кислорода -1/3).

Смешанные оксиды. Соединения Pb₂O₃, Mn₃O₄, Fe₃O₄иногда называют двойными или смешанными оксидами. Их можно также рассматривать как соли: Pb₂O₃≡ PbPbO₃ – соль кислоты Н₂PbO₃; Mn₃O₄≡ Mn₂MnO₄– соль кислоты Н₄MnO₄; Fe₃O₄ ≡ Fe (FeO₂)₂ – соль кислоты HFeO₂. Таким образом, в состав молекулы смешанного оксида входят атомы одного элемента в различных степенях окисления. Структурно-графические формулы

O^-2 / \ Pb⁺²Pb⁺⁴═O^-2 \ / O^-2

O^-2 O^-2 / \ // Mn⁺²Mn⁺⁴ \ / \\ O^-2 O^-2

O^-2―Fe⁺³═O^-2 / Fe⁺² \ O^-2―Fe⁺³═O^-2

Способы получения

1) Взаимодействие простых веществ с кислородом:

4Li + О₂ = 2Li₂O

2Cu + O₂ = 2CuO

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

S + О₂ = SO₂

2) Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:

Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂О

2Al(ОН)₃ = Аl₂О₃ + ЗН₂О

H₂SO₃ = SO₂+H₂O

3) Разложение солей:

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

4) Окисление сложных веществ кислородом:

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

4FeS₂ + 11О₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

5) Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Сu + 2Н₂SO₄ (конц) = СuSO₄ + SO₂ + 2Н₂О

Химические свойства

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой

Примеры:

СаО + Н₂О = Сa(ОН)₂(только для оксидов щелочных

основный основание щелочно-земельных металлов)
оксид
SО₃ + H₂O = H₂SO₄ (кроме SiO₂)

кислотный кислота
оксид

СаО + SO₃ = CaSO₄

основный кислотный соль

оксид оксид

СаО + H₂SO₄ = CaSO₄ + Н₂О

основный кислота соль

оксид

SО₃ + Са(ОН)₂ = CaSO₄ + Н₂О

кислотный основание соль

оксид

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами.

Кислоты

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид катионов – ионы водорода Н⁺

НАc Н⁺ + Ас^- (Ас – кислотный остаток)

Классификация.

По основности:

— одноосновные (HCI, HCN, НNО₃ и др.);

— многоосновные:

двухосновные (H₂S, H₂SO₄, Н₂СrO₄ и др.);

трехосновные (Н₃РO₄, Н₃АsО₄ и др.);

четырехосновные (Н₄Р₂О₇ и др.).

II. По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот:

— бескислородные HF — фтороводородная (плавиковая) HCl — хлороводородная (соляная) НВr — бромоводородная HI — иодоводородная H₂S — сероводородная HCN — циановодородная (синильная) HNCS — тиоциановая (роданистоводородная)

— кислородсодержащие Н₃ВО₃ — ортоборная Н₂СО₃ — угольная Н₂SiО₃ — кремниевая НNО₃ — азотная HNO₂ — азотистая Н₃РО₄ — ортофосфорная Н₂НРО₃ — фосфористая (двухосновная к-та) H₂SO₄ — серная Н₂SО₃ — сернистая НClО₄ — хлорная НClО₃ — хлорноватая НClО₂ — хлористая HClO — хлорноватистая Н₂СrО₄ — хромовая Н₂Сr₂О₇ — дихромовая НмnО₄ — марганцовая

III. По степени диссоциации в водных растворах:

— сильные кислоты (HCl, HBr, HI, НNО₃, H₂SO₄, НClО₄, НClО₃, Н₂СrО₄, Н₂Сг₂О₇, НMnО₄)

— слабые кислоты (HF, H₂S, HCN, Н₃ВО₃, Н₂СО₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₃PO₄, Н₂НРО₃,, HClO₂, HclO)

Физические свойства

Агрегатное состояние
Растворы газов в воде	Жидкие	Твердые
HF, HCl, HBr, HI, H₂S, HCN, H₂CO₃, H₂SO₃	НNО₃, H₂SO₄, НсlО₄, НсlО₃,	H₃BO₃, H₂SiO₃, Н₃РО₄, Н₃РО₃
Все жидкие и твердые кислоты (кроме Н₂SiO₃) растворимы в воде

Способы получения

Бескислородные кислоты получают растворением в воде соответствующих летучих водородных соединений неметаллов, которые синтезируют из простых веществ:

Н₂ + Cl₂ = 2HCI; Н₂ + S = H₂S,

или выделяют из соответствующих солей:

2NaCl (тв) + H₂SO₄ (конц) = 2HCl + Na₂SO₄

FeS (тв) + H₂SO₄ = H₂S + FeSO₄

2. Кислородсодержащие кислоты получают различными способами. Конечной стадией многих из этих способов является растворение кислотных оксидов в воде:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄; Р₂О₅ + ЗН₂О = 2Н₃РО₄;

Слабые кислородсодержащие кислоты выделяются из их солей при действии более сильных кислот:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃¯ + 2NaCl

Са₃(РО₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РО₄+ 3CaSO₄

Некоторые кислородсодержащие кислоты получают окислением простых веществ-неметаллов:

3Р°+ 5НNО₃ + 2Н₂О = 3Н₃Р⁵⁺О₄+ 5NO

(разб.)

S^o + 2HNO₃ = H₂S⁶⁺O₄+ 2NO

(разб.)

Химические свойства

Общие свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка ионов водорода Н⁺. К этим свойствам относятся:

1. Взаимодействие с основаниями (реакции нейтрализации).

Взаимодействие с основными оксидами

2HCl + МgО = MgCl₂ + Н₂О

Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

6HNO₃ + Аl₂О₃ = 2Аl(NО₃)₃ + ЗН₂О

Взаимодействие с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂

H₂SO₄ + Fe = FeSO₄ + H₂

(разб.)

Взаимодействие с солями слабых или летучих кислот

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + CO₂ + Н₂О

Основания

Основания – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы ОН^-

МеОН Me⁺ + ОН^- (Me⁺ - катион металла)

Классификация.

I. По кислотности

— однокислотные (NaOH, КОН, NH₄OH и др.);

— двухкислотные (Са(ОН)₂, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂и др.);

— трехкислотные (Ni(OH)₃, Co(OH)₃, Мn(ОН)₃и др.).

II. По растворимости в воде и степени ионизации:

— растворимые в воде сильные основания (щелочи) — гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов

LiOH — гидроксид лития

NaOH — гидроксид натрия (едкий натр)

КОН — гидроксид калия (едкое кали)

RbOH — гидроксид рубидия

CsOH — гидроксид цезия

Са(ОН)₂ — гидроксид кальция

Sr(OH)₂ — гидроксид стронция

Ва(ОН)₂ — гидроксид бария;

— нерастворимые в воде слабые основания, например:

Сu(ОН)₂ — гидроксид меди (II)

Fe(OH)₂ — гидроксид железа (II)

Ni(OH)₃ — гидроксид никеля (III).

Физические свойства

Все основания (гидроксиды металлов) – твердые вещества. Гидроксиды s -металлов бесцветны, гидроксиды многих d -металлов окрашены.

Способы получения

Способы получения щелочей нерастворимых оснований различны

Щелочей

1. Растворение соответствующих оксидов в воде:

Na₂O + H₂O = 2NaOH;

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂

2. Растворение соответствующих щелочных или щелочноземельных металлов в воде:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂;

Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂+ H₂

3. Электролиз водных растворов солей щелочных и щелочноземельных металлов:

СаСl₂ + 2Н₂О ® Ca(OH)₂+H₂ + Cl₂

Нерастворимых оснований

Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃¯ + 3KCl

Химические свойства

Общим свойством растворимых и нерастворимых оснований является их способность взаимодействовать с кислотами.

NaOH + HCI = NaCI + Н₂О

Свойства нерастворимых оснований

1. В отличие от щелочей, нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации:

Cu(OH)₂ = CuO¯ + Н₂О

Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре, т. е. являются неустойчивыми, например:

2АgОН = Аg₂О + Н₂О

2. Гидроксиды, в которых d -металлы имеют низкие с. о., способны окисляться кислородом воздуха:

4Fe(OH)₂ + О₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)₃

3. Гидроксиды d-металлов вступают в реакции комплексообразования: Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Сu(NН₃)₄](ОН)₂

Свойства нерастворимых оснований

Поиск по сайту