Получение, свойства, применение оксидов, оснований, кислот и солей. Структура вещества. План

Получение, свойства, применение оксидов, оснований, кислот и солей. Структура вещества.
План
1. Состав, названия и характерные свойства оксидов, оснований кислот, солей
2. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой.
3. Получение, свойства, применение оксидов, оснований, кислот и солей. Структура вещества.

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 + 2HCl_p = 2LiCl_p + H₂O, NiO + H₂SO_4p = NiSO_4p + 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 + 2OHLi₂O + H₂O = 2LiOH_p, 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.
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.
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 + 2NaOH_р = Na₂SO_4р + H₂O, N₂O₅ + 2KOH_р = 2KNO_3р + 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 (C_гр, S₈, P₄, P_кр, 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 + 2HCl_p = 2NaCl_p + CO₂ +H₂O
(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na₂CO₃), и сульфиты
K₂SO_3тв + H₂SO_4конц = K₂SO₄ + SO₂ + H₂O
(если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).
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
			Mg^2+	Магний -ион
Bi(OH)3	Гидроксид висмута (III)	3	Bi(OH)	Дигидроксовисмут (III)-ион
			Bi(OH)^2+	Гидроксовисмут (III)-ион
			Bi^3+	Висмут (III)-ион
CuOH	Гидроксид меди (I)	1	Cu^+	Медь (I)-ион
Mn (OH)2	Гидроксид марганца (II)	2	MnOH^+	Гидроксомарганец (II) - ион
			Mn^2+	Марганец (II) - ион

К основаниям относятся:
а) ионные гидроксиды, соответствующие основным оксидам;
б) некоторые не содержащие гидроксидных ионов вещества, молекулы которых способны принимать протон (аммиак NH₃, гидразин N₂H₄ и некоторые другие соединения). Частицами-основаниями в этих веществах являются или гидроксид-ионы (а), или сами молекулы оснований (б). Все основания удобно разделить на три группы: I - растворимые ионные основания (щелочи), II - нерастворимые (то есть очень мало растворимые) основания и III - молекулярные основания. Все растворимые ионные основания (щелочи) являются сильными основаниями. Из нерастворимых гидроксидов слабыми являются только те, которые в той или иной степени проявляют амфотерные свойства. Все молекулярные основания - слабые. Основания I группы в воде химически растворяются, основания II группы также химически растворяются в воде, но крайне незначительно, а растворение оснований III группы - отчасти физическое, а отчасти химическое (часть растворившихся молекул обратимо реагирует с водой):
По той или иной причине в растворах оснований присутствуют
гидроксид-ионы, поэтому растворы оснований I и III группы изменяют окраску кислотно-основных индикаторов. Реакции, характеризующие химические свойства оснований, распадаются на две группы. К первой относятся КОР, связанные с наличием в составе оснований частиц, способных принимать протон (частиц-оснований). Это реакции с веществами, содержащими частицы-кислоты или амфолиты с сильными кислотами, со слабыми кислотами (в том числе с катионными) и с кислыми солями.
1) Все основания реагируют с растворами сильных кислот, то есть с растворами, содержащими ионы оксония.
OH + H₃O = 2H₂O, Fe(OH)₂ + 2H₃O = Fe² + 4H₂O, NH₃ + H₃O = NH₄ + H₂O, NaOH_р + HNO_3р = NaNO_3р + H₂O, Fe(OH)₂ + 2HCl_р = FeCl_2р + 2H₂O, NH₃ + HClO_4р = NH₄ClO_4р.
1а) Сильные основания реагируют и со слабыми кислотами:
OH + HNO₂ = H₂O + NO₂, 2OH + H₂SiO₃ = 2H₂O + SiO₃², KOH_p + HNO_2p = H₂O + KNO_2p, 2KOH_p + H₂SiO₃ = 2H₂O + K₂SiO_3p.
Возможность реакции слабого основания со слабой кислотой определяется общим правилом, определяющим направление протекания КОР. Кислотно-основные реакции между веществами-основаниями и веществами-кислотами могут протекать и в отсутствие воды:
KOH_кр + H₃PO_4ж = KH₂PO_4кр + H₂O; Mg(OH)_2кр + 2HCl_г = MgCl_2кр + 2H₂O; NH_3г + HCl_г = NH₄Cl_кр.
Правда, практическое значение эти реакции имеют только для оснований III группы, так как в остальных случаях вода образуется сразу после начала реакции.
2) Растворимые основания реагируют с растворами кислых солей, содержащими как анионы-амфолиты, так и гидросульфат-ион и подобные ему частицы-кислоты:
OH + HCO₃ = H₂O + CO₃², NH₃ + HSO₄ = NH₄ + SO₄², NaOH_р + NaHCO_3р = H₂O + Na₂CO_3р; 2NH₃ + 2NaHSO_4р = Na₂SO_4p + (NH₄)₂SO_4p.
Гидросульфаты, кроме того, реагируют и с нерастворимыми основаниями.
3) Растворимые основания реагируют с растворами солей, в состав которых входят катионные кислоты:

2OH + [Fe(H2O)6]^2 = [Fe(H2O)4(OH)2] + 2H2O,
2OH + Fe^2aq = Fe(OH)2aq
2NaOHp + FeSO4p = Fe(OH)2 + Na2SO4p
2NH3 + [Mg(H2O)4]^2 = [Mg(H2O)2(OH)2] + 2NH4
2NH3 + 2H2O + Mg^2aq = Mg(OH)2aq + 2NH4
2NH3 + 2H2O + MgSO4aq = Mg(OH)2 + (NH4)2SO4p

Упрощенно эти реакции можно рассматривать как реакции осаждения из растворов нерастворимых гидроксидов. Растворы щелочей реагируют с растворами солей, в состав которых входят катионные кислоты и другого типа, иными словами, в том случае, когда при реакции образуется растворимое слабое основание:
OH + NH₄ = H₂O + NH₃, 2KOH + (NH₄)₂SO₄ = K₂SO₄ + 2NH₃ + 2H₂O.
В приведенной реакции из концентрированных растворов или при нагревании аммиак может выделяться в виде газа. Выделение аммиака происходит полнее, если концентрированным раствором щелочи обработать твердый сульфат аммония. Ко второй группе реакций относятся реакции, не являющиеся кислотно-основными и вызванные стремлением к делокализации заряда. Это реакции с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами.
4) Щелочи (и малорастворимые основания) реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, при этом вреакции могут вступать, как твердые щелочи (или расплавы)
2KOH + SO₃ = K₂SO₄ + H₂O, 2NaOH + Cr₂O₃ = 2NaCrO₂ + H₂O
(при нагревании), так и их растворы
2OH + CO₂ = CO₃² + H₂O, 2OH + ZnO + H₂O = [Zn(OH)₄]², 2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O, 2KOH + ZnO + H₂O = K₂[Zn(OH)₄].
Диоксид кремния с заметной скоростью реагирует только с расплавами щелочей:
SiO_2кр + 2NaOH_ж = Na₂SiO₃ + H₂O
(при нагревании).
5) Щелочи реагируют с амфотерными гидроксидами:
2OH + Zn(OH)₂ = [Zn(OH)₄]², 3OH + Cr(OH)₃ = [Cr(OH)₆]³, 2NaOH_р + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]_р, 3KOH_р + Cr(OH)₃ = K₃[Cr(OH)₆]_р.
В случае, когда гидроксид гидратирован (свежеосажденный и не высушенный), эти реакции относятся к кислотно-основным.
6) Особняком от первых двух групп реакций стоят реакции, в которых с концентрированными растворами щелочей реагируют амфотерные металлы и некоторые неметаллы:
2OH + Be + 2H₂O = [Be(OH)₄]² +H_2, 2OH + Cl₂ = Cl + ClO + H₂O, 2NaOH_к + Be +2H₂O = Na₂[Be(OH)₄]_р +H₂ , 2KOH_к + Cl₂ = KCl_р + KClO_р + H₂O.
7) Все нерастворимые гидроксиды (в том числе и основания) легко разлагаются при нагревании Растворимые и малорастворимые основания можно получить при взаимодействии с водой соответствующих металлов или оксидов, а нерастворимые - осаждением щелочью из растворов солей.
Амфотерные гидроксиды близки по свойствам к основным гидроксидам (основаниям). Отличие амфотерных гидроксидов - только в том, что они способны реагировать со щелочами. Непосредственно эти реакции протекают только в растворах:
Zn(OH)₂ + 2OH = [Zn(OH)₄]², Cr(OH)₃ + 3OH = [Cr(OH)₆]3,Zn(OH)₂ + 2NaOH_р = Na₂[Zn(OH)₄]_р, Cr(OH)₃ + 3KOH_р = K₃[Cr(OH)₆]_р.
Конечно, амфотерные гидроксиды реагируют и с расплавами щелочей, но при этих температурах они разлагаются, и со щелочью реагируют уже соответствующие амфотерные оксиды. Так как все амфотерные гидроксиды - нерастворимые вещества, получить их можно осаждением из растворов солей:
Zn² + 2OH = Zn(OH)₂ [Zn(OH)₄]² + 2H₃O = Zn(OH)₂ + 4H₂O.
Кислоты - сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и бескислородные.
Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) - кислоты, в состав которых входят атомы кислорода. Бескислородные кислоты - кислоты, молекулы которых не содержат кислорода.
Для бескислородных кислот слово кислота" используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор - хлороводородной или соляной кислотой.
Определение. Кислотами называются соединения, в состав которых входят атомы водорода, способные замещаться атомами металла. При этом образуются соли. Например,
H₂SO₄ + 2Na = Na₂SO₄ + Н₂
кислота соль
6НС1 + 2Al = 2AlС1₃ + 3Н₂
кислота соль
Классификация. Различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Бескислородными кислотами являются водные растворы водородных соединений неметаллов VI и VII групп периодической системы элементов Н₂S, H₂Se, H₂Te, HF, HC1, HBr, HI, a также HSCN и HCN.
Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты (продукты соединения с водой) оксидов неметаллов, а также некоторых металлов в высших степенях окисления (+5, +6, +7). Например, угольная кислота Н₂ СО₃ -- продукт соединения СО₂ с водой; серная кислота H₂SO₄ -- продукт соединения SО₃ с водой; хромовая кислота H₂СrО₄ -- продукт соединения СrО₃ с водой.
Номенклатура. Названия кислот составляют из названия элемента + слово "водородная" (в случае бескислородной кислоты) или с соответствующим суффиксом (в случае кислородсодержащей кислоты) (табл. 3).
Число атомов водорода кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, определяет основность кислоты: НCI, HRr, HNO₃, СH₃CООН - одноосновные кислоты; H₂S, H₂SO₄, H₂СО₃, Н₃РО₃- двухосновные кислоты; H₃РО₄, Н₃AsO₄ -- трехосновные кислоты.
Кислотные остатки. Отрицательно заряженные группы атомов и одиночные атомы (отрицательные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы кислоты одного или нескольких атомов водорода, называются кислотными остатками.
Величина отрицательного заряда кислотного остатка определяется числом атомов водорода, замещенных металлом