Химические свойства оснований

Министерство образования Российской Федерации

Новгородский Государственный университет им. Ярослава Мудрого

Кафедра фундаментальной и прикладной химии

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Великий Новгород

2012г.
СОДЕРЖАНИЕ

1.	Оксиды	3
2.	Гидроксиды	7
2.1.	Основания	8
2.2.	Кислоты	10
3.	Соли	12
3.1.	Средние соли	12
3.2.	Кислые соли	17
3.3.	Основные соли	21
3.4.	Двойные и смешанные соли	23
4.	Галогенангидриды	24
	Литература	25

Неорганические соединения можно классифицировать по составу и свойствам.

Способ классификации по составу предполагает разделение соединений на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные (тринарные, тетрарные и т.д.). Оксиды, галогениды, например, являются бинарными соединениями, гидроксиды – тринарными.

Большее значение для химии имеет классификация неорганических соединений по свойствам (функциональным признакам). При таком способе классификации выделяют следующие классы соединений: оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты, соли. Обычно основания, амфотерные гидроксиды и кислородсодержащие кислоты ввиду сходства их составов объединяют в класс гидроксидов.

ОКСИДЫ

Оксиды – это бинарные соединения элементов с кислородом, в которых он имеет степень окисления –2. Из этого определения следует, что большая группа соединений, включающая пероксид водорода и его производные, к оксидам не относится.

В зависимости от степени окисления элемента (Э) формулы оксидов имеют следующий вид:

⁺¹Э₂О, ⁺²ЭО, ⁺³Э₂О₃, ⁺⁴ЭО₂, ⁺⁵Э₂О₅, ⁺⁶ЭО₃, ⁺⁷Э₂О₇, ⁺⁸ЭО₄,

а их графические формулы соответственно имеют вид:

Э – О – Э Э = О О = Э – О – Э = О О = Э = О

\\ //

Как видно из графических формул, в молекулах оксидов атомы кислорода связаны с атомами элемента и не связаны, как и последние, друг с другом.

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних немного (CO, NO, N₂O, SiO). Эти соединения не обладают способностью реагировать с основаниями, кислотами, другими оксидами с образованием солей.

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные (реагируют с кислотами, образуя соли, и не реагируют с основаниями), кислотные (реагируют с основаниями, давая соли, и не реагируют с кислотами) и амфотерные (реагируют как с кислотами, так и с основаниями). Амфотерные оксиды, таким образом, в зависимости от свойств реагента – партнера могут выступать в роли и основных, и кислотных оксидов.

В группу основных входят оксиды металлов, причем обычно одно- и двухвалентных (Na₂O, Cu₂O, MgO, FeO, MnO, Bi₂O₃ и др.), в группу амфотерных – оксиды металлов, чаще трехвалентных, реже – двух- и многовалентных (ZnO, PbO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Sb₂O₃, TiO₂, MnO₂и др.). Кислотными являются оксиды неметаллов (кроме нескольких, несолеобразующих), а также оксиды металлов, в которых металлы проявляют высокую степень окисления: Cl₂O, B₂O₃, CO₂, P₂O₅, Sb₂O₅, SO₃, Cl₂O₇, CrO₃, Mn₂O₇, XeO₄.

Таким образом, для оксидов металлов наблюдается следующая закономерность: чем выше степень окисления металла, тем более вероятней проявление его оксидом кислотных свойств, и наоборот, чем ниже степень окисления, тем скорее следует ожидать от оксида основных свойств. При промежуточных значениях степени окисления металлов соответствующие оксиды обнаруживают часто те, и другие свойства, то есть оказываются амфотерными.

Существует также связь свойств оксидов с положением элементов в периодической системе. Наиболее ярко она проявляется для высших оксидов. Неметаллический характер, степень ковалентности связи элемент – кислород, а значит, кислотные свойства оксидов нарастают в периодической системе слева направо и снизу вверх. В противоположных направлениях усиливается металлический характер элементов, увеличивается степень ионности связи элемент – кислород и сильнее проявляются основные свойства оксидов, усиливается неметаллический характер элементов, увеличивается степень ковалентности.

При комнатной температуре большинство оксидов – твердые вещества (СuO, Fe₂O₃ и др.), некоторые – жидкости (H₂O, Cl₂O₇ и др.) и газы (NO, SO₂ и др.). Химическая связь в оксидах – ионная (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов), либо ковалентная (CO₂, B₂O₃, Ag₂O, CuO).

Номенклатура оксидов

Если элемент, образующий оксид, имеет единственную степень окисления, то ее в названии оксида можно не указывать: Na₂O – оксид натрия. Если же элемент образует несколько оксидов, то это необходимо: MnO – оксид марганца (II), MnO₂– оксид марганца (IV), Mn₂O₇– оксид марганца (VII). По реже используемой в неорганической химии систематической номенклатуре, требующей полного отражения состава соединений, оксиды называются так: CrO – хром оксид, Cr₂O₃ – дихром триоксид.

Химические свойства оксидов

Кислотныеоксиды образуют гидратные формы, которые имеют характер кислот, образующихся при непосредственном взаимодействии оксидов с водой, либо косвенным путем. Кислотные оксиды являются ангидридами кислородсодержащих кислот. Такие оксиды, как SO₂, SO₃, N₂O₃, P₂O₅ и другие образуют кислоты при прямом взаимодействии с водой:

SO₃+H₂O®H₂SO₄,

N₂O₅+H₂O®2HNO₃.

В ряде случаев кислотные оксиды практически не реагируют с водой (например, SiO₂) или реагируют весьма незначительно (например, WO₃ и MoO₃). Гидратные формы этих оксидов образуются косвенным путем, то есть сначала их переводят в соли путем взаимодействия со щелочами:

SiO₂+2NaOH®Na₂SiO₃+H₂O,

WO₃+2NaOH®Na₂WO₄+H₂O,

а полученные соли разлагают растворами более сильных кислот:

Na₂SiO₃+2HCl®2NaCl+H₂SiO₃¯,

Na₂WO₄+H₂SO₄®Na₂SO₄+H₂WO₄¯.

Кислотные оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты, называются смешанными ангидридами. К числу таких ангидридов относятся: оксид азота (IV), оксид хлора (IV) и некоторые другие; в них центральные атомы имеют необычные для данного элемента степени окисления. Так при растворении NO₂ в холодной воде образуются азотная и азотистая кислоты:

2NO₂+H₂O®HNO₃+HNO₂,

а при растворении ClO₂образуются хлорноватая и хлористая кислоты:

2ClO₂+H₂O®HClO₃+HClO₂.

Существует также группа так называемых сложных оксидов. В их состав входят атомы элементов в различных степенях окисления: Fe₃O₄(FeO × Fe₂O₃), Pb₃O₄(2PbO × PbO₂), SbO₂(Sb₂O₃ × Sb₂O₅).

Поведение этих соединений в реакциях подобно поведению смесей соответствующих простых оксидов:

Fe₃O₄+8HCl®FeCl₂+2FeCl₃+4H₂O,

Pb₃O₄+4HNO₃®2Pb(NO₃)₂+PbO₂+2H₂O,

2SbO₂+2NaOH®NaSbO₂+NaSbO₃+H₂O.

Все кислотные оксиды реагируют с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, образуя соли.

CO₂+CaO®CaCO₃,

SO₃+ZnO→ZnSO₄,

SO₂+2NaOH®Na₂SO₃+H₂O

Основными называются оксиды, способные к солеобразованию с кислотами и ангидридами кислот.

Основные оксиды образуют гидратные формы, имеющие характер оснований; последние образуются либо при непосредственном взаимодействии основных оксидов с водой, либо косвенным путем. По первому способу образуются щелочи, например,

K₂O+H₂O®2KOH,

BaO+H₂O®Ba(OH)₂.

В подавляющем большинстве случаев гидратные формы, имеющие характер оснований, получаются из оксидов косвенным путем. Примером могут служить: гидроксид меди (II) – Cu(OH)₂, гидроксид висмута – Bi(OH)₃, гидроксид железа (II) – Fe(OH)₂ и многие другие. Для их получения следует прибегнуть к предварительному превращению данного оксида в соль, например:

CuO+H₂SO₄®CuSO₄+H₂O,

Bi₂O₃+3H₂SO₄®Bi₂(SO₄)₃+3H₂O,

а затем действовать на полученную соль щелочью, в результате чего образуется малорастворимый гидроксид металла:

CuSO₄+NaOH®Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄,

Bi₂(SO₄)₃+6KOH®2Bi(OH)₃↓+3K₂SO₄.

Все основные оксиды при реакции с кислотными оксидами или кислотами образуют соли:

CuO+SO₃→CuSO₄,

MgO+2HCl®MgCl₂+H₂O

Амфотернымоксидам соответствуют амфотерные гидроксиды:

ZnO®Zn(OH)₂ºH₂ZnO₂,

Al₂O₃®Al(OH)₃ºH₃AlO₃®HAlO₂+H₂O

Амфотерные оксиды и их гидратные формы (амфотерные гидроксиды) являются соединениями двойственной функции. Особенностью их химического поведения является способность к солеобразованию как с кислотами, так и с основаниями.

Амфотерные оксиды образуют соли:

1) при взаимодействии с сильными кислотами (как основные оксиды):

Al₂O₃+6HNO₃®2Al(NO₃)₃+3H₂O;

2) при реакции со щелочами (как кислотные оксиды):

Al₂O₃+2NaOH®2NaAlO₂+H₂O (в расплаве),

Al₂O₃+6NaOH+3H₂O®2Na₃[Al(OH)₆] (в растворе);

3) при нагревании с кислотными или основными оксидами:

ZnO+SO₃®ZnSO₄,

ZnO+Na₂O®Na₂ZnO₂;

4) амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.

Получение оксидов

1) окисление простых веществ:

S+O₂®SO₂,

2Сu+O₂®2CuO;

2) разложение сложных веществ:

а) дегидратация кислородсодержащих кислот:

H₂CO₃«CO₂↑+H₂O,

H₂SiO₃®SiO₂+H₂O;

б) дегидратация нерастворимых оснований при нагревании:

Сu(OH)₂®CuO+H₂O;

в) термическое разложение некоторых солей:

CaCO₃®CaO+CO₂↑,

2Cu(NO₃)₂®2CuO+4NO₂↑+O₂↑;

3) горение органических соединений:

CH₄+2O₂®CO₂+2H₂O;

4) горение летучих водородных соединений (кроме галогеноводородов):

2H₂S+3O₂®2SO₂+2H₂O,

4NH₃+5O₂®4NO+6H₂О;

5) обжиг сульфидов тяжелых металлов:

2CuS+3O₂®2CuO+2SO₂,

4FeS₂+11O₂®2Fe₂O₃+8SO₂;

6) окисление и восстановление оксидов:

2CO+O₂®2CO₂,

6FeO+O₂®2Fe₃O₄,

CO₂+C ®2CO;

7) взаимодействие H₂SO₄(конц.) и HNO₃ с металлами:

Cu+2H₂SO₄(конц.)®CuSO₄+SO₂↑+2H₂O,

Pb+4HNO₃(конц.)→Pb(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O,

3Ag+4HNO₃(разб.)®3AgNO₃+NO↑+2H₂O.

ГИДРОКСИДЫ

Гидратные формы оксидов называются гидроксидами. Обычно различают ортоформы, метаформы и пироформы (диформы). В ортоформах число групп ОН^- отвечает степени окисления центрального атома. Так, ортогидратная форма оксида алюминия имеет состав Al(OH)₃, а оксида кремния (IV) - Si(OH)₄ или H₄SiO₄.Однако иногда, как исключение, ортоформами называют соединения, имеющие иной состав. К ним относятся, например, H₃PO₄ – ортофосфорная кислота и H₃AsO₄ – ортомышьяковая кислота.

Метаформы содержат минимальное возможное число ОН-групп, например, AlO(OH) или HАlO₂, SiO(OH)₂ или H₂SiO₃, PO₂(OH) или HPO₃. Пироформы (диформы) содержат в своем составе два центральных атома и нечетное число атомов кислорода, например, H₂S₂O₇, H₄P₂O₇, H₂Si₂O₅ (в их названиях сейчас чаще используют приставку ди-: дисерная, дифосфорная, дикремниевая).

При написании графической формулы гидроксида следует исходить из того, что она состоит из центрального атома – металла или неметалла, соединенного с гидроксогруппами –ОН и с атомами кислорода: =О. В подавляющем большинстве случаев ионы Н⁺сочетаются с центральным атомом через кислород, и, следовательно, по их числу можно судить о числе ОН-групп, окружающих центральный атом или ион. Так, например, графические формулы Al(OH)₃ и H₄SiO₄ имеют следующий вид:

О-Н

Н-O

O-Н

H-O

—

О-Н

Н-О

O-Н

Если число атомов кислорода больше числа атомов водорода, то это означает, что избыточные атомы кислорода также соединяются с центральным атомом, который «расходует» при этом две связи на каждый атом кислорода. Так, графические формулы HNO₃, H₂SO₄ и H₃PO4 имеют вид:

Н-O

Н-О

Н-O

—

Н-O

—

═

Н-О

Когда в состав молекулы входят два центральных атома элемента, образующего гидратную форму, то при нечетном числе атомов кислорода оба атома элемента соединяются друг с другом общим кислородным атомом, а ОН-группы и остальные атомы кислорода в большинстве случаев располагаются симметрично относительно обоих центральных атомов элемента. В качестве примера приведем графические формулы дисерной H₂S₂O₇ и дифосфорной H₄P₂O₇ кислот:

Н-O

О-Н

Н-О

O-Н

—

Н-O

O-Н

По химическим свойствам гидроксиды делятся на три группы – основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные.

ОСНОВАНИЯ

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона NH₄⁺) и одной или нескольких гидроксогрупп, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Me(OH)х, где х равно степени окисления металла. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме. При наименовании оснований для элементов, проявляющих переменную степень окисления, следует указать ее величину: Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Классифицировать основания можно следующим образом:

1) по растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH₄OH) и нерастворимые (все остальные основания);

2) по степени диссоциации основания подразделяются на сильные (щелочи) и слабые (все остальные).

3) по кислотности, то есть по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотные остатки: на однокислотные (NaOH), двухкислотные [Ca(OH)₂], трехкислотные [Al(OH)₃].

Химические свойства оснований

Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона ОН^-, создающего в растворе щелочную среду (фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий).

1. Химические свойства щелочей:

1) взаимодействие с кислотными оксидами:

2KOH+CO₂®K₂CO₃+H₂O;

2) реакция с кислотами (реакция нейтрализации):

2NaOH+ H₂SO₄®Na₂SO₄+2H₂O;

3) взаимодействие с растворимыми солями (только в том случае, если при действии щелочи на растворимую соль выпадает осадок или выделяется газ):

2NaOH+ CuSO₄®Cu(OH)₂¯+Na₂SO₄,

Ba(OH)₂+Na₂SO₄®BaSO₄¯+2NaOH, KOH(конц.)+NH₄Cl(крист.)®NH₃+KCl+H₂O.

2. Химические свойства нерастворимых оснований:

1) взаимодействие оснований с кислотами:

Fe(OH)₂+H₂SO₄®FeSO₄+2H₂O;

2) разложение при нагревании. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду:

Cu(OH)₂®CuO+H₂O

Получение оснований

1. Получение щелочей:

1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Сa+2H₂O®Ca(OH)₂+H₂,

Na₂O+ H₂O®2NaOH

2) электролиз растворов хлоридов щелочных металлов (промышленное получение):

2NaCl+2H₂O®Cl₂(на аноде)+H₂(на катоде)+2NaOH(у катода).

2. Нерастворимые основания получают из растворимых солей действием щелочей:

CuSO₄+2NaOH®Cu(OH)₂¯+Na₂SO₄.

КИСЛОТЫ

Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла (или ионами аммония). Общая формула кислот: H_xAn, где An^х- – кислотный остаток, х – число атомов водорода, равное заряду кислотного остатка.

Кислоты классифицируют:

а) по содержанию атомов кислорода в молекуле – на бескислородные (HCl) и кислородсодержащие (H₂SO₄);

б) по основности, то есть по числу атомов водорода, способных замещаться на металл – на одноосновные (HCN), двухосновные (H₂S) и т.д.

в) по электролитической силе – на сильные и слабые. Наиболее употребляемыми сильными кислотами являются разбавленные водные растворы HCl, HBr, HJ, HNO₃, H₂SO₄, HСlO₃, HClO₄.

Номенклатура кислот

Названия кислот производятся от того элемента, от которого образована кислота. При этом в названии бескислородных кислот обычно имеется окончание –водородная: HCl – хлороводородная, HBr – бромоводородная, H₂S – сероводородная.

В случае кислородсодержащих кислот окончание –водородная отсутствует: HNO₃ – азотная, H₂CrO₄ – хромовая. Названия кислот, в которых степень окисления центрального атома соответствует номеру группы в таблице Менделеева, образуются с помощью прилагательного от русского названия элемента, например, HСlO₄ – хлорная, Н₂МоО₄ – молибденовая, H₂SO₄ – серная (исключение составляют кислоты H₃AuO₃ – золотая и H₂FeO₄ – железная, названия которых относятся к высшим степеням окисления элементов, не соответствующим номерам групп: золото находиться в первой группе, а железо – в восьмой).

В названиях кислот элементов IV – VI групп низшие степени окисления центральных атомов кислоты обозначаются с помощью суффикса -ист-: H₂SO₃ – сернистая, H₂SnO₂ – оловянистая, HNO₂ – азотистая кислоты.

Названия кислот следует образовывать с приставками мета-, ди-, орто-, если это способствует уточнению формулы кислоты, например, ортомышьяковая H₃AsO₄, димышьяковая H₄As₂O₇, метамышьяковая HAsO₃.

Для обозначения степени окисления галогенов в названиях кислот используются следующие суффиксы: -н- для степени окисления +7; -новат- для степени окисления +5; -ист- для степени окисления +3 и -новатист- для степени окисления +1. Например, HClO₄ – хлорная кислота, HClO₃ – хлорноватая кислота, HClO₂ - хлористая кислота, HСlO – хлорноватистая кислота.

Химические свойства кислот

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н⁺, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом, кислоты – это доноры протонов: HxAn«xH⁺+An^x^-.

Действие растворов кислот на индикаторы: фенолфталеин – бесцветный, метилоранж окрашивается в красный цвет, лакмус – в красный.

1) Взаимодействие с металлами.

Характер продуктов зависит от природы и концентрации кислот и активности металлов. Разбавленные кислоты (кроме HNO₃) взаимодействуют с металлами, находящимися в ряду напряжений металлов левее водорода, образуя соль и вытесняя водород из кислоты.

H₂SO₄+Zn®ZnSO₄+H₂;

2) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

H₂S+CaO®CaS+H₂O,

6HNO₃+Al₂O₃®2Al(NO₃)₃+3H₂O;

3) взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₃PO₄+3KOH®K₃PO₄+3H₂O,

2HClO₄+Zn(OH)₂®Zn(ClO₄)₂+2H₂O;

3) взаимодействие с солями. Возможно только в том случае, если образуется: а) более слабая кислота (в растворе); б) нерастворимая соль или нерастворимая кислота; в) выделяется газ (часто реакция идет без воды, при нагревании):

а) 2HNO₃+Na₂S®2NaNO₃+H₂S;

б) H₂S+2AgNO₃®Ag₂S¯+HNO₃,

2HBr+Na₂SiO₃®H₂SiO₃↓+2NaBr;

в) H₂SO₄(конц.)+ NaCl(крист.)® HCl+NaНSO₄(крист.).

Получение кислот

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO₃+H₂O®H₂SO₄,

P₂O₅+3H₂O®2H₃PO₄;

2) вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей:

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄®3CaSO₄+2H₃PO₄,

K₂S+2HBr®2KBr+H₂S,

Na₂SiO₃+2HCl®2NaCl+H₂SiO₃¯ (H₂O+SiO₂);

3) взаимодействие неметаллов с водородом:

H₂+Cl₂®2HCl.

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ

Амфотерные гидроксиды – сложные вещества, проявляющие свойства и кислот, и оснований.

Все амфотерные гидроксиды плохо растворяются в воде, хорошо – в кислотах и щелочах:

Zn²⁺↔Zn(OH)₂↔[Zn(OH)₄]^2-;

в кислой среде в щелочной среде

[Al(OH)₄(Н₂О)₂]^- или упрощенно [Al(OH)₄]^-

Al³⁺↔Al(OH)₃↔

[Al(OH)₆]^3- (в сильнощелочном растворе)

Дата добавления: 2019-02-22; просмотров: 176; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 4 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!