ВСЕ КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, КРОМЕ SiO2, РЕАГИРУЮТ С ВОДОЙ.

Примеры:

P₂O₅ + 3H₂O ®2H₃PO₄ (при нагревании)

*P₂O₅ + H₂O ®HPO₃ (на холоду)

SiO₂ + H₂O ® реакция не идет, т.к. H₂SiO₃ нерастворима в воде

б) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами (см. пункт 6.в)

г) взаимодействие с основаниями. Правило: кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, при этом образуется соль и вода. Пример:

2NaOH + CO₂® Na₂CO₃ + H₂O (в избытке NaOH)

NaOH + CO₂ ®NaHCO₃ (в избытке CO₂)

д) взаимодействие с солями. Правило:

– при нагревании менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий оксид.

Пример: Na₂CO₃ + SiO₂ ®Na₂SiO₃ + CO₂­ (при нагревании)

– в растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет из соли оксид, соответствующий более слабой кислоте.

– оксиды могут взаимодействовать с солями, содержащими остаток кислоты, которой этот оксид соответствует:

Na₂CO₃ +CO₂ + H₂O® 2NaHCO₃

Na₂SO₃ +SO₂ + H₂O® 2NaHSO₃

Пример: Na₂SiO₃ + CO₂ ®Na₂CO₃ + SiO₂¯ (в растворе)

8). Химические свойства амфотерных оксидов.

а) амфотерные оксиды не реагируют с водой

б) амфотерные оксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства, т.е. реакции протекают так же, как с основными оксидами

Пример: Al₂O₃ + 6HCl ®2AlCl₃ + 3H₂O

в) взаимодействие со щелочами. В зависимости от условий реакции протекают по-разному:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O ®2Na[Al(OH)₄] (в растворе)

Al₂O₃ + 2NaOH ®2NaAlO₂ + H₂O(при нагревании)

г) взаимодействие с основными оксидами (см №6г)

д) при взаимодействии с кислотными оксидами амфотерные оксиды проявляют основные свойства.

Пример: Al₂O₃ + P₂O₅ 2AlPO₄

е) При взаимодействии с солями амфотерные оксиды, как нелетучие, вытесняют из солей при нагревании более летучие оксиды.

Пример: Na₂CO₃ + Al₂O₃ ®2NaAlO₂ + CO₂­

оксид	Гидроксид, основная форма	Гидроксид, кислотная форма (при нагревании)	Гидроксид, кислотная форма (в растворе)
BeO	Be(OH)2	H2BeO2	H2[Be(OH)4]
ZnO	Zn(OH)2	H2ZnO2	H2[Zn(OH)4]
SnO	Sn(OH)2	H2SnO2	H2[Sn(OH)4]
PbO	Pb(OH)2	H2PbO2	H2[Pb(OH)4]
Al2O3	Al(OH)3	HAlO2	H[Al(OH)4]
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	H3[Cr(OH)6]
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	H3[Fe(OH)6]

Примечание: кислотная форма амфотерных гидроксидов составлена формально, т.к. в реакциях со щелочами и с основными оксидами могут быть образованы только соли приведенных форм гидроксидов.

9). Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

Слева направо по периоду по мере ослабления металлических свойств элементов основные свойства оксидов ослабевают, а кислотные возрастают. Сверху вниз по главным подгруппам неметаллические свойства элементов ослабевают, а металлические возрастают, при этом: сверху вниз по главной подгруппе возрастают основные свойства оксидов, а кислотные ослабевают. Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства.

Пример: Cr⁺²O – основный оксид, Cr₂⁺³O₃ – амфотерный оксид, Cr⁺⁶O₃ – кислотный оксид.

Кислоты.

I Определение.

а) кислоты – сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов

б) кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода.

II Классификация

а) по наличию или отсутствию атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (H₂S, HCl и др.) и кислородосодержащие (H₂SO₄, HNO₃ и др.)

б) по числу атомов водорода, способных замещаться на металлы или по числу ионов H⁺, образующихся при диссоциации кислоты выделяют кислоты одноосновные (HNO₃, HCl), двухосновные (H₂S, H₂SO₄,), трехосновные (H₃PO₄), четырехосновные (H₄P₂O₇)

в) по способности к диссоциации кислоты разделяют на сильные электролиты (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.), слабые электролиты (H₂S, H₂CO₃, HF), электролиты средней силы (H₃PO_4, H₂SO₃ ).

г) по летучести выделяют нелетучие кислоты (H₃PO_4, H₂SiO₃, H₂SO₄) и летучие (HNO₃, HCl, HF, H₂S H₂CO₃, H₂SO₃)

д) стабильные (H₃PO_4, H₂SO₄) и нестабильные (H₂SO_3, H₂CO₃) кислоты

Нестабильные кислоты разлагаются в момент получения:

H₂SO₃ ® SO₂ + H₂O

H₂CO₃® CO₂ + H₂O

III Структурные формулы кислот.

IV Физические свойства кислот. Существуют кислоты твердые (H₃PO_4, H₂SiO₃), жидкие кислоты (H₂SO₄, HNO₃)

V Способы получения кислот:

а) бескислородные кислоты получают растворением соответствующего газа в воде

б) кислородосодержащие получают при взаимодействии соответствующего оксида в воде:

P₂O₅ + 3H₂O ®2H₃PO₄

в) нерастворимые кислоты получают косвенным путем:

Na₂SiO₃ + 2HCl ® H₂SiO₃¯+ 2NaCl

VI Химические свойства кислот.

1). Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода; при этом образуется соль и водород. При протекании таких процессов металл растворяется в кислоте (в ходе реакции не должна образовываться нерастворимая соль: H₂SO₄ + Mg ® MgSO₄ + H₂­

Примечание 1:

при взаимодействии металлов со слабыми многоосновными кислотами образуются кислые соли:

Fe + 2H₃PO₄ → Fe(H₂PO₄)₂ + 3H₂­

Ca + 2H₂CO₃ → Ca(HCO₃)₂ + H₂­

Примечание 2:

Кремниевая кислота (H₂SiO₃) не взаимодействует с металлами (твердое не реагирует с твердым)

Примечание 3:

Концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации реагируют с металлами без выделения водорода (см. ниже)

2). Кислоты реагируют с основными оксидами

Примечание: некоторые реакции требуют нагревания:

CuO + H₂SO₄® CuSO₄ + H₂O (требуется нагревание)

MgO + H₂SO₄ ® MgSO₄ + H₂O (эта реакция протекает при комнатной температуре)

3). Кислоты реагируют с основаниями.

Примечание: слабые нерастворимые основания не реагируют со слабыми кислотами.

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ ® Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Al(OH)₃ + H₂CO₃ – реакция не идет.

4). Кислоты реагируют с солями при выполнении условий:

а) в ходе реакции выпадает осадок

BaCl₂ + H₂SO₄® BaSO₄¯ + 2HCl

Примечание:с помощью сероводорода можно осадить из солей в виде сульфидов металлы, стоящие в ряду активности правее железа:

CuSO₄ + H₂S ® CuS¯+ H₂SO₄

Т.к. сульфиды железа, цинка, магния и т.д. растворимы в разбавленных кислотах, то

FeSO₄ + H₂S ® реакция не идет

б) в ходе реакции выделяется газ

K₂CO₃ + 2HCl ®2KCl + H₂O + CO₂­

в) нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их солей:

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.)®HCl­ + NaHSO₄ (при слабом нагревании)

2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.)®2HCl­ + Na₂SO₄ (при сильном нагревании)

KNO₃(тв.) + H₂SO₄(конц.)® HNO₃­ + KHSO₄

5). Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:

лакмус и метилоранж – в красный.

Мнемотаблица для запоминания окраски индикаторов в зависимости от реакции среды:

	Кислая	нейтральная	щелочная
Лакмус	4 Красный	8 Фиолетовый	3 Синий
Метиловый оранжевый	6 Красный	2 Оранжевый	7 Желтый
фенолфталеин	1 Бесцветный	9 Бесцветный	5 Малиновый

Таблица заполняется только первыми буквами приведенных в них слов (см. ниже). Заполнение происходит следующим образом: а) по горизонтали верхняя строка по алфавиту;

б) по вертикали левая строка также по алфавиту; в) далее из букв по порядку складываем мнемофразу (как «Каждый охотник желает знать…») «Бос и Комкрыжовником играют в футбол» (жирным подчеркнутым шрифтом выделены буквы из таблицы)

	К	Н	Щ
Л	4 К	8 Ф	3 С
М	6 Кр	2 О	7 Ж
Ф	1 Б	9 Б	5 М