Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.

Получение гидроксидов.

1. Реакция обмена:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Электролиз водных растворов солей:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,

3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:

К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Химические свойства гидроксидов.

1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.

2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).

3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:

Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .

4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).

6. Взаимодействуют с кислотами:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .

Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие груп­пи­ровку OH - , кото­рая связана через атом кислорода одинарной хими­чес­кой связью с различными хими­чес­кими элементами. Подобно окси­дам, в зависимости от ха­рактера химической свя­зи Э-ОН, гид­рок­си­ды подраз­де­ляют­ся на основные(основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Cr(OH) 2) с преиму­щес­т­вен­но ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH) 2 , B(OH) 3), Zn(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Al(OH) 3) с ион­но-ко­ва­лент­ным типом свя­зи и кис­лот­ные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO 2 (OH)ÛHNO 3 , PO(OH) 3 ÛH 3 PO 4 , SO 2 (OH) 2 ÛH 2 SO 4 , Te(OH) 6 ÛH 6 TeO 6), ClO 3 (OH)ÛHClO 4 , MnO 2 (OH) 2 ÛH 2 MnO 4 , MnO 3 (OH)ÛHMnO 4) с преиму­щес­т­­вен­­но ковалент­ной связью.

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH) 2), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH) 2 , Cr(OH) 2) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH) 2), дис­со­циация которых протекает частично:

NaOH ® Na + + OH - , Fe(OH) 2 Û Fe 2+ + 2OH -

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H 3 O + , которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H + . Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO 3 , HClO 4), средней силы (HAsO 3 , HClO 2) и слабые (HClO, H 5 IO 6) кислоты:

HNO 3 + H 2 O ® H 3 O + + NO 3 - (HNO 3 ® H + + NO 3 -)

HClO + H 2 O H 3 O + + ClO - (HClO ® H + + ClO -)

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO 4 >HCl>H 2 SO 4 >HMnO 4 >HNO 3 │>H 2 Cr 2 O 7 >H 2 CrO 4 >H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF│

Слабые

> HNO 2 > HCOOH > CH 3 COOH > H 2 CO 3 > H 2 S > HClO > HCN > H 3 BO 3 > H 2 SiO 3

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

OH - + I + Û I(OH), HIO Û IO - + H +

2OH - + Zn 2+ Û Zn(OH) 2 + 2H 2 O Û 2- + 2H +

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

NaOH (Na + OH -) + HNO 3 (H + + NO 3 -) = NaNO 3 (Na + + NO 3 -) + H 2 O

OH - + H + = H 2 O

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

I(OH) + HClO 4 = IClO 4 + H 2 O

HIO + NaOH = NaIO + H 2 O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Al(OH) 3 ¯ + 3NaOH = Na 3

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

Al(OH) 3 ¯ + NaOH (расплав) = NaAlO 2 + 2Н 2 О

В зависимости от числа OH - группировок , содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO 3), двух- (H 2 SO 4), трех- (H 3 PO 4) и т.д. основ­ные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH) 2), трех- (Al(OH) 3) кислотные основания.

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами .

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

NaOH – гид­рок­сид натрия, Ca(OH) 2 -гид­роксид кальция,

TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH) 3 –гидрок­сид железа (III).

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH 4 OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH 3 ×H 2 O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N 2 H 4 и гидроксил­а­ми­на NH 2 OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N 2 H 4 ×H 2 O – гидрат гидразина и NH 2 OH×H 2 O – гидрат гидроксиламина.

Упражнения:

10. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Cd(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 . Приведите формулы соответствующих им оксидов.

11. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

12. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота.Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H 2 CO 3 на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окис­ления элемента N название кислоты образуется добав­ле­ни­ем к названию бол­ь­шин­­ства элементов окончаний: -ная, -евая и–овая . Для мышьяка и сурьмы по пра­ви­лам рус­ско­го языка используются окончания -янная и–яная . Название кислот со сте­пенью окисления элемента N-2 образу­ет­ся в основном образуется с помощью окон­­чания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая , -овистая и – янистая ). Кис­ло­ты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, име­ют окончания –новатистая . Для фосфористой H 2 PHO 3 и фосфорноватистой HPH 2 O 2 кис­лот, характе­ри­зу­ю­щих­ся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, ре­комен­ду­ет­ся использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот , в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета- .

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

N	Э z+	Окончание	Название кислоты
III	B 3+	-ная	H 3 BO 3 орто борная , HBO 2 мета борная ,H 2 B 4 O 7 тетра борная
Al 3+	-евая	H 3 AlO 3 орто алюминиевая , HАlO 2 метаалюминевая
IV	C 4+	-ная	H 2 CO 3 угольная
Si 4+	-евая	H 4 SiO 4 орто кремниевая , H 2 SiO 3 мета кремниевая
Ge 4+	-евая	H 4 GeO 4 орто германиевая , H 2 GeO 3 мета германиевая
Sn 4+	-янная	H 4 SnO 4 орто оловянная , H 2 SnO 3 мета оловянная
V	N 5+	-ная	HNO 3 азотная
P 5+	-ная	H 3 PO 4 орто фосфорная , HPO 3 мета фосфорная, H 4 P 2 O 7 ди фосфорная, H 5 P 3 O 10 три фосфорная
As 5+	-овая	H 3 AsO 4 орто мышьяковая , HasO 3 мета мышьяковая
Sb 5+	-яная	H 3 SbO 4 орто сурьмяная, HSbO 3 мета сурьмяная
VI	S 6+	-ная	H 2 SO 4 серная , H 2 S 2 O 7 ди серная
Se 6+	-овая	H 2 SeO 4 селеновая
Te 6+	-овая	H 6 TeO 6 орто теллуровая , H 2 TeO 4 мета теллур овая
V	N 3+	-истая	HNO 2 азотистая
P 3+	-истая	H 2 PHO 3 фосфористая (фосфоновая)
As 3+	-овистая	H 3 AsO 3 орто мышьяковистая , HasO 2 мета мышьяковистая
Sb 3+	-янистая	H 3 SbO 3 орто сурьмянистая, HSbO 2 мета сурьмянистая
VI	S 4+	-нистая	H 2 SO 3 сернистая
Se 4+	-истая	H 2 SeO 3 селенистая
Te 4+	-истая	H 2 TeO 3 теллуристая
V	N +	-новатистая	H 2 N 2 O 2 азотноватистая
P +	-новатистая	HPH 2 O 2 фосфорноватистая (фосфиновая)

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N , также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная . Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая , а окон­ча­ние –истая применяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4 . Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая .

Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элемен­тов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окис­­ления d-металлов, об­ра­­зующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются но­мером группы N и традиционные названия их оксокислот об­ра­зу­ются подобно р-эле­ментам c по­мощью окончаний – овая, -евая : H 4 TiO 4 ти­та­новая , H 3 VO 4 ванадиевая, H 2 CrO 4 хро­мо­вая, H 2 Cr 2 O 7 ди хромовая , HMnO 4 мар­ганцевая . Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окис­ления металла рекомендуется ис­пользовать систематические названия, образо­ван­ные по прави­лам для комп­лек­сных соединений.

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

N	Э z+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
VII	Cl 7+	-ная	HClO 4 хлорная
Br 7+	HBrO 4 бромная
I 7+	H 5 IO 6 орто иодная , HIO 4 мета иодная
Степень окисления элемента N-2
VII	Cl 5+	-новатая	HClO 3 хлорноватая
Br 5+	HBrO 3 бромноватая
I 5+	HIO 3 иодноватая
Степень окисления элемента N-4
VII	Cl 3+	-истая	HClO 2 хлористая
Br 3+	HBrO 2 бромистая
I 3+	HIO 2 иодистая
Степень окисления элемента N-6
VII	Cl +	-оватистая	HClO хлорноватистая
Br +	HBrO бромноватистая
I +	HIO иодноватистая

Упражнения:

13. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 3 , HNO 2 , H 3 PO 4 , HPO 3 , H 4 P 2 O 7 , H 2 PHO 3 , HPH 2 O 2 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , H 5 IO 6 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 .

14. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

15. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

16. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H 3 BO 3 , HMnO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 WO 4 , H 3 AsO 3 , H 2 CrO 4 . Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

17. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH) 2 , CaCO 3 , Cu, N 2 O 5 , Al(OH) 3 , Na 2 SiO 3 , BaO? Напишите уравнения реакций.

18. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P 4 O 10 , SeO 3 , N 2 O 3 , NO 2 , SO 2 , As 2 O 5 .

19. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H 3 PO 4 ®HPO 3 , H 3 PO 4 ®H 4 P 2 O 7 , HPO 3 ®H 3 PO 4 , HPO 3 ®H 4 P 2 O 7 , H 4 P 2 O 7 ®HPO 3 , H 4 P 2 O 7 ®H 3 PO 4 .

Пероксокислоты.

Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- по­лу­чили груп­повое название пероксокислоты . Пероксидная группа в сос­­таве пероксо­кислот может замещать как атом кислорода в гидрок­сид­ной группировке, так и мостиковый кисло­род­ный атом, объеди­ня­ю­щий атомы элемента кислотооб­ра­зо­ва­те­ля в полиядерных кислотных гидрок­си­дах:

При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу за­к­лю­чать в круглые скобки и записывать в правой части фор­му­лы. Традиционные названия пер­ок­со­кислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением прис­тавки пероксо- . При наличии в составе пероксокислоты нес­кольких пероксид­ных группировок их количество указывается численной прис­тав­кой: ди-, три-, тетра- и т.д. Например: HNO 2 (O 2) пероксоазотная кислота, H 3 PO 2 (O 2) 2 дипероксофосфорная кис­лота.

Упражнение:

9. Приведите традиционные названия и графические формулы следую­щих пероксо­кис­лот: H 3 PO 2 (O 2), H 4 P 2 O 6 (O 2), H 3 BO 2 (O 2).

9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.

Оксокислоты, в которых часть или все атомы кислорода замещены на атомы серы, называют тиокислотами . При записи формул тио­кис­лот рекомендуется серу поме­щать на последнее место справа - H 3 PO 3 S, H 3 PO 2 S 2 , H 3 POS 4 , H 3 PS 4:

Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответ­ствую­щей ок­со­кислоты с добавлением приставки тио- ;при замещении двух и более ато­мов кис­ло­рода на атомы серы их количество указывается численными прис­тавками: ди-, три-, тетра- и т.д.

Оксокислоты общей формулы H 2 (O 3 S-S n -SO 3) (n = 0¸4) называют поли­ти­о­но­выми . Характерной особенностью их строения (за исключение H 2 S 2 O 6) яв­ля­ет­ся наличие мос­тиковых атомов серы, объединяющих две структурные {SO 3 }-группировки:

В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непос­ред­с­т­вен­но атомами серы-кислотообразователями H 2 (O 3 S-SO 3). Традиционные назва­ния политио­но­вых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество ато­мов серы в составе и группового окончания –тионовая кислота.

Кислотные гидроксиды, в которых часть гидроксидных группировок или ато­мов кислорода замещена на другие атомы галогенов или -NH 2 , =NH груп­пи­ровки, называют замещенными кислотами . Традиционные названия таких кис­лот образу­ют­ся от названия соответствующей оксокислоты с добавлением прис­­тав­ки, составлен­ной из названия замещающих атомов галогенов или групп (NH 2 – амид , NH – имид ) и со­единительной гласной –о . В формулах таких кислот замещающие атомы или груп­пы помещают на последнее место.

По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кис­ло­та­ми:

HSO 3 F - фторсульфоновая, HSO 3 Cl - хлорсульфоновая,

HSO 3 (NH 2) – амидосульфоновая, H 2 S 2 O 4 (NH) - имидодисульфоновая кислота.

Упражнения:

10. Приведите традиционные названия замещенных оксокислот: HSeO 3 F, HAsO 2 Cl 2 , H 2 CS 3 , H 3 POS 3 , H 2 AsO 3 (NH 2).

11. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосер­ная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, ди­­броммышьяковая, амидоугольная.

Бескислородные кислоты.

Водные растворы водородных соединений халькогенов (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) и галоге­нов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN 3), в кото­рых роль электроотрицательных составля­ю­щих (анионов) играют группы атомов, об­ла­дающих галогенидоподобными свойс­т­вами, проявляют кислот­ные свойства и дис­со­циируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют се­мейство бескис­лород­ных кислот .

Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского наз­ва­ния элемента или специального названия псевдогалогенидной группи­ров­ки с добав­ле­нием соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота :

HF - фтороводородная кислота, H 2 Te - теллуроводородная кис­лота,

HCN - ци­аново­дородная кислота, HNCS - тиоцианатоводородная кислота,

HN 3 - азидоводородная кислота (или азотисто­водо­род­ная кислота).

Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в хими­чес­кой прак­тике применяют и три­ви­альные названия (см. приложение 2):

HF - плавиковая кислота, HCl - соляная кис­лота,

HCN - синильная кис­лота, H 2 S - сероводородная вода.

Упражнение:

12. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H 2 S, HF, H 2 Se.

13. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.

Галогенангидриды.

Галогенангидридами называют сложные вещества, которые можно рас­смат­ривать как продукты полного замещения гидроксидных груп­пи­ровок в моле­ку­лах оксо­кис­лот атомами галогенов. Таким образом, га­ло­генангидриды явля­ют­ся конечным чле­ном ряда последовательных превра­ще­ний оксокислоты при заме­ще­нии гидроксидных групп на атомы гало­ге­нов: ок­со­кислота ® галогензамещенная оксокис­ло­та ® галоген­ан­г­идрид. На­при­мер, POCl 3 является конечным членом ряда по­сле­довательного заме­ще­ния трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:

Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустой­чи­вых оксокислот – например, CCl 4 и PCl 5 формально являются хлор­ан­гидридами пол­ностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H 4 CO 4 и фосфора (V) H 5 PO 5 , в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления эле­мента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, ли­бо атомы разных галогенов: POCl 3 , POBrCl 2 , POIBrCl.

В химической практике для галогенангидридов используют несколько ме­тодов пос­т­роения их названий :

По правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с ис­поль­­зо­ва­нием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрица­тель­ных га­ло­­ге­нидных и оксидных ионов галогенангидрида:

PCl 3 - трихлорид фос­фора, PCl 5 - пен­тахлорид фосфора,

POCl 3 - трихлорид-оксид фосфора, POBrCl 2 - дихлорид-бро­мид-оксид фосфора;

По правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с ука­зани­ем по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:

PCl 3 - хлорид фосфора (III), PCl 5 - хлорид фосфора (V);

- традиционные названия образуют с помощью числовых приставок, ука­зы­ва­ю­щих количество атомов галогенов, русского названия галогенов, окон­ча­ния – ангидрид и названия килоты в родительном падеже: PCl 3 - трихлор­ан­гид­рид фосфористой кис­ло­ты, POCl 3 - трихлорангидрид фосфорной кислоты, POBrCl 2 - дихлорброман­гид­рид фосфорной кислоты;

Для галогеннгидридов серной и сернистой кислоты допускается ограничен­ное ис­поль­зование специальных названий , в которых применяются специ­аль­ные назва­ния катионов: SO 2 2+ - сульфурил и SO 2+ - тионил :

SO 2 Cl 2 - суль­фу­рилх­лорид, SO 2 FCl - сульфурилхлоридфторид,

SOBr 2 - тионилбромид, SOF 2 - ти­онил­фторид.

Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффек­тив­ное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксо­кис­ло­ты:

PCl 5 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

POBrCl 2 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 2HCl + HBr

Упражнения:

14. Приведите систематические и традиционные названия гало­ген­ан­гид­ридов и напишите реакции их вза­и­мо­дейст­вия с водой: SbOCl, SeO 2 F 2 , NOBr, NO 2 F 2 , NF 3 , AsOCl 2 F, CO 2 Cl 2 , SOCl 2 , SO 2 Br 2 .

15. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфу­рил­фторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.

Соли.

Соли являются одним из наиболее емких по числу химических со­е­ди­нений классов не­органических соединений. Они образуются в ре­зуль­тате самых раз­но­образных хи­ми­ческих процессов и, в частности, яв­ляются продуктами кис­лотно-основных реак­ций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э n X m и полиэлементных хи­ми­чес­ких соединений, харак­те­ри­зу­ю­щихся соответственно преи­му­щественно ионным и ковалентным харак­те­ром химической связи Э-Х (табл. 1.5).

Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.

Соединения	Реакция солеобразования
Основные	Кислотные
NaF	PF 5	NaF + PF 5 = Na
Na 2 O	P 2 O 5	3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na
Na 2 S	P 2 S 5	3Na 2 S + P 2 S 5 = 2Na 3 Na 2 S + P 2 S 5 = 2Na
Na 3 N	P 3 N 5	Na 3 N + P 3 N 5 = Na 4
NaH	AlH 3	NaH + AlH 3 = Na
NaOH	Al(OH) 3	NaOH + Al(OH) 3 = Na NaOH + Al(OH) 3 = Na + H 2 O
NaNO 3	I(NO 3)	NaNO 3 + I(NO 3) = Na
NaOH	HNO 3	NaOH + HNO 3 = Na + H 2 O
Al(OH) 3	H 3 PO 4	Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = Al + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 3 PO 4 = Al 2 3 + 6H 2 O Al(OH) 3 + 3H 3 PO 4 = Al 3 +3H 2 O 3Al(OH) 3 + 2H 3 PO 4 = (AlOH) 3 2 + 6H 2 O 3Al(OH) 3 + H 3 PO 4 = {Al(OH) 2 } 3 + 3H 2 O
NaOH + Ba(OH) 2	H 3 PO 4	NaOH + Ba(OH) 2 + H 3 PO 4 = (NaBa) + 3H 2 O
Al(OH) 3	H 2 SO 4 + HNO 3	Al(OH) 3 + H 2 SO 4 + HNO 3 = Al[(SO 4)NO 3 ] + H 2 O

В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, яв­ля­ю­щи­е­ся производными исходных основных и кислотных соединений и име­ю­щих преи­му­щественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и раст­во­рах соли подвергаются процессу электролитической дис­со­ци­ации, приводящей к образованию катионов и анионов.

В зависимости от состава соли классифицируются по при­роде катионов и ани­онов:

Соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона ам­мо­­ния и металла ({(KAl) 2 , {(NH 4) 2 Fe} 2) называются двой­ны­ми солями, а соли со сложными ани­о­нами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO 4)NO 3 ]) – смешанными со­лями:

- cоли, в состав катионов которых входят гидроксидные группировки (Al(OH), {Al(OH)} 2 , Al(OH) 2 Cl) и способные проявлять основные свойства за счет об­ра­зования OH - -ионов в резуль­тате процесса электролити­чес­кой диссоциации ка­ти­о­на – например:

Al(OH)SO 4 ®Al(OH) 2+ + SO 4 2-

Al(OH) 2+ Û Al 3+ + OH -

назы­ва­ются ос­новными . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­ного за­меще­ния гидроксидных групп в основных гидроксидах на груп­пи­ров­ки, яв­ля­ю­щиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескис­ло­родных кис­лот:

- со­ли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH 4), NaHS) и спо­соб­ны про­яв­лять кислотные свойства за счет образования ионов гидрок­со­ния при элек­т­ро­ли­ти­чес­кой диссоциации аниона – например:

NaHS® Na + + HS - , HS - Û H + + S 2-

называются кис­лы­ми . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­но­го замещения водорода в кислотах на катионы металла или ам­мо­ния:

- соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кис­лот­ные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними илинормальными .

Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют крис­тал­­ли­чес­кие ре­шет­ки, содер­жа­щие молекулы воды – например: CuSO 4 ×5H 2 O, Na 2 SO 4 ×10H 2 O. Та­кие соли называются кристаллогидратами .

Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате ре­ак­ций нейтрализации при раз­личных соотношениях многосновных кислот и мно­гокислот­ных оснований и легко пе­ре­ходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H 2 PO 4) 3 + Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 (HPO 4) 3 + Al(OH) 3 = 3AlPO 4 + 3H 2 O

2AlPO 4 + Al(OH) 3 = (AlOH) 3 (PO 4) 2

(AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3Al(OH) 3 = 2{Al(OH) 2 } 3 PO 4

{Al(OH) 2 } 3 PO 4 + H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

(AlOH) 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 = 3AlPO 4 + 3H 2 O

2AlPO 4 + H 3 PO 4 = Al 2 (HPO 4) 3

Al 2 (HPO 4) 3 + H 3 PO 4 = 2Al(H 2 PO 4) 3

Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по об­щим правилам для бинарных соединений:

Na 2 S - сульфид натрия, FeCl 3 - хло­рид железа (III) (трихлорид железа),

Cu(CN) 2 - цианид меди (II), AgCNS - тиоцианат серебра.

Систематические названия солей ок­сокислот и их производ­ных образуются по правилам номенклатуры для ком­п­лексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в хи­мической практике для наиболее распространенных солей ок­со­кислот широко используют тра­ди­ционные на­з­вания.

Традиционные названия солей состоят из названий анионов и катионов. На­з­ва­ние анионов средних солей распространенных оксокислот строится из кор­ней русских или латинских (Табл. 1.) названий кислотообразующих элементов с со­ответ­ству­ю­щи­ми окончаниями и приставками в зависимости от их степени окисления (Табл. 6, 7) и через дефис групповым словом –ион . Для р-эле­мен­тов III-VI группы в высшей степени окисления в названии анионов ис­поль­зуют окончание –ат , в более низкой степени (N-2) – суффикс –ит и для N + и P + - пристаку гипо- и окончание –ит .

Для га­ло­генов в степени окисления +7 в названии анионов используют прис­тав­ку пер- и окон­чание –ат ; для степеней окисления: +5 – окончание -ат , +3 – окон­­чание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо- и окончание –ит .

Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии ок­со­кис­лот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.

Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются сис­те­ма­ти­ческие названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в хими­чес­кой практике применяют традиционные названия.

В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из на­зва­ния аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в роди­тель­ном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):

Fe 2 (S 2 O 7) - дисульфат железа (III), Na 3 PO 4 - орто­фос­фат натрия,

Ba 5 (IO 6) - ортопериодат бария, NiSeO 3 - селенит никеля (II),

NaPH 2 O 2 - ги­по­фос­фит натрия, KMnO 4 - перманганат калия.

­Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.

Гидраты оксидов имеют общее название- гидрооксиды . Основаниями(основными гидрокисдами) называются гидраты основных оксидов.Общая формулы- Me ( OH ) n . Количество гидроксильных групп(OH) в молекулу определяет ее кислотность.

Большинство оснований нерастворимо в воде, растворимы только Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов(их называют щелочами ), а также аммония . В водных растворах основания диссоцируют на катион металла гидроксильную группу, амфотерные гидроксиды диссоцируют одновременно и как кислоты, и как основания . Многокислотные основания диссоцируют ступенчато:

Me x + +xOH - ⇌ Me(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x - (диссоциация амфотерного гидроксида(общая схема))

*Это интересно

Сейчас существует 3 основных теории кислот и оснований:

1. Протолитическая теория Брёнстеда - Лоури .В ней кислота- молекула или ион, способная быть в данной реакции донорами протонов , соответственно основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны. И кислоты, и основания получили название протолиты.

2. Теория кислот и оснований Льюиса . В ней кислота-любая частица способная принимать пару электронов, а основание- частица, способная отдавать эту пару. Теория Льюиса очень похожа на теорию Брёнстеда - Лоури, но отличается от неё тем, что охватывает более широкий круг соединений.

3. Теория Усановича. В ней кислота - это частица, которая может отщеплять катионы, включая протон, или присоединять анионы, включая электрон. Основание - частица, которая может присоединять протон и другие катионы или отдавать электрон и другие анионы .

Номенклатура:

Неорганические соединения, содержащие группы -OH, называются гидроксидами. NaOH - гидроксид натрия, Fe(OH) 2 - гидроксид железа(II), Ba (OH )2-гидроксид бария. (в скобочках указана валентность элемента (если она переменная))

Для соединений, содержащих кислород, используют названия гидроксидов, с приставкой «мета»: AlO(OH) - метагидроксид алюминия, Mn O(OH) - метагидроксид марганца

Для оксидов, гидратированных неопределённым числом молекул воды, Me 2 O n ∙ n H 2 O, недопустимо писать формулы типа Me(OH) n . Называть такие соединениями гидроксидами также не рекомендуется. Примеры названий: Tl 2 O 3 ∙n H 2 O - полигидрат оксида таллия(III), MnO 2 ∙n H 2 O - полигидрат оксида марганца(IV)

Так же существуют гидраты -NH 3 ∙H 2 O (гидрат аммиака ) = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Основания дают соли при взаимодействии с кислотами (реакция нейтрализации), при взаимодействии с кислотным оксидом, амфотерным гидроксидом, амфотерным металлом, амфотерным оксидом, неметаллом.

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O (реакция нейтрализации)

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O (реакция с смешанным ангидридом)

Cl 2 +2KOH→KCl+KClO+H 2 O (реакция идёт без нагреванием)

Cl 2 +6KOH→5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакция идёт с нагреванием)

3S+6NaOH→2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

2Al+2NaOH+6H 2 O→2Na+3H 2

Al 2 O 3 + 6NaOH→ 2Na 3 AlO 3 +3H 2 O

NaOH+Al(OH) 3 →Na

Способы получения оснований:

1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов, и аммиака с водой. Металлы (только щелочные или щелочноземельные), взаимодействуя с водой образуют щелочь и выделяют водород. Аммиак взаимодействуя с водой образует неустойчивое соединение NH 4 OH:

2Na+2H 2 O→2NaOH+H 2

Ba+2H 2 O→ Ba ( OH ) 2 +H 2

NH 3 +H 2 O↔NH 4 OH

2. Непосредственное присоединение основными оксидами воды. Большинство основных оксидов воду непосредственно не присоединяют, только оксиды ЩМ(щелочные металлы) и ЩЗМ(щелочноземельные металлы), присоединяя воду, образуют основания:

Li 2 O+H 2 O→2LiOH

BaO+H 2 O→ Ba ( OH ) 2

3. Взаимодействие с солями . Это один из наиболее распространённых способов получения солей и оснований. Так как это реакция ионного обмена, то оба реагента должны быть растворимы, а один из продуктов- нет:

NaOH+FeCl 3 →3NaCl+Fe(OH) 3 ↓

Na 3 PO 4 +3LiOH→3NaOH+Li 3 PO 4 ↓

4. Электролиз растворов солей щелочных и щелочноземельных металлов .При электролизе растворов данных солей металлы никогда не выделяются на катоде(вместо них выделяется водород из воды:и 2H 2 O-2e - =H 2 ↓+2OH - ), а на аноде восстанавливается галоген (все, кроме F - ), или в случае кислородосодержащей кислоты идёт следующая реакция:

2H 2 O-4e - =4H + +O 2 ,галогены восстанавливаются по схеме: 2X - -2e - =X 2 (где X – галоген)

2NaCl+2H 2 O→2NaOH+Cl 2 +H 2

В водном растворе скапливается щелочь, которую затем можно выделить, упаривая раствор.

Это интересно:

Пероксиды и надпероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

4NaO 2 + 2 H 2 O →4 Na OH + 3O 2

Теория Брёнстеда -Лоури позволяет количественно оценить силу оснований, то есть их способность отщеплять протон от кислот. Это принято делать при помощи константы основности K b . Например, для аммиака как основания Брёнстеда можно записать:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + +OH -

Для более удобного отображения константы основности используют отрицательный логарифм: pK b = -log K b . Так же логично, что сила оснований возрастает в ряду напряжения металлов справа налево.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 4 + H 2 O (метод получения алкенов, этилена (этена) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.

NaOH + C 2 H 5 Cl → NaCl + C 2 H 5 OH (метод получения спиртов, этанола в данном случае), использовался водный раствор гидроксида натрия.

2 NaOH + C 2 H 5 Cl →2 NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (метод получения алкинов, ацетилена (этина) в данном случае), использовался спиртовой раствор гидроксида натрия.

C 6 H 5 OH (фенол) + NaOH → C 6 H 5 ONa + H 2 O

Продуктом замещения одного из водородов аммиака на гидроксильную группу является гидрокисламин( NH 2 OH ). Он образуется при электролизе азотной кислоты (с ртутными или свинцовыми катодами), в результате ее восстановления атомарным водородом, образующимся так как параллельно происходит электролиз воды:

HNO 3 +6 H → NH 2 OH +2 H 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

Амфотерные гидроксиды.

Это соединения дают соли как при взаимодействии с кислотами (средние соли) так и при взаимодействиями с основаниями (комплексные соединения). Все амфотерные гидроксиды мало растворимы. Их диссоциацию можно рассмотреть, как по основному, так и по кислотному типу, но поскольку эти 2 процесса идут одновременно, то процесс можно записать следующим образом (Me-металл):

Me x+ +xOH - ⇌ Me(OH) x ≡H x MeO x ⇌ x H + +MeO x x-

Так как амфотерные гидроксиды есть гидраты амфотерных оксидов, их наиболее яркие представители – гидраты следующих оксидов:ZnO,Al 2 O 3 ,BeO, SnO,PbO,Fe 2 O 3 ,Cr 2 O 3 ,MnO 2 ,TiO 2 .

Примеры реакций:

NaOH+Al(OH) 3 ↓→Na - гидроксоаллюминат натрия

Al(OH) 3 ↓+3HCl→AlCl 3 +3H 2 O

Но, зная, что амфотерные гидроксиды диссоциируют и по кислотному типу тоже, можно записать их взаимодействие с щелочами по другому уравнению:

Zn(OH) 2 ↓+2NaOH→Na 2 (в растворе)

H 2 ZnO 2 ↓+2NaOH→Na 2 ZnO 2 +H 2 O (в расплаве)

1)H 3 AlO 3 ↓+3NaOH→Na 3 AlO 3 +3H 2 O (здесь образовался ортоалюминат натрия (реакция происходила в растворе), но если реакция будет при сплавлении, то будет образовываться метаалюминат натрия)

2) HAlO 2 +NaOH→NaAlO 2 +H 2 O (образовался метааллюминат натрия, значит в реакции 1 и2 вступали ортоалюминевая и металюминевая кислоты соответственно)

Получают амфотерные гидроксиды обычно взаимодействием их солей с щелочами, количество которых точно рассчитывают по уравнению реакции:

3NaOH+ Cr(NO 3 ) 3 →3NaNO 3 +Cr(OH) 3 ↓

2NaOH+ Pb(CH 3 COO) 2 →2CH 3 COONa+Pb(OH) 2 ↓

Редактор: Харламова Галина Николаевна

Основные классы неорганических соединений

*(Уважаемые студенты! Для изучения данной темы и выполнения тестовых заданий в качестве наглядного материала необходимо иметь таблицу Периодической системы элементов, таблицу растворимости соединений и ряд напряжений металлов.

Все вещества делятся на простые, состоящие из атомов одного элемента, и сложные, состоящие из атомов двух и более элементов. Сложные вещества принято делить на органические, к которым относятся почти все соединения углерода (кроме простейших, как, например: CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN) и неорганические. К наиболее важным классам неорганических соединений относятся:

а) оксиды - бинарные соединения элемента с кислородом;

б) гидроксиды, которые подразделяются на оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные;

Прежде, чем приступить к характеристике классов неорганических соединений, необходимо рассмотреть понятия валентности и степени окисления.

Валентность и степень окисления

Валентность характеризует способность атома образовывать химические связи. Количественно валентность - это число связей, которые образует атом данного элемента в молекуле. В соответствии с современными представлениями о строении атомов и химической связи атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и образовывать общие электронные пары. Полагая, что каждая химическая связь образована парой электронов, валентность можно определить как число электронных пар, которыми атом связан с другими атомами. Валентность не имеет знака.

Степень окисления (СО ) - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.

Ионы - это положительно и отрицательно заряженные частицы вещества. Положительно заряженные ионы называются катионами , отрицательно - анионами . Ионы могут быть простыми, например Cl - (состоять из одного атома) или сложными, например SO 4 2- (состоять из нескольких атомов).

Если молекулы веществ состоят из ионов, то условно можно предположить, что между атомами в молекуле осуществляется чисто электростатическая связь. Это значит, что независимо от природы химической связи в молекуле, атомы более электроотрицательного элемента притягивают к себе электроны менее электроотрицательного атома.

Степень окисления обычно обозначается римскими цифрами со знаком “+” или “-” перед цифрой (например, +III), а заряд иона обозначается арабской цифрой со знаком “+” или “-” позади цифры (например, 2-).

Правила определения степени окисления элемента в соединении:

1. СО атома в простом веществе равна нулю, например, О 2 0 , С 0 , Na 0 .

2. СО фтора всегда равна -I, т.к. это самый электроотрицательный элемент.

3. СО водорода равна +I в соединениях с неметаллами (Н 2 S, NH 3) и -I в соединениях с активными металлами (LiH, CaH 2).

4. СО кислорода во всех соединениях равна -II (кроме пероксида водорода Н 2 О 2 и его производных, где степень окисления кислорода равна -I, и ОF 2 , где кислород проявляет СО +II).

5. Атомы металлов всегда имеют положительную степень окисления, равную их номеру группы в Периодической таблице, или меньшую, чем номер группы. Для первых трех групп СО металлов совпадает с номером группы, исключение составляют медь и золото, для которых более устойчивыми степенями окисления являются +II и +III соответственно.

6. Высшая (максимальная) положительная СО элемента равна номеру группы, в которой он расположен (например, Р находится в V группе А подгруппе и имеет СО +V). Это правило применимо к элементам как главных, так и побочных подгрупп. Исключение - для элементов I B и VIII А и В подгрупп, а также для фтора и кислорода.

7. Отрицательная (минимальная) СО характерна только для элементов главных подгрупп IV A - VII A, причем она равна номеру группы минус 8.

8. Сумма СО всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона.

Пример: Рассчитайте степень окисления хрома в соединении K 2 Cr 2 O 7 .

Решение: Обозначим СО хрома за х . Зная СО кислорода, равную -II, и СО калия +I (по номеру группы, в которой находится калий) составим уравнение:

K 2 +I Cr 2 х O 7 -II

1·2 + х ·2 + (-2)·7 = 0

Решив уравнение, получим х = 6. Следовательно, СО атома хрома равна +VI.

Оксиды

Оксиды - это соединения элементов с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах -II.

Составление формул оксидов

Формула любого оксида будет иметь вид Э 2 О х, где х - степень окисления элемента, образующего оксид (четные индексы следует сократить на два, например, пишут не S 2 O 6 , а SO 3). Для составления формулы оксида необходимо знать, в какой группе Периодической системы находится элемент. Максимальная СО элемента равна номеру группы. В соответствии с этим формула высшего оксида любого элемента в зависимости от номера группы будет иметь вид:

Задание : Составьте формулы высших оксидов марганца и фосфора.

Решение : Марганец расположен в VII B подгруппе Периодической системы, значит его высшая СО равна +VII. Формула высшего оксида будет иметь вид Mn 2 O 7 .

Фосфор расположен в V A подгруппе, отсюда формула его высшего оксида имеет вид Р 2 О 5 .

Если элемент находится не в высшей степени окисления, необходимо знать эту степень окисления. Например, сера, находясь в VI A подгруппе, может иметь оксид, в котором она проявляет СО равную +IV. Формула оксида серы (+IV) будет иметь вид SO 2 .

Номенклатура оксидов

В соответствии с Международной номенклатурой (IUPAC) название оксидов образуется из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже.

Например: СаО - оксид (чего?) кальция

Н 2 О - оксид водорода

SiO 2 - оксид кремния

CО элемента, образующего оксид, можно не указывать, если он проявляет только одну СО, например:

Al 2 O 3 - оксид алюминия;

MgO - оксид магния

Если элемент имеет несколько степеней окисления, необходимо их указывать:

СuO - оксид меди (II), Сu 2 O - оксид меди (I)

N 2 O 3 - оксид азота (III), NO - оксид азота (II)

Сохранились и часто употребляются старые названия оксидов с указанием числа атомов кислорода в оксиде. При этом используются греческие числительные- моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.

Например:

SO 2 - диоксид серы, SO 3 - триоксид серы

NO - монооксид азота

В технической литературе, а также в промышленности широко употребляются тривиальные или технические названия оксидов, например:

CaO - негашеная известь, Al 2 O 3 - глинозем

СО 2 - углекислый газ, СО - угарный газ

SiO 2 - кремнезем, SO 2 - сернистый газ

Методы получения оксидов

а) Непосредственное взаимодействие элемента с кислородом в надлежащих условиях:

Al + O 2 → Al 2 O 3 ;(~ 700 °С)

Cu + O 2 → CuO(< 200 °С)

S + O 2 → SO 2

Данным способом нельзя получить оксиды инертных газов, галогенов, “благородных” металлов.

б) Термическое разложение оснований (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов):

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O(> 200 °С)

Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O(~ 500-700 °С)

в) Термическое разложение некоторых кислот:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O(1000°)

H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O(кипячение)

г) Термическое разложение солей:

СаСО 3 → СаО + СО 2 (900° C)

FeCO 3 → FeO + CO 2 (490°)

Классификация оксидов

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие (безразличные) оксиды не образуют ни кислот, ни оснований (не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, ни с водой). К ним относятся: оксид углерода (II) - CO, оксид азота (I) - N 2 O, оксид азота (II) - NO и некоторые другие.

Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные и амфотерные.

Оснóвными называют те оксиды, которым соответствуют гидроксиды, называемые основаниями. Это оксиды большинства металлов в низшей степени окисления (Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, Ag 2 O, Cu 2 O, CdO, FeO, NiO, V 2 O 3 и др.).

Присоединяя (прямо или косвенно) воду, основные оксиды образуют основные гидроксиды (основания). Например, оксиду меди (II) - СuO соответствует гидроксид меди (II) - Cu(OH) 2 , оксиду BaO - гидроксид бария - Ba(OH) 2 .

Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующем ему гидроксиде одинакова!

Оснoвные оксиды взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли.

Кислотными называют те оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды, называемые кислотами . Кислотные оксиды образуют неметаллы и некоторые металлы в высших степенях окисления (N 2 O 5 , SO 3 , SiO 2 , CrO 3 , Mn 2 O 7 и др.).

Присоединяя воду (прямо или косвенно), кислотные оксиды образуют кислоты. Например, оксиду азота (III) - N 2 O 3 соответствует азотистая кислота HNO 2 , оксиду хрома (VI) - CrO 3 - хромовая кислота H 2 CrO 4 .

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или основными оксидами, образуя соли.

Кислотные оксиды можно рассматривать как продукты “отнятия” воды от кислот и называть их ангидридами (т.е. безводными). Например, SO 3 - ангидрид серной кислоты H 2 SO 4 (или просто серный ангидрид), P 2 O 5 - ангидрид ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 (или просто фосфорный ангидрид).

Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте, а также в анионе этой кислоты одинакова!

Амфотерными называются те оксиды, которым могут соответствовать и кислоты, и основания. К ним относятся BeO, ZnO, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2 , Cr 2 O 3 и оксиды некоторых других металлов, находящихся в промежуточных степенях окисления. Кислотные и оснóвные свойства у этих оксидов выражены в различной степени. Например, у оксидов алюминия и цинка кислотные и основные свойства выражены примерно одинаково, у Fe 2 O 3 преобладают основные свойства, у PbO 2 преобладают кислотные свойства.

Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.

Химические свойства оксидов

Химические свойства оксидов (и соответствующих им гидроксидов) подчиняются принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства, реагируют с соединениями, обладающими основными свойствами.

Основные оксиды взаимодействуют:

а) с кислотами:

CuO + H 2 SO 4 → H 2 O + CuSO 4 ;

BaO + H 3 PO 4 → H 2 O + Ba 3 (PO 4) 2 ;

б) с кислотными оксидами:

CuO + SO 2 → CuSO 3 ;

BaO + N 2 O 5 → Ba(NO 3) 2 ;

в) оксиды щелочных и щелочноземельных металлов могут растворяться в воде:

Na 2 O + H 2 O → NaOH;

BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 .

Кислотные оксиды взаимодействуют:

а) с основаниями:

N 2 O 3 + NaOH → H 2 O + NaNO 2 ;

CO 2 + Fe(OH) 2 → H 2 O + FeCO 3 ;

б) с основными оксидами:

SO 2 + CaO → CaSO 3 ;

SiO 2 + Na 2 O → Na 2 SiO 3 ;

в) могут (но не все) растворяться в воде:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ;

P 2 O 3 + H 2 O → H 3 PO 3 .

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать:

а) c кислотами:

ZnO + H 2 SO 4 → H 2 O + ZnSO 4 ;

Al 2 O 3 + H 2 SO 4 → H 2 O + Al 2 (SO 4) 3 ;

б) с кислотными оксидами:

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 ;

Al 2 O 3 + SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 ;

в) с основаниями:

ZnO + NaOH + H 2 O → Na 2 ;

Al 2 O 3 + NaOH + H 2 O → Na 3 ;

г) c основными оксидами:

ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 ;

Al 2 O 3 + Na 2 O → NaAlO 2 .

В первых двух случаях амфотерные оксиды проявляют свойства оснóвных оксидов, в двух последних случаях - свойства кислотных оксидов.

Гидроксиды

Гидроксиды представляют собой гидраты оксидов с общей формулой m Э 2 О х ·n H 2 O (n и m - небольшие целые числа, х - валентность элемента). Гидроксиды отличаются от оксидов по составу только наличием воды в их молекуле. По своим химическим свойствам гидроксиды делятся на основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные .

Основания (основные гидроксиды)

Основанием называется соединение элемента с одной, двумя, тремя и реже четырьмя гидроксильными группами с общей формулой Э(ОН) х . В качестве элемента всегда выступают металлы главных или побочных подгрупп.

Растворимые основания - это электролиты, которые в водном растворе диссоциируют (распадаются на ионы) с образованием анионов гидроксильной группы ОН ‾ и катиона металла. Например:

KOH = K + + OH ‾ ;

Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH ‾

За счёт наличия в водном растворе гидроксильных ионов ОН ‾ основания проявляют щелочную реакцию среды.

Составление формулы основания

Чтобы составить формулу основания, необходимо написать символ металла и, зная его степень окисления, приписать рядом соответствующее число гидроксильных групп. Например: иону Mg +II соответствует основание Mg(OH) 2 , иону Fe +III соответствует основание Fe(OH) 3 и т.д. Для первых трех групп главных подгрупп Периодической системы степень окисления металлов равна номеру группы, поэтому формула основания будет ЭОН (для металлов I A подгруппы), Э(OH) 2 (для металлов II A подгруппы), Э(ОН) 3 (для металлов III A подгруппы). Для других групп (в основном побочных подгрупп) необходимо знать степень окисления элемента, т.к. она может не совпадать с номером группы.

Номенклатура оснований

Названия оснований образуются из слова “гидроксид” и названия элемента в родительном падеже, после которого римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента, если это необходимо. Например: KOH - гидроксид калия, Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III) и т.д.

Существуют технические названия некоторых оснований: NaOH - едкий натр, КОН - едкое кали, Са(ОН) 2 - гашеная известь.

Методы получения оснований

а) Растворение в воде оснoвных оксидов (в воде растворимы только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):

Na 2 O + H 2 O → NaOH;

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 ;

б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

Na + H 2 O → H 2 + NaOH;

Ca + H 2 O → H 2 + Ca(OH) 2 ;

в) Вытеснение сильным основанием слабого из соли:

NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;

Ba(OH) 2 + FeCl 3 → Fe(OH) 3 ↓ + BaCl 2 .

Классификация оснований

а) По количеству гидроксильных групп основания делятся на одно- и многокислотные: ЭОН, Э(ОН) 2 , Э(ОН) 3 , Э(ОН) 4 . Индекс х в формуле основания Э(ОН) х носит название “кислотность” основания.

б) Основания могут быть растворимыми и нерастворимыми в воде. Большинство оснований нерастворимы в воде. Хорошо растворимые в воде основания образуют элементы I A подгруппы - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (щелочные металлы). Они называются щелочами . Кроме того, растворимым основанием является гидрат аммиака NH 3 ·H 2 O, или гидроксид аммония NH 4 OH, но он не относится к щелочам. Меньшей растворимостью обладают гидроксиды Ca, Sr, Ba (щелочноземельных металлов), причем растворимость их увеличивается по группе сверху вниз: Ba(OH) 2 - наиболее растворимое основание.

в) По способности диссоциировать в растворе на ионы основания делятся на сильные и слабые . Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов - они диссоциируют на ионы полностью. Остальные основания являются основаниями средней силы или слабыми. Гидрат аммиака также является слабым основанием.

Химические свойства оснований

Основания взаимодействуют с соединениями, проявляющими кислотные свойства:

а) Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O;

б) Взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами (эти реакции также можно отнести к реакциям нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия):

Cu(OH) 2 + SO 2 → H 2 O + CuSO 4 ;

NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O;

в) Взаимодействуют с кислыми солями (кислые соли содержат атом водорода в анионе кислоты);

Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 + H 2 O;

NaOH + Ca(HSO 4) 2 → CaSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O;

г) Сильные основания могут вытеснять слабые из солей:

NaOH + MnCl 2 → Mn(OH) 2 ↓ + NaCl;

Ba(OH) 2 + Mg(NO 3) 2 → Mg(OH) 2 ↓ + Ba(NO 3) 2 ;

д) нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на оксид и воду.

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,

основание кислотный соль

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O,

основание кислота соль

2NaOH + PbO = Na 2 PbO 2 + H 2 O,

основание амфотерный соль

2NaOH + Pb(OH) 2 = Na 2 PbO 2 + 2H 2 O,

основание амфотерный соль

гидроксид

2H 3 PO 4 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,

кислота основной соль

H 2 SO 4 + SnO = SnSO 4 + H 2 O,

кислота амфотерный соль

H 2 SO 4 + Sn(OH) 2 = SnSO 4 + 2H 2 O.

кислота амфотерный соль

гидроксид

Амфотерные гидроксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

со щелочами (основаниями) – кислотные свойства:

H 3 AlO 3 + 3NaOH = Na 3 AlO 3 + 3H 2 O,

или H 3 AlO 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O.

Основания и кислоты реагируют с солями, если в результате образуется осадок или слабый электролит. Слабые кислоты – H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 и другие.

2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2  + Na 2 SO 4 ,

основание соль

3H 2 SO 4 + 2Na 3 PO 4 = 2H 3 PO 4 + 3Na 2 SO 4

кислота соль

Бескислородные кислоты вступают в те же реакции, что и ранее рассмотренные кислородсодержащие кислоты.

Пример. Составьте формулы гидроксидов, соответствующих оксидам: а) FeO; б) N 2 O 3; в) Cr 2 O 3 . Назовите соединения.

Решение

а) FeO – основной оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – основание, в формуле основания число гидроксогрупп (OH) равно степени окисления атома металла; формула гидроксида железа (II) – Fe(OH) 2 .

б) N 2 O 3 – кислотный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – кислота. Формулу кислоты можно получить, исходя из представления кислоты как гидрата соответствующего оксида:

N 2 O 3 . H 2 O = (H 2 N 2 O 4) = 2HNO 2 – азотистая кислота.

в) Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид амфотерен. Амфотерные гидроксиды записывают в форме оснований – Cr(OH) 3 – гидроксид хрома (III).

Соли

Соли – вещества, которые состоят из основных и кислотных остатков. Так, соль CuSO 4 состоит из основного остатка – катиона металла Cu 2+ и кислотного остатка– SO 4 2  .

По традиционной номенклатуре названия солей кислородных кислот составляют следующим образом: к корню латинского названия центрального атома кислотного остатка добавляют окончание –ат (при высших степенях окисления центрального атома) или –ит (для более низкой степени окисления) и далее – остаток от основания в родительном падеже, например: Na 3 PO 4 – фосфат натрия, BaSO 4 – сульфат бария, BaSO 3 – сульфит бария. Названия солей бескислородных кислот образуют, добавляя к корню латинского названия неметалла суффикс –ид и русское название металла (остатка от основания), например CaS – сульфид кальция.

Средние соли не содержат в своем составе способных замещаться на металл ионов водорода и гидроксогрупп, например CuCl 2 , Na 2 CO 3 и другие.

Химические свойства солей

Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, солями. Примеры соответствующих реакций см. выше.

Кислые соли содержат в составе кислотного остатка ион водорода, например NaHCO 3 , CaHPO 4 , NaH 2 PO 4 и т.д. В названии кислой соли ион водорода обозначают приставкой гидро-, перед которой указывают число атомов водорода в молекуле соли, если оно больше единицы. Например, названия солей вышеприведенного состава соответственно – гидрокарбонат натрия, гидрофосфат кальция, дигидрофосфат натрия.

Кислые соли получают

взаимодействием основания и многоосновной кислоты при избытке кислоты:

Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O;

взаимодействием средней соли многоосновной кислоты и соответствующей кислоты или более сильной кислоты, взятой в недостатке:

CaCO 3 + H 2 CO 3 = Ca(HCO 3) 2 ,

Na 3 PO 4 + HCl = Na 2 HPO 4 + NaCl.

Основные соли содержат в составе остатка основания гидроксогруппу, например CuOHNO 3 , Fe(OH) 2 Cl. В названии основной соли гидроксогруппу обозначают приставкой гидроксо-, например, названия вышеприведённых солей соответственно: гидроксонитрат меди (II), дигидроксохлорид железа (III).

Основные соли получают

взаимодействием многокислотного (содержащего в своем составе более одной гидроксогруппы) основания и кислоты при избытке основания:

Cu(OH) 2 + HNO 3 = CuOHNO 3 + H 2 O;

взаимодействием соли, образованной многокислотным основанием, и основания, взятого в недостатке:

FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2  + NaCl,

FeCl 3 + 2NaOH = Fe(OH) 2 Cl + 2NaCl.

Кислые и основные соли обладают всеми свойствами солей. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами – основные соли переходят в средние.

Na 2 HPO 4 + NaOH = Na 3 PO 4 + H 2 O,

Na 2 HPO 4 + 2HCl = H 3 PO 4 + 2NaCl,

FeOHCl 2 + HCl = FeCl 3 + H 2 O,

FeOHCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 3  + 2NaCl.

Пример 1 . Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы основанием Mg(OH) 2 и кислотой H 2 SO 4 .

Решение

Формулы солей составляем из возможных основных и кислотных остатков, соблюдая правило электронейтральности. Возможные основные остатки – Mg 2+ и MgOH + , кислотные остатки – SO 4 2- и HSO 4  . Заряды сложных основных и кислотных остатков равны сумме степеней окисления составляющих их атомов. Сочетанием основных и кислотных остатков составляем формулы возможных солей: MgSO 4 – средняя соль – сульфат магния; Mg(HSO 4) 2 – кислая соль – гидросульфат магния; (MgOH) 2 SO 4 – основная соль – гидроксосульфат магния.

Пример 2. Напишите реакции образования солей при взаимодействии оксидов

а) PbO и N 2 O 5 ; б) PbO и Na 2 O.

Решение

В реакциях между оксидами образуются соли, основные остатки которых формируются из основных оксидов, кислотные остатки – из кислотных оксидов.

а) В реакции с кислотным оксидом N 2 O 5 амфотерный оксид PbO проявляет свойства основного оксида, следовательно, основной остаток образующейся соли – Pb 2+ (заряд катиона свинца равен степени окисления свинца в оксиде), кислотный остаток – NO 3  (кислотный остаток соответствующей данному кислотному оксиду азотной кислоты). Уравнение реакции

PbO + N 2 O 5 = Pb(NO 3) 2 .

б) В реакции с основным оксидом Na 2 O амфотерный оксид PbO проявляет свойства кислотного оксида, кислотный остаток образующейся соли (PbO 2 2 ) находим из кислотной формы соответствующего амфотерного гидроксида Pb(OH) 2 = H 2 PbO 2 . Уравнение реакции