I.2.1.1. Номенклатура оксидов

1. Строго по международной номенклатуре оксиды называют: « оксид элемента» с указанием степени окисления или валентности элемента. Например, SO₃ – оксид серы (VI) или оксид серы (+6). Если степень окисления или валентность непеременные (единичные), то в названии их опускают. Например, CaO – оксид кальция.

Учитывая, что максимальная валентность азота в соединениях равна (IV) , оксид азота N₂O₅ правильнее называть оксид азота (+5).

Применительно к международной номенклатуре, можно давать названия с приставками, указывающими количество атомов кислорода (ди-, три-, тетра-, пента-): SO₂ – диоксид серы, Р₂О₅ – пентаоксид фосфора и т.д.

2. Сохранилась в употреблении русская номенклатурас применением слова «окись». Например, N₂O₅ – полупятиокись азота (учитывая число атомов кислорода, приходящихся на один атом азота), СО₂ – двуокись углерода, ОsО₄ – четырехокись осьмия.

3. Тривиальные названия имеют только некоторые оксиды, например, СО₂ – углекислый газ; СО – угарный газ; N₂O – «веселящий газ»; F₃O₄ – железная окалина.

4. Для кислотных оксидов применимо название, как ангидрида кислоты.

Например, Р₂О₅ - фосфорный ангидрид или ангидрид фосфорной кислоты.

1.2.1.2. Физические свойства: газы (CO₂), твердые (P₂O₅), окрашенные (Cu₂O), с запахом (SO₂), без запаха (NO), бесцветные или белые (СaO, CO₂), растворимые в воде (CaO, K₂O, SO₂ и др.), нерастворимые в воде (CuO, SiO₂)

1.2.1.3. Получение:

1) окисление (горением простых веществ):

S + O₂ à SO_{2 ,}

2 Ca + O₂ à 2CaO;

2) горение сложных веществ:

СН₄ + 2О₂ à CO₂ + 2H₂O;

3) разложение солей (t ⁰C)

СaCO₃ à CO₂ + CaO;

4) разложение твердых оснований с валентностью > I (t ⁰C):

Cu(OH)₂ à CuO + H₂O;

5) разложение некоторых кислот (t ⁰C):

H₂SiO₃ à SiO₂ + H₂O;

6) при окислении соответствующего металла оксидом другого менее активного металла (t ⁰C):

2Al + Cr₂O₃ à 2Cr + Al₂O₃;

7) при окислении низших оксидов и разложении высших (t ⁰C):

2SO₂ + O₂ à 2SO₃ +Q

4CrO₃ à 2Cr₂O₃ + 3O₂;

1.2.1.4. Химические свойства:

Основные	Кислотные
1. С водой СaO + H2O = Ca(OH)2 ↓ основание	1. С водой SO2 + H2O = H2SO3 кислота
2. C кислотами СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O соль + вода	3. С основаниями SO2 +2NaOH = Na2SO3+ H2Oсоль+ вода
3. Друг с Сa O +	другом SO2 = CaSO3 соль

Амфотерные оксиды

-реагируют со щелочами и кислотами, образуя соль и воду:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂O

Al₂ O₃ + 2NaOH = 2 NaAlO₂ + H₂O;

метаалюминат

натрия

-с водой не взаимодействуют.

I.2.2. Гидроксиды – сложные вещества, в которых элемент связан с группами «ОН» (гидроксо – или гидроксильными). Их можно рассматривать, как продукты взаимодействия соответствующих оксидов с водой при допущении, что эти оксиды с ней взаимодействуют.

Н – О

\

СО₂ + Н₂О à H₂CO₃ C = O

/

H – О

Na₂O + H₂O à Na₂O₂H₂ (2 NaOH) Na – O – H

Н – О

\

SiО₂ + Н₂О à H₂SiO₃ Si = O

/

H – О

Н – О

\

P₂ О₅ + 3Н₂О à H₆P₂ O₈ (3 H₃PO₄) H – O - P = O

/

H – О

O - H

/

FeO + H₂O à FeO₂H₂ ( Fe(OH)₂) Fe

\

O – H

Как видно из структурных формул с элементом могут быть связаны и

- ОН ( гидроксогруппы) и = О (оксогруппы).

Общая формула гидроксидов Э(ОН)_nO_m

Н → О O

\ //

H → O- Э : : : (O)

∙ | \\

(НО) ∙ O O

|

H

Чем больше оксогрупп (=О) и чем выше (более положительная) степень окисления определяющего химического элемента, тем слабее химическая связь между атомами водорода и кислорода, электроны сдвигаются к кислороду связи ОН и такое вещество диссоциирует, как кислота - с отрывом катиона водорода.

Сравним строение фосфорной и хлорной кислот:

Н – О O

\+5 +7 //

H – O - P = O Н – О – Cl = O

/ \\

H – О O

Согласно сказанному выше связь О – Н слабее в хлорной кислоте и этот гидроксид, как кислота, самый сильный в ряду химических элементов III периода.

I.2.2.1. Кислоты - сложные вещества, которые состоят из катиона водорода и кислотного остатка, т.е., при диссоциации в качестве катионов образуют только катионы водорода Н⁺.

Они делятся на кислородосодержащие - кислотные гидроксиды и на бескислородные. По числу атомов водорода - на одноосновные и многоосновные.

I.2.2.1.1. Физические свойства:

1) жидкие (серная, хлорная);

2) твердые (фосфорная, борная);

3) летучие (сероводородная, соляная);

4) некоторые имеют запах (сероводородная);

5) некоторые имеют цвет (хромовая H₂CrO₄ - желтый раствор);

6) тяжелее воды (при приготовлении растворов следуй правилу: «Не лей воду в кислоту!»);

7) кислый вкус;

8) разъедают растительные и животные ткани.

I.2.2.1.2. Получение:

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ ;

2) взаимодействие некоторых простых веществ с водородом:

H₂ + Cl₂ = 2 HCl ( c Br₂ , S, I₂ );

3) взаимодействие соли с кислотами (кислота менее летучая и более

сильная, чем та, которая образует реагирующую соль):

t

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCl ^↑ (см. в приложении ряд силы кислот);

^{ТВ. конц. газ}

I.2.2.1.3. Химические свойства:

взаимодействие с металлами:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ ^↑ ;

взаимодействие с основными оксидами:

СaO + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O;

взаимодействиеие со щелочами и нерастворимыми основаниями:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

взаимодействие с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O;

взаимодействие с солями:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂;

Цвет индикаторов в кислой среде:

лакмус – красный

метилоранж – розовый

метиловый красный - красный;

Кислоты, содержащие элементы 3,4,5 групп дают мета- и орто – кислоты.

Мета кислоты содержат на одну молекулу воды меньше, чем ортокислоты:

НВО₂ и Н₃ВО_{3 ,} НAlО₂ и Н₃AlО₃ , НPО₃ и Н₃PО₄

Кислоты 6, 7 групп метакислот не имеют.

I.2.2.2. Основания:

Гидроксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (исключая цинк и бериллий), проявляют основные свойства и при диссоцииации в качестве аниона образуют только гидроксид-анион (О-Н группу).

Например, гидроксид натрия, гидроксид меди (+2 или II)

_{· ·}

NaOH: Na • · O·· H

^{· ·}

R_Na R_H

И у атома натрия, и у атома водорода на внешнем уровне по одному электрону. Связь с ядрами разная в силу неодинаковой удаленности от них электронов: у натрия радиус атома больше, и этот электрон менее прочно связан с ядром, чем у водорода. При диссоциации отрывается гидроксид - анион ОН^- .

Таким образом, основания это – сложные вещества, содержащие положительно заряженные ионы металлов ( или аммония) и одну или несколько гидроксо- групп, или, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксогруппы.

В называниях оснований сохраняется слово «гидроксид», а затем добавляется: «такого-то металла» с указанием валентности или степени окисления.

По числу гидроксогрупп основания делятся на однокислотные, двухкислотные:

(КОН, Cu(OH)₂).

I.2.2.2.1. Физические свойства: твердые вещества белые (NaOH, Ba(OH)₂) или окрашенные (Сu(OH)₂ , Ni(OH)₂); Щелочи – растворимые в воде основания

(NaOH, Ba(OH)₂.) Нерастворимые в воде основания - Fe(OH)₂, Cr(OH)₂ и др.

Особо надо сказать о гидроксиде аммония: NH₄OH. Это вещество растворимо в воде, но более правильное его называние - раствор аммиака в воде: NH₃ · H₂O. Процесс растворения происходит за счет образования водородных связей

между атомами азота аммиака и атомами водорода воды, или - атомами кислорода воды и атомами водорода аммиака.

I.2.2.2.2. Получение:

1) при взаимодействии основных оксидов с водой получают щелочи:

СaO + H₂O = Ca(OH)₂;

2) взаимодействие щелочных (Na, K) и щелочноземельных (Ca, Ba) металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂^↑;

3) действие щелочей на растворимые соли:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄;

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ ↓+ 2NaOH;

I.2.2.2.3. Химические свойства:

-нерастворимых оснований:

1) взаимодействуют с кислотами:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O;

2) разлагаются при нагревании:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O;

-щелочей:

1) с кислотными оксидами:

SO₂ +2 NaOH =Na₂SO₃ + H₂O;

2) с амфотерными оксидами:

Al₂ O₃ + 2NaOH = 2 NaAlO₂ + H₂O;

3) с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (р-ция нейтрализации);

3) взаимодействие с солями:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄ ;

4) с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al):

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O;

5) индикаторы в щелочной среде:

а) фенолфталеин – малиновый

б) тимолфталеин – синий

в) метилоранж – желтый

г) лакмус – синий;

6) щелочи взаимодействуют со многими органическими веществами, например, омыляют жиры;

7) разъедают ткани и называются едкими (едкий натр);

8) гидроксиды ртути (II) и серебра (I) разлагаются в момент получения:

а) Hg(OH)₂ = HgO + H₂O;

б) 2 AgOH = Ag₂O + H₂O

I.2.2.3. Амфотерные гидроксиды -химические соединения, состоящие из металла, связанного с гидроксогруппой (степени окисления и валентности металлов в основном +3 и +4, за исключением гидроксида цинка и бериллия - +2).

Такие соединения взаимодействуют и с кислотами и с основаниями, то есть, проявляют кислотно - основную двойственность (амфотерность).

H₂O

Zn(OH)₂ = H ₂ZnO₂ ; Al(OH)₃ = H₃AlO₃

ортоалюминиевая HAlO₂

кислота метаалюминиевая

кислота

I.2.2.3.1. Химические свойства амфотерных гидроксидов:

1) с кислотами: Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O;

2) со щелочами: Zn(OН)₂ + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

цинкат натрия

r ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Пример 1. Назовите оксиды: а) SnO₂; б) Аl₂O₃; в) N₂O₃

Решение и ответ:

а) степень окисления олова в данном оксиде +4. SnO₂ - оксид олова (IV);

б) степень окисления алюминия +3 - постоянная. Аl₂O₃ - оксид алюминия;

в) степень окисления азота в оксиде +3 . N₂O₃ - оксид азота (III).

Задание 1.Назовите оксиды: а) SO₃; б) ZnO; в) Cr₂O₃

Пример 2. Укажите xapaктep (основной, кислотный,

амфотерный) оксидов: а) SO₂;5) MgO; в) Sn О₂; г) Re₂О₇;

д) СO.

Решение:

а) SО₂ - оксид неметалла, кислотный, соответствует сернистой кислоте;

б) MgO - оксид элемента главной подгруппы II группы, основной;

в) SnO₂ - амфотерный;

г) Re₂О₇ - высший оксид (высшая степень окисления рения) элемента

элемента побочной подгруппы, кислотный;

д) СO - несолеобразующий оксид.

Задание 2. Укажите характер оксидов: а) SO₃; б) Аl₂O₃;

в) CrO₃ ( d-элемент в высшей степени окисления);

г) MnО₂ (d-элемент в средней степени окисления);

д) СаO.