В Е Щ Е С Т В А

_________________________________

простые сложные

____/______ ______________/___________

металлы неметаллы оксиды гидроксиды соли

К, Ва S, P Р 2 О 5 H 2 SO 4 Cu(NO 3) 2

Na 2 O Вa(ОH) 2 Na 2 CO 3

Рассмотрим классификацию, химические свойства и методы получения сложных веществ.

ОКСИДЫ

ОКСИД – это сложное вещество, состоящее из двух элементов, один из которых кислород, находящийся в степени окисления -2.

Исключения составляют:

1) соединения кислорода и фтора – фториды: например, фторид кислорода OF 2 (степень окисления кислорода в этом соединении +2)

2) пероксиды (соединения некоторых элементов с кислородом, в которых имеется связь между атомами кислорода), например:

пероксид водорода Н 2 О 2 пероксид калия K 2 O 2

Примеры оксидов: оксид кальция - СаО, оксид бария - ВаО. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названии в скобках указывается римской цифрой валентность элемента, например: оксид серы (IV) - SO 2 , оксид серы (VI) - SO 3 .

Все оксиды можно разделить на две большие группы: солеобразующие(образующие соли) и несолеобразующие.

Солеобразующие подразделяют на три группы: основные, амфотерные и кислотные.

О К С И Д Ы

_________________/__________________

солеобразующие несолеобразующие

СО, N 2 O, NO

↓ ↓ ↓

основные амфотерные кислотные

(им (им соответсвуют

соответствуют, кислоты)

основания)

CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5 , Mn 2 О 7

Cr 2 O 3 , Al 2 O 3

Неметаллы образуют кислотные оксиды, например: оксид азота (V) – N 2 O 5 , оксид углерода (IV) - CO 2 . Металлы с валентностью меньше трех, как правило, образуют основные оксиды, например: оксид натрия -Na 2 O, оксид магния – MgO; а с валентностью больше четырех – кислотные оксиды, например, оксид марганца (VII) - Mn 2 O 7 , оксид вольфрама (VI) - WO 3 .

Рассмотрим химические свойства кислотных и основных оксидов.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ

ОСНОВНЫХ КИСЛОТНЫХ

Взаимодействие с водой

Продуктом реакции является:

основание кислота

(если, в состав оксида P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4

входит активный металл, SiO 2 +H 2 O ≠

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)

CaO + H 2 O à Ca(OH) 2

2. Взаимодействие друг с другом, образуя соли CuO + SO 3 à CuSO 4

3. Взаимодействие с гидроксидами:

С растворимыми кислотами, с растворимыми основаниями

в результате реакции образуютсясоль и вода

CuO + Н 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 +Ca(OН) 2 àCaCO 3 + Н 2 О

Менее летучие оксиды

Вытесняют более летучие

из их солей :

K 2 CO 3 + SiO 2 à K 2 SiO 3 + CO 2

К числу амфотерных оксидов относят: оксиды металлов с валентностью, равной трем, например: оксид алюминия -Al 2 O 3, оксид хрома (III) - Cr 2 O 3 , оксид железа (III) - Fe 2 O 3, а также несколько исключений, в которых металл двухвалентен, например: оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид свинца (II) – PbO. .

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные и как кислотные оксиды

Докажем амфотерный характер оксида алюминия. Приведем уравнения реакций взаимодействия с соляной кислотой и щелочью (в водном растворе и при нагревании). При взаимодействии оксида алюминия и соляной кислоты, образуется соль - хлорид алюминия. В этом случае оксид алюминия выступает в роли основного оксида.

Al 2 O 3 + 6HCl à2AlCl 3 + 3H 2 O

как основный

В водном растворе происходит образование комплексной соли -

тетрагидроксоалюмината натрия:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na тетрагидроксоалюминат натрия

как кислотный

При сплавлении со щелочами образуется метаалюминаты.

Представим молекулу гидроксида алюминия Al(OH) 3 в форме кислоты, т.е. на первом месте запишем все атомы водорода, на втором кислотный остаток:

H 3 AlO 3 - алюминиевая кислота

Для трехвалентных металлов из формулы кислоты вычтем 1 Н 2 О, получив метаалюминиевую кислоту:

- Н 2 О

HAlO 2 - метаалюминиевая кислота

сплавление

Al 2 O 3 +2 NaOHà 2NaAlO 2 + Н 2 О метаалюминат натрия

как кислотный

МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

4Al + 3O 2 à 2Al 2 O 3

2. Горение или обжиг сложных веществ:

CH 4 + 2O 2 à CO 2 + 2H 2 O

2ZnS + 3O 2 à 2SO 2 + 2ZnO

3. Разложение при нагревании нерастворимых гидроксидов:

Cu(OH) 2 à CuO + H 2 O H 2 SiO 3 à SiO 2 + H 2 O

4. Разложение при нагревании средних и кислых солей:

CaCO 3 à CaO + CO 2

2КHCO 3 àK 2 CO 3 + CO 2 +H 2 O

4AgNO 3 à4Ag + 4NO 2 + O 2

ГИДРОКСИДЫ

Гидроксиды подразделяют на три группы: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды (проявляющие свойства, как оснований, так и кислот).

ОСНОВАНИЕ – это сложное вещество, состоящее из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп

(– ОН).

Например: гидроксид натрия - NaOH, гидроксид бария Ва(ОН) 2 . Количество гидроксогрупп в молекуле основания равно валентности металла.

КИСЛОТА – это сложное вещество, которое состоит из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка.

Например: серная кислота – H 2 SO 4 , фосфорная кислота - Н 3 РО 4 .

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В химических соединениях сохраняется валентность кислотного остатка (см. таблицу 1).

ТАБЛИЦА 1 ФОРМУЛЫ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ И

КИСЛОТНЫХ ОСТАТКОВ

Название кислоты	Формула	Кислотный остаток	Валентность кислотного остатка	Название соли, образованной этой кислотой
Плавиковая	НF	F	I	фторид
Соляная	НCl	Cl	I	хлорид
Бромоводородная	НBr	Br	I	бромид
Йодоводородная	НI	I	I	йодид
Азотная	HNO 3	NO 3	I	нитрат
Азотистая	HNO 2	NO 2	I	нитрит
Уксусная	СН 3 COOH	СН 3 COO	I	ацетат
Серная	H 2 SO 4	SO 4	II	сульфат
Сернистая	H 2 SO 3	SO 3	II	сульфит
Сероводородная	H 2 S	S	II	сульфид
Угольная	H 2 CO 3	CO 3	II	карбонат
Кремневая	H 2 SiO 3	SiO 3	II	силикат
Фосфорная	H 3 PO 4	PO 4	III	фосфат

По растворимости в воде гидроксиды делятся на две группы: растворимые (например, КОН, H 2 SO 4) и нерастворимые (H 2 SiO 3 , Сu(OH) 2). Растворимые в воде основания называются щелочами.

• Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит кислород.
• Оксиды металлов – твердые вещества.
• Гидроксиды – сложные вещества, соответствующие оксидам, если к ним присоединены одна или несколько гидроксидных групп.

• 1.Металл + кислород = оксид или пероксид.
• 2.Металл + вода = водород + щелочь (если основание растворимо в воде)

или = водород + основание (если основание не растворимо в воде)

Реакция протекает только в том случае, если

металл находится в ряду активности до водорода.

Основание – сложное вещество, в котором каждый атом металла связан с одной или несколькими гидроксогруппами.

• Оксиды и гидроксиды металлов

в степенях окисления +1 и +2 проявляют основные свойства ,

• в степенях окисления +3, +4, +5 проявляют амфотерные ,
• в степенях окисления +6, +7 проявляют кислотные .

Заполнить таблицу:

металлов главных подгрупп I - III групп

Вопросы для сравнения

I группа

• Общая формула оксида.

II группа

2. Физические свойства.

III группа

• Характер оксидов

Взаимодействие:

а) с водой

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с амфотерными оксидами

д) со щелочами

5. Формула гидроксида.

6. Физические свойства

• Характер гидроксидов

Взаимодействие:

а) действие на индикаторы

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с растворами солей

д) с неметаллами

е) со щелочами

з) отношение к нагреванию

Свойства оксидов и гидроксидов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным, т.к. увеличивается положительная степень окисления элементов.

Na 2 O , Mg +2 O , Al 2 O 3

основные амфотерный

Na +1 O Н , Mg +2 (O Н ) 2 , Al +3 (O Н ) 3

щелочь Слабое Амфотерный

основание гидроксид

В главных подгруппах основные свойства оксидов и гидроксидов возрастают сверху вниз .

Соединения металлов I А группы

Оксиды щелочных металлов

Общая формула Ме 2 О

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Li 2 O , Na 2 O – бесцветные, К 2 О, Rb 2 O – желтые, Cs 2 О – оранжевый.

Способы получения:

Окислением металла получается только оксид лития

4 Li + O 2 → 2 Li 2 O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li 2 O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Химические свойства

Типичные основные оксиды:

Взаимодействуют с водой, образуя щелочи: Na 2 О + H 2 O →

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: Na 2 О + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: Na 2 О + SO 3 →

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соли: Na 2 О + ZnO → Na 2 ZnO 2

Гидроксиды щелочных металлов

Общая формула – МеОН

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, гигроскопичны, хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). Растворы мылкие на ощупь, очень едкие.

NaOH – едкий натр

КОН – едкое кали

Сильные основания - Щелочи. Основные свойства усиливаются в ряду:

LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH

Способы получения:

1. Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

2. Обменные реакции между солью и основанием:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3  + 2KOH

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2 Li + 2 H 2 O → 2 LiOH + H 2

Li 2 O + H 2 O → 2 LiOH

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

Химические свойства

1. Изменяют цвет индикаторов:

Лакмус – на синий

Фенолфталеин – на малиновый

Метил-оранж – на желтый

2. Взаимодействуют со всеми кислотами.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами.

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок.

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

5. Взаимодействуют с некоторыми неметаллами (серой, кремнием, фосфором)

2 NaOH +Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами

2 NaOH + Zn О + H 2 O → Na 2 [ Zn (OH) 4 ]

2 NaOH + Zn (ОН) 2 → Na 2 [ Zn (OH) 4 ]

7. При нагревании не разлагаются, кроме LiOH .

II группы

Оксиды металлов II А группы

Общая формула МеО

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества белого цвета, малорастворимые в воде.

Способы получения:

Окисление металлов (кроме Ba , который образует пероксид)

2Са + О 2 → 2СаО

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3 → CaO + CO 2

2Mg(NO 3) 2 → 2MgO + 4NO 2 + O 2

Химические свойства

ВеО – амфотерный оксид

Оксиды Mg , Ca , Sr , Ba – основные оксиды

Взаимодействуют с водой(кроме ВеО), образуя щелочи(Mg (OH) 2 – слабое основание):

СаО + H 2 O →

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: СаО + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: СаО + SO 3 →

4. ВеО взаимодействует со щелочами: ВеО + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Ве(OH) 4 ]

Гидроксиды металлов II А группы

Общая формула – Ме(ОН) 2

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Ве(ОН) 2 – в воде нерастворим.

Основные свойства усиливаются в ряду:

Ве(ОН) 2 → Mg (ОН) 2 → Ca (ОН) 2 → Sr (ОН) 2 → В a (ОН) 2

Способы получения:

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2 H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2

CaO (негашеная известь) + H 2 O → Ca (OH) 2 (гашеная известь)

Химические свойства

Ве(ОН) 2 – амфотерный гидроксид

Mg (ОН) 2 – слабое основание

Са(ОН) 2 , Sr (ОН) 2, Ва(ОН) 2 – сильные основания – щелочи.

Изменяют цвет индикаторов:

Лакмус – на синий

Фенолфталеин – на малиновый

Метил-оранж – на желтый

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Ве(ОН) 2 + Н 2 SO 4 →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами:

Са(ОН) 2 + SO 3 →

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок:

Ва(ОН) 2 + K 2 SO 4 →

Гидроксид бериллия взаимодействует со щелочами:

Ве(ОН) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Ве(OH) 4 ]

При нагревании разлагаются: Са(ОН) 2 →

Соединения металлов главной подгруппы III группы

Соединения алюминия

Оксид алюминия

Al 2 O 3

O = Al – O – Al = O

Физические свойства: Глинозем, корунд, окрашенный – рубин (красный), сапфир (синий).

Твердое тугоплавкое (t° пл.=2050 ° С) вещество; существует в нескольких кристаллических модификациях.

Способы получения:

Сжигание порошка алюминия: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

Разложение гидроксида алюминия: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Химические свойства

Al 2 O 3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; с водой не реагирует.

Как основной оксид: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислотный оксид: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [ Al (OH) 4 ]

2) Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (алюминат натрия) + CO 2

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Гидроксид алюминия Al ( OH ) 3

Физические свойства: белое кристаллическое вещество,

нерастворимое в воде.

Способы получения:

1) Осаждением из растворов солей щелочами или гидроксидом аммония:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

Al 2 (SO 4) 3 + 6NH 4 OH → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4) 2 SO 4

Al 3+ + 3 OH ¯ → Al (OH) 3 (белый студенистый)

2) Слабым подкислением растворов алюминатов:

Na + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3

Химические свойства

Al ( OH ) 3 - а мфотерный гидроксид :

1) Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основание Al (OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислота Al (OH) 3 + NaOH → Na [ Al (OH) 4 ]

(тетрагидроксоалюминат натрия)

При нагревании разлагается: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Заполнить таблицу: Сравнительная характеристика оксидов и гидроксидов

металлов главных подгрупп I - III групп

Вопросы для сравнения

I группа

• Общая формула оксида.

II группа

Степень окисления Ме в оксиде.

2. Физические свойства.

III группа

3. Химические свойства (сравнить).

4. Способы получения оксидов.

• Характер оксидов

Взаимодействие:

а) с водой

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с амфотерными оксидами

д) со щелочами

5. Формула гидроксида.

Степень окисления Ме в гидроксиде.

6. Физические свойства

7. Химические свойства (сравнить).

• Характер гидроксидов

8. Способы получения гидроксидов.

Взаимодействие:

а) действие на индикаторы

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с растворами солей

д) с неметаллами

е) со щелочами

ж) с амфотерными оксидами и гидроксидами

з) отношение к нагреванию

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.

Гидроксиды можно представить как продукт присоединения (реального или мысленного) воды к соответствующим оксидам. Гидроксиды подразделяются на основания, кислоты, амфотерные гидроксиды. Основания имеют общий состав М(ОН)х, кислоты имеют общий состав НхКо. В молекулах кислородсодержащих кислот замещаемые атомы водорода связаны с центральным элементом через атомы кислорода. В молекулах бескислородных кислот атомы водорода присоединяются непосредственно к атому неметалла. К амфотерным гидрокисдам относятся прежде всего гидроксиды алюминия, бериллия и цинка, а также гидроксиды многих переходных металлов в промежуточных степенях окисления.
По растворимости в воде выделяют растворимые основания - щёлочи (образованы щелочными и щелочноземельными металлами). Основания, образованные остальными металлами, не растворяются в воде. Большинство неорганических кислот растворимы в воде. К нерастворимым в воде неорганическим кислотам относится только кремниевая кислота H2SiO3. Амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.

Химические свойства оснований.

Все основания, как растворимые, так и нерастворимые, обладают общим характерным свойством - образовывать соли.
Рассмотрим химические свойства растворимых оснований (щелочей):
1. При растворении в воде диссоциируют с образованием катиона металла и гидроксид-аниона. Изменяют окраску индикаторов: фиолетового лакмуса - на синий, фенолфталеина - на малиновый, метилового оранжевого - на жёлтый, универсальной индикаторной бумаги - на синий.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
щёлочь + кислотный оксид = соль.
3. Взаимодействие с кислотами:
щёлочь + кислота = соль + вода.
Реакция между кислотой и щёлочью называется реакцией нейтрализации.
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами:
щёлочь + амфотерный гидроксид = соль (+ вода)
5. Взаимодействие с солями (при условии растворимости исходной соли и образовании осадка или газа в результате реакции.
Рассмотрим химические свойства нерастворимых оснований:
1. Взаимодействие с кислотами:
основание + кислота = соль + вода.
Многокислотные основания способны к образованию не только средних, но и основных солей.
2. Разложение при нагревании:
основание = оксид металла + вода.

Химические свойства кислот.

Все кислоты обладают общим характерным свойством - образование солей при замещении катионов водорода на катионы металла/аммония.
Рассмотрим химические свойства растворимых в воде кислот:
1. При растворении в воде диссоциируют с образованием катионов водорода и аниона кислотного остатка. Изменяют окраску индикаторов на красный (розовый) цвет, за исключением фенолфталеина (не реагирует на кислоты, остаётся бесцветным).
2. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода (при условии образования растворимой соли):
кислота + металл = соль + водород.
При взаимодействии с металлами исключениями являются кислоты-окислители - азотная и концентрированная серная кислоты. Во-первых, они реагируют и с некоторыми металлами, стоящими в ряду активности правее водорода. Во-вторых, в реакция с металлами никогда не выделяется водород, но образуются соль соответствующей кислоты, вода и продукты восстановления азота или серы соответственно.
3. Взаимодействие с основаниями/амфотерными гидроксидами:
кислота + основание = соль + вода.
4. Взаимодействие с аммиаком:
кислота + аммиак = соль аммония
5. Взаимодействие с солями (при условии образования газа или осадка):
кислота + соль = соль + кислота.
Многоосновные кислоты способны к образованию не только средних, но и кислых солей.
Нерастворимая кремниевая кислота не изменяет окраску индикаторов (очень слабая кислота), но способна реагировать с растворами щелочей при небольшом нагревании:
1. Взаимодействие кремниевой кислоты с раствором щёлочи:
кремниевая кислота + щёлочь = соль + вода.
2. Разложение (при длительном хранении или при нагревании)
кремниевая кислота = оксид кремния (IV) + вода.

Химические свойства амфотерных гидроксидов.

Амфотерные гидроксиды способны к образованию двух рядов солей, так как при реакциях с щелочами проявляют свойства кислоты, а при реакциях с кислотами проявляют свойства основания.
Рассмотрим химические свойства амфотерных гидроксидов:
1. Взаимодействие с щелочами:
амфотерный гидроксид + щёлочь = соль (+ вода).
2. Взаимодействие с кислотами:
амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода.

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.

могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.

Они бывают солеобразующими и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результате химических реакций можно получать и другие соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова « основание» ), кислотными и амфотерными.

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO и т.д.

Химические свойства основных оксидов

1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4 .

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Реагируют с амфотерными оксидами:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2 .

Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 3 , Cl 2 O 5 , Mn 2 O 7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 .

Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO 2 и др.).

2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH) 2 и H 2 ZnO 2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

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

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2 .

Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле . Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;

Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.

Остались вопросы? Хотите знать больше об оксидах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.