Свойства оксидов, оснований кислот, солей

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

1.1 Определения

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Основные оксиды

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

а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,

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

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

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

1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот

Li₂O + 2H₃O = 2Li + 3H₂O, NiO + 2H₃O = Ni² +3H₂O, Li₂O + 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.

+ Q

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

MnO + Ca = Mn + CaO

(при нагревании),

FeO + H₂ = Fe + H₂O

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

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

1.2 Кислотные оксиды

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

а) оксиды элементов, образующих неметаллы,

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

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

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

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

SO₃ + 2OH = SO₄² + H₂O, N₂O₅ + 2OH = 2NO₃ + H₂O, SO₃ + 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).

1.3 Амфотерные оксиды

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

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

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

ZnO + 2OH + H₂O = [Zn(OH)₄]²

Молекулярное уравнение:

ZnO + 2NaOH_p + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]_p.

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

При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂,

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

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

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

1.4 Основания

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

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

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

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

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

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

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

Таблица 2. Названия и формулы некоторых оснований и их остатков

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

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 + Fe2aq = Fe(OH)2aq
2NaOHp + FeSO4p = Fe(OH)2 + Na2SO4p
2NH3 + [Mg(H2O)4]2 = [Mg(H2O)2(OH)2] + 2NH4
2NH3 + 2H2O + Mg2aq = 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.

1.5 Амфотерные гидроксиды

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.

1.6 Кислоты

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).

Таблица 3. Формулы и названия некоторых кислот

Формула кислоты	Элемент	Суффикс	Название кислоты
	химический элемент	название	Степень окисления
H2S Н2SО3 H2SO4 HС1 HClO2 HClO4 HBr НBrО2 HBrO4	S Cl Br	Сера Хлор Бром	2 +4 +6 -1 +3 +7 -1 +3 +7	-ист- -н- -ист- -н- -ист- -н-	Сероводородная Сернистая Серная Хлороводородная (соляная) Хлористая Хлорная Бромоводородная Бромистая Бромная

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 (табл. 4).

Таблица 4. Названия и формулы некоторых кислотных остатков

Кислоты	Кислотные остатки
формула	Название	основность	формула	название
HCl	Хлороводородная (соляная)	1	Cl-	Хлорид-ион
HBr	Бромоводородная	1	Br-	Бромид-ион
HI	Йодоводородная	1	I-	Йиодид-ион
H2S	Сероводородная	2	HS-	Гидросульфид-ион
			S2-	Сульфид-ион
HClO	Хлорноватистая	1	ClO-	Гипохлорит-ион
HClO2	Хлористая	1	ClO	Хлорит-ион
HClO3	Хлорноватая	1	ClO	Хлорат-ион
HClO4	Хлорная	1	ClO	Перхлорат-ион
H2SO3	Сернистая	2	HSO	Гидросульфит-ион
			SO	Сульфит-ион
H2SO4	Серная	2	HSO	Гидросульфат-ион
			S	Сульфат-ион
HNO2	Азотистая	1	NO	Нитрит-ион
HNO3	Азотная	1	NO	Нитрат-ион
HPO3	Метафосфорная	1	PO	Метафосфат-ион
H2PO4	Ортофосфорная	3	H2PO	Дигидрофосфат-ион
			HPO	Гидрофосфат-ион
			PO	Ортофосфат-ион
H2P2O7	Дифосфорная	4	H2P2O	Дигидродифосфат-ион
			P2O	Дисфосфат-ион
H2CO3	Угольная	2	HCO	Гидрокарбанат-ион
			CO	Карбанат-ион
H2SiO3	Метакремниевая	2	HSiO	Гидросиликат-ион
			SiO	Силикат-ион
HMnO4			MnO	Перманганат-ион

К кислотам относятся: а) ковалентные гидроксиды, соответствующие кислотным оксидам) - кислородсодержащие кислоты; б) ковалентные гидриды - бескислородные кислоты.(По традиции "кислотами" называют водные растворы ковалентных гидридов, например, раствор хлороводорода называют соляной (хлороводородной) кислотой, раствор сероводорода - сероводородной кислотой и т.п. Соответствующие безводные газообразные соединения "кислотами" не называют) Кроме того, кислотами также являются некоторые ионные вещества, содержащие ионы оксония. Это устойчивые только при низких температурах " соли оксония" : (H₃O)Cl, (H₃O)Br, (H₃O)₂SO₄ и некоторые другие. По химическим свойствам растворы этих "солей оксония" ничем не отличаются от растворов соответствующих молекулярных кислот - соляной, бромоводородной, серной и т.д. Большинство кислотных гидроксидов (оксокислот) - молекулярные вещества. Исключение составляет нерастворимая в воде кремниевая кислота (ее состав только упрощенно отражается формулой H₂SiO₃) и некоторые другие кислоты. Растворение кислот в воде - химическое растворение. При растворении кислоты в воде протекает КОР, необратимая в случае сильной кислоты и обратимая в случае слабой:

HNO₃ + H₂O = H₃O + NO₃ CH₃COOH + H₂O H₃O + CH₃COO

Kлассификация кислот

Признаки для классификации	Группы кислот	Примеры
Наличие атомов кислорода в кислотном остатке	1. Бескислородные.2. Kислородные	HCl, HF, HBr, H2S.HNO2, H2SO4, H3PO4
Основность(число атомов водорода)	1. Одноосновные.2. Двухосновные.3. Трехосновные	HNO3, HI.H2SO3, H2S.H3PO4
Степень электролитическойдиссоциации	1. Сильные( > 30%).2. Слабые( < 3%)	HNO3, HCl, H2SO4.H2S, H2CO3
Летучесть	1. Летучие.2. Нелетучие	HCl, H2S, HNO3.H2SO4, H2SiO3, H3PO4
Стабильность	1. Стабильные.2. Нестабильные	HCl, H2SO4, H3PO4.H2CO3, H2SO3
Растворимость в воде	1. Растворимые.2. Нерастворимые	HF, HNO2, H3PO4.H2SiO3

Номенклатура. Формулы кислот необходимо выучить наизусть, т.к. названия кислотных остатков пригодятся при изучении номенклатуры солей (табл. 5).

Таблица 5. Формулы и названия кислот и кислотных остатков

Формулакислоты	Названиекислоты	Kислотныйостаток	Названиекислотного остатка
НNO2	Азотистая		Нитрит
НNO3	Азотная		Нитрат
H2S	Сероводородная	S2-	Сульфид
H2SO3	Сернистая		Сульфит
H2SO4	Серная		Сульфат
H2CO3	Угольная	,	Kарбонат, гидрокарбонат
H3PO4	Ортофосфорная		Фосфат, гидрофосфат, дигидрофосфат
H2SiO3	Kремниевая		Силикат
HCl	Хлороводородная	Cl-	Хлорид
HPO3	Метафосфорная		Метафосфат
HMnO4	Марганцовая		Перманганат
H2MnO4	Марганцовистая		Манганат

Важно знать некоторые принципы составления названий кислот. Название кислородной кислоты состоит из русского названия кислотообразующего элемента с добавлением одного из окончаний: -ная, -овая, -евая (табл. 6).

Таблица 6. Номенклатура кислот

Окончание в названии кислоты	Формулы и названия кислот в зависимостиот номера группы в ПСХЭ и высшей степени окислениякислотообразующего элемента
	IIа, +3	IVа, +4	Vа, +5	VIа, +6	VIIа, +7
-ная	В, Н3ВО3-борная кислота	С, Н2СО3 -угольнаякислота	N, HNO3 -азотнаякислота; Р, НРО3 -метафосфорнаякислота, Н3РО4 -ортофосфорнаякислота	S, H2SO4 -сернаякислота	Сl, HClO4 -хлорнаякислота; I, HIO4 -йоднаякислота
-овая	-	-	As, H3AsO4 -мышьяковаякислота	Se, H2SeO4 -селеноваякислота; Те, Н6ТеО6 -теллуроваякислота	-
-евая	-	Si, H2SiO3 -метакремниеваякислота, Н4SiO4 -ортокремниеваякислота	-	-	-

Если неметалл образует ряд кислот, где степени окисления его различны, то в названиях кислот по мере убывания степени окисления используют суффиксы -н-, -оват-, -ист-, -оватист- с добавлением окончания -ая.

Например:

Названия кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет не высшую степень окисления, обычно содержат суффикс -ист-.Например:

Номенклатура бескислородных кислот такова: к названию неметалла через соединительную гласную "о" прибавляется слово "водородная". Например: H₂S - сероводородная кислота, HF - фтороводородная кислота.

Способность кислот отдавать протоны определяет наиболее характерные химические свойства этих веществ:

1) Все кислоты реагируют с веществами, содержащими очень сильные частицы-основания: O², N³ и т. п. то есть прежде всего с основными и амфотерными оксидами (примеры в

2) Все кислоты реагируют с растворами щелочей

3) Растворы сильных кислот реагируют с солями и их растворами (содержат анионные основания)

H₃O + NO₂ = HNO₂ + H₂O, H₃O + CH₃COONa = CH₃COOH + Na + H₂O, HCl_р + KNO_2р = HNO_2р + KCl_р; HCl_p + CH₃COONa_кр = CH₃COOH_p + NaCl_p.

Образующаяся слабая кислота может быть еще и нерастворимой или летучей:

2H₃O + SiO₃² = H₂SiO₃ + 2H₂O, 2H₃O + FeS = Fe² + H₂O + H₂S , H₂SO₄ + Na₂SiO₃ = H₂SiO₃ + Na₂SO₄, 2HBr + FeS = FeBr₂ + H₂S ,

что еще более способствует смещению равновесия вправо. Летучие кислоты выделяются из реакционной смеси и в том случае, когда с безводной солью этой кислоты реагирует нелетучая (точнее, значительно менее летучая) кислота:

H₂SO_4конц + NaCl_кр = NaHSO_4кр + HCl , H₃PO_4ж + CH₃COONa_кр = NaH₂PO_4кр + CH₃COOH .

Если образующаяся слабая кислота неустойчива, при реакции выделяется газообразный кислотный оксид. В этом случае растворы сильных кислот реагируют и с нерастворимыми солями:

2H₃O + CaCO₃ = Ca² + CO₂ + 3H₂O, 2HNO_3р + CaCO_3кр = Ca(NO₃)_2р + CO₂ + H₂O.

Реакции между растворами солей и сильных кислот протекают и в тех случаях, когда образуется нерастворимая соль:

Cl + Ag= AgCl,HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃.

4) Растворы сильных кислот реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода . 5) Многие кислоты при нагревании разлагаются

Некоторые кислоты легко разлагаются даже в водных растворах:

H₂CO₃ = CO₂ + H₂O

(при образовании практически полностью разлагается),

H₂SO₃ = SO₂ + H₂O

(неустойчива в концентрированных растворах и при нагревании). Растворимые оксокислоты можно получить при взаимодействии соответствующего кислотного оксида с водой. Слабые кислоты получаются из солей под действием сильных кислот. Бескислородные кислоты получают, растворяя соответствующие гидриды в воде.

1.7 Соли

Определение. Термин " соль" используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль - это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Определение. Соли -- это продукты замещения водорода кислоты металлом или гидроксогрупп оснований кислотными остатками. Например,

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂

кислота соль

NaOH + НС1 = NaCI + H₂O

основание кислота соль.

Классификация. Соли бывают средние, кислые, основные, двойные, комплексные.

Средняя соль -- это продукт полного замещения водорода кислоты металлом или гидроксогруппы основания кислотным остатком. Например,

Na₂SO₄, Ca(NO₃)₂ -- средние соли.

2Na + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂Са (ОН)₂ + 2HNO₃ = Са (NO₃)₂ + 2Н₂О

Кислая соль -- продукт неполного замещения водорода многоосновной кислоты металлом. Например, NaHSO₄, Са(НСО₃)₂ --кислые соли.

2Na + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + Н₂

Основная соль -- продукт неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания кислотными остатками. Например,MgOНС1, BiOHCl₂ -- основные соли

Mg (ОН)₂ + НС1 = MgOHCI + Н₂О

Если атомы водорода в кислоте замещаются атомами разных металлов или гидроксогруппы оснований замещаются различными кислотными остатками, то образуются двойные соли. Например, KAI(SO₄)₂, Са(ОС1)С1. Двойные соли существуют только в твердом состоянии.

Комплексные соли -- это соли, в состав которых входят комплексные ионы. Например, соль K₄[Fe(CN)₆] -- комплексная, так как в ее состав входит комплексный ион [Fe(CN)₆]^4-.

Составление формул солей. Можно сказать, что соли состоят из остатков оснований и остатков кислот. При составлении формул солей нужно помнить правило: абсолютная величина произведения заряда остатка основания на число остатков основания равна абсолютной величине произведения заряда кислотного остатка на число кислотных остатков. Для

тх = пу,

где K -- остаток основания, A -- кислотный остаток, т -- заряд остатка основания, n -- заряд кислотного остатка, х -- число остатков основания, у -- число кислотных остатков. Например,

Формулы:	2x = 3y x = 3, y = 2 Ba3(PO4)2	2x = 1y x = 1, y = 2 Ca(H2PO4)2	1x = 3y x = 3; y = 1 (MgOH)3PO4

Номенклатура солей. Названия солей составляют из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия остатка основания в родительном падеже (без слова "ион"). Например,

MgС1₂ -- хлорид магния

Ba₃(РО₄)₂ -- ортофосфат бария

Na₂S -- сульфид натрия

CaHPO₄ - гидрофосфат кальция

K₂SO₃ -- сульфит калия

Ca(H₂PO₄)₂ -- дигидрофосфат кальция

А1₂(SO₄)₃ -- сульфат алюминия

MgOHCд -- хлорид гидроксомагния

КА1(SO₄)₃ -- сульфат калия

(MgOH)₂SO₄ -- сульфат гидроксомагния

K₂NaHPO₄ -- ортофосфат калия - натрия

MnCl₂ - хлорид марганца (2:1)

Са(OCI)C1 -- хлорид - гипохлорит кальция

MnSO₄ -- сульфат марганца

К₂S cульфид калия

NaHCO₃ - гидрокарбонат натрия

К₂SO₄ сульфат калия

MgOHCl хлорид. гидриксо - магния

Соли - ионные соединения, в состав которых в качестве анионов входят кислотные остатки.

Соли принято подразделять по составу на кислые, средние и основные

Кислые соли - соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон.

То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.

Основные соли - соли, в состав которых входят катионы, способные принимать протон и содержащие гидроксильные группы (группы - О- Н).

Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли - минерал малахит Cu₂(OH)₂CO₃.

Химические свойства солей определяются только свойствами ионов, входящих в их состав. Важнейшие химические свойства средних солей:

1) растворимые соли могут реагировать с металлами

2) некоторые соли могут окисляться активными неметаллами:

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂, 2K₂SO₃ + O₂ = 2K₂SO₄

(в растворе, медленно);

3) растворимые соли могут реагировать с растворами щелочей

4) соли слабых кислот реагируют с сильными кислотами

5) в растворе соли могут реагировать между собой:

Ba² + SO₄² = BaSO₄ , Ag + Cl = AgCl , BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl, AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃;

6) некоторые соли при нагревании легко разлагаются

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ , MgCO₃ = MgO + CO₂ , NH₄Cl = NH₃ + HCl , (NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O , NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O .

Как видно из приведенных примеров, реакции термического разложения разных солей очень сильно отличаются друг от друга, поэтому подробно с некоторыми типами этих реакций вы познакомитесь при изучении химии отдельных элементов. Особенности химических свойств кислых и основных солей связаны с наличием в их составе ионов-амфолитов и заключаются в возможности реакций с растворами кислот и оснований:

NaHSO_4р + NaOH_р = Na₂SO_4р + H₂O, NaHCO_3р + HCl_р = NaCl_р + CO₂ + H₂O, Mg(OH)Cl + NaOH_р = Mg(OH)₂ + NaCl_р, Mg(OH)Cl + HCl_р = MgCl_2р + H₂O.

Все кислые и основные соли разлагаются при нагревании. Здесь также много различных типов реакций:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ , NH₄HCO₃ = NH₃ + H₂O + CO₂ , 2Na₂HPO₄ = Na₄P₂O₇ + H₂O , (CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O .

Соли образуются при самых разнообразных реакциях.

Таким образом, соли можно получить 12 важнейшими способами:

1) при взаимодействии металлов с неметаллами,

2) при взаимодействии металлов с кислотами,

3) при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами,

4) при взаимодействии основных оксидов с кислотами,

5) при взаимодействии кислотных оксидов с основаниями,

6) при взаимодействии оснований с кислотами,

7) при взаимодействии неметаллов с основаниями,

8) при взаимодействии оснований с солями,

9) при взаимодействии металлов с солями,

10) при взаимодействии кислот с солями,

11) при взаимодействии неметаллов с солями,

12) при взаимодействии солей друг с другом.

Не все эти способы применимы к каждой соли, например: соли бескислородных кислот нельзя получить, используя способы 3 и 5, а соли металлов, стоящих в ряду напряжений правее водорода нельзя получить, используя способ 2. И наоборот, существует множество способов получения отдельных солей, не включенных в этот перечень.

2. Характеристика химических свойст, электронное строение химического элемента кадмия и кислорода

Кадмий (Cadmium), Cd, химический элемент II группы периодической системы Менделеева; атомный номер 48, атомная масса 112,40; белый, блестящий, тяжелый, мягкий, тягучий металл. Элемент состоит из смеси 8 стабильных изотопов с массовыми числами: 106 (1,215%), 108 (0,875%), 110 (12,39%), 111 (12,75%), 112 (24,07%), 113 (12,26%), 114 (28,86%), 116 (7,58%).

Электронная формула кадмия 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²4p⁶4d¹⁰5s²

Химические свойства Кадмия.

В соответствии с внешней электронной конфигурацией атома 4d¹⁰ 5s² валентность Кадмия в соединениях равна 2. На воздухе Кадмий тускнеет, покрываясь тонкой пленкой оксида CdO, которая защищает металл от дальнейшего окисления. При сильном нагревании на воздухе Кадмий сгорает в оксид CdO - кристаллический порошок от светло-коричневого до темно-бурого цвета, плотность 8,15 г/см³; при 700°C CdO возгоняется, не плавясь. Кадмий непосредственно соединяется с галогенами; эти соединения бесцветны; CdCl₂, CdBr₂ и CdI₂ очень легко растворимы в воде (около 1 части безводной соли в 1 части воды при 20 °C), CdF₂ растворим труднее (1 часть в 25 частях воды). С серой Кадмий образует сульфид CdS от лимонно-желтого до оранжево-красного цвета, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах. Кадмий легко растворяется в азотной кислоте с выделением оксидов азота и образованием нитрата, который дает гидрат Cd(NOa)₂·4H₂O. Из кислот - соляной и разбавленной серной Кадмий медленно выделяет водород, при выпаривании растворов из них кристаллизуются гидраты хлорида 2CdCl₂·5H₂O и сульфата 3CdSO₄·8H₂O. Растворы солей Кадмия имеют кислую реакцию вследствие гидролиза; едкие щелочи осаждают из них белый гидрооксид Cd(OH)₂, нерастворимый в избытке реактива; впрочем, при действии концентрированных растворов щелочи на Cd(OH)₂ были получены гидрооксокадмиаты, например Na₂[Cd(OH)₂]. Катион Cd²⁺ легко образует комплексные ионы с аммиаком [Cd(NH₃)₄]²⁺ и с цианом [Cd(CN)₄]^2- и [Cd(CN)₆]^4-. Известны многочисленные основные, двойные и комплексные соли Кадмия. Соединения Кадмия ядовиты; особенно опасно вдыхание паров его оксида.

Кислород (лат. Oxygenium), О, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. При нормальных условиях Кислород газ без цвета, запаха и вкуса. Трудно назвать другой элемент, который играл бы на нашей планете такую важную роль, как Кислород.

Изотопы, атом и молекула Кислорода. Кислород имеет три устойчивых изотопа: ¹⁶О, ¹⁷О и ¹⁸О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов Кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее легкого из них ¹⁶О связано с тем, что ядро атома ¹⁶О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением Кислорода в периодической системе элементов Менделеева электроны атома Кислорода располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s²2s²2p⁴). Поскольку внешняя оболочка атома Кислорода не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом Кислорода в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома Кислорода (таковы, например, F₂O, F₂О₃). Раньше, исходя единственно из положения Кислорода в периодической системе, атому Кислорода в оксидах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион О^2- не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома Кислорода практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула Кислорода двухатомна (О₂); в тихом электрическом разряде образуется также трехатомная молекула О₃ - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы О₄. Электронное строение О₂ представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула О₂ имеет два неспаренных электрона; для нее неприменима "обычная" классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями. Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы Кислорода (О₂ - е > О₂⁺) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (О₂ + е > О₂^-) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного Кислорода на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500°С; при 5000°С молекулы Кислорода почти полностью диссоциированы на атомы

Электронная формула кислорода 1s²2s²2p⁴

Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом: