Классификация, состав, номенклатура оксидов, кислот, оснований. Способы получения и их химические свойства. 1 страница

План:

I. Оксиды.

1. Классификация и номенклатура оксидов.

2. Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

а) кислотно-основные свойства;

б) окислительно-восстановительные свойства

5. Способы получения.

II. Основания.

1. Классификация и номенклатура оснований.

2. Физические свойства оснований.

3. Химические свойства оснований:

а) реакции нейтрализации;

б) свойства нерастворимых оснований;

в) свойства растворимых оснований.

4. Способы получения:

а) щелочей;

б) не растворимых оснований.

III. Кислоты.

1. Классификация и номенклатура кислот.

2. Физические свойства кислот.

3. Химические свойства:

а) общие свойства;

б) специфические свойства.

4. Способы получения.

I. Оксиды.

1. Классификация и номенклатура оксидов.

Оксиды - соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления - 2.

2. Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла.

+2 СrO (осн.)	+3 Cr2O3 (амф.)	+6 СrО3 (кисл.)
+2 MnO, (осн.) +3 Mn2O3	+4 МпO2	+6 МnO3, (кисл.) +7 Mn2O7

3. Физические свойства. Агрегатное состояние

Растворимость в воде

4. Химические свойства.

а) кислотно-основные свойства.

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:

Примеры:

Только для оксидов щелочных и щелочноземельных металлов (кроме SiО₂)

СаО (основный оксид) + Н₂O = Са(ОН)₂ (основание)

SO₃ (кислотный оксид) + Н₂O = H₂SО₄ – кислота

СаО (основный оксид) + SO₃ (кислотный оксид) = CaSО₄ (соль)

СаО (основный оксид) + H₂SО₄ = CaSО₄ (соль) + Н₂О

SО₃ (кислотный оксид) + Са(ОН)₂ = CaSО₄ (соль) + Н₂О

б) окислительно-восстановительные свойства

Если элемент имеет переменную степень окисления (со.), то его оксиды с
низкими со. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими
со. - окислительные.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:

+2 t +4 2CO + О2 = 2CО2 t, кат. +4 +6 2SО2 + О2 2SО3 +2 +4 2NО + О2 = 2NО2	Окисление оксидов с низкими со. до оксидов с высокими со. элементов.
+2 t +4 CO + FeO = Fe + CО2 +2 t +4 co + h2o = h2 + co2	Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из них оксидов и водород из воды.

Примеры реакции, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

+4 t +2 CO2 + С = 2CO +6 +4 3SO3 + H2S=4SO2 + H2O +4 t 0 CO2 + 2Mg = С + 2MgO +2 t 0 CuO + H2 = Cu + H2O	Восстановление оксидов с высокими с.о. элементов до оксидов с низкими со. или до простых веществ
О +2 t 0 CuO + CH3CH2OH CH3C + Cu + H2O H   О +1 t 0 Ag2О + CH3C NH4OH СН3СООН + 2Ag   H	Использование. оксидов малоактивных металлов для окисления органических веществ.

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную со., способны к диспропорционированию; например:

_{+4 +3 +5}

2NО₂ + 2NaOH = NaNО₂ + NaNО₃ + Н₂О

5. Способы получения.

1. Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:

4Li + О₂ = 2Li₂О

_t

2Cu + О₂ = 2CuO

4P + 5О₂ = 2P₂O₅

2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и
некоторых кислот: _t

Cu(OH)₂ = CuO + H₂О

_t

2А1(ОН)₃ = А1₂О₃ + 3Н₂О

_t

H₂SО₃ = SО₂ + Н₂О

_t

H₂ОH₂SiО₃ = SiO₂ + H₂O

3. Разложение некоторых солей:

_t

2Cu(NО₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + О₂

_t

СаСОз = CaO + СО₂

_t

(CuOH)₂CО₃ = 2CuO + CО₂ + H₂О

4. Окисление сложных веществ кислородом:

_t

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

_t

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂О₃ + 8SО₂

_{t, кат.}

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6H₂О

5. Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Сu + 2 H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

10HNO₃ (конц.) + 4Ca = 4Ca(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

2HNO₃ (разб.) + S = H₂SO₄ + 2NO

6. Взаимодействие оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).

II. Основания.

1. Классификация и номенклатура оснований.

Основания - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид анионов - гидроксиды-ионы ОН^-:

МеОН Ме⁺ + ОН^-

(Ме⁺ - катион металла)

а) по кислотности:

— Однокислотные (NaOH, КОН, NH₄OH и др.);

— Двухкислотные (Са(ОН)₂, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂ и др.);

— Трехкислотные (Ni(OH)₃, Со(ОН)₃, Мn(ОН)₃ и др.).

б) по растворимости в воде и степени ионизации:

— Растворимые в воде сильные основания (щелочи) - гидроксиды щелочных и
щелочноземельных металлов:

LiOH - гидроксид лития

NaOH - гидроксид натрия (едкий натр) КОН - гидроксид калия (едкий калий) RbOH - гидроксид рубидия

CsOH - гидроксид цезия

Са(ОН)₂ - гидроксид кальция

Sr(OH)₂ - гидроксид стронция

Ва(ОН)₂ - гидроксид бария;

— Нерастворимые в воде слабые основания, например:
Сu(ОН)₂ - гидроксид меди (II)

Fe(OH)₂- гидроксид железа (II) Ni(OH)₃ - гидроксид никеля (III)

2. Физические свойства.

Все основания (гидроксиды металлов) - твердые вещества. Растворимость в воде -см. выше. Гидроксиды s-металлов бесцветны, гидроксиды d-металлов окрашены.

3. Химические свойства.

а) реакции нейтрализации (общим свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей) Если в реакциях нейтрализации участвуют многокислотные основания или многоосновные кислоты, то в зависимости от молярного соотношения основания и кислоты могут образовываться либо нормальные, либо кислые, либо основные соли. Например:

NaOH + НС1 = NaCl + Н₂O

OH^- + H⁺= Н₂О

Сu(ОН)₂ + 2НNO₃ Cu(NO₃)₂ + 2Н₂O

Сu(ОН)₂ + 2H Сu²⁺+2Н₂O

2КОН + Н₃РO₄ K₂HPO₄+2H₂O

2OН^- + Н₃РO₄ НРO₄^2- + 2Н₂O

Ni(OH)₃ + H₂SO₄ NiOHSO₄+2H₂O

N(ОН)₃ + 2Н⁺ NiOH⁺+2H₂O

б) свойства нерастворимых оснований (в отличие от растворимых оснований, т.е.

щелочей)

1. Нерастворимые основания подвергаются термической дегидрации; например:

_t

Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂O

2СO(ОН)₃ = СO₂O₃ + ЗН₂O

Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре, т.е. являются неустойчивыми, например:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

2. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие с.о., способны окисляться кислородом воздуха; например:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Fe(OH)₃

2Мn(ОН)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄

4. Гидроксиды d-металлов вступают в реакции комплексообразования; например:

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄] (OH)₂

Cu(OH)₂ + 2NaOH (конц.) = Na₂[Cu(OH)₄]

(Последняя реакция свидетельствует о проявлении гидроксидом меди (II) признаков амфотерности).

в) свойства растворимых оснований (в отличие от нерастворимых оснований)

1. Растворы щелочей взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами:

2NaOH + СO₂ = Na₂CO₃ + Н₂O

2КОН + А1₂O₃ + ЗН₂O = 2К[Аl(ОН)₄]

2КОН + Zn(OH)₂ = K₂[Zn(OH)₄]

2. Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей, если в
результате образуется слабое основание или нерастворимая соль:

2NaOH + FeCl₂ = Fe(OH)₂ + 2NaCl 2OH + Fe²⁺ = Fe(OH)₂

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaOH

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

NaOH + NH₄Cl = NaCl + NH₃↑ + H₂O

NH₄ OH

OH^- + NH⁺₄ = NH₃ + H₂O

3. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные
оксиды и гидроксиды (Zn, A1, и др.); например:

_{0 +1 +2 0}

Zn + 2NaOH + 2Н₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + Н₂

^{0 +1 +3 0}

2А1 + 2КОН + 6Н₂0 = 2К[А1(ОН)₄] + 3Н₂

4. В растворах щелочей некоторые металлы диспропорционируют; например:

_{о -1 +1}

С1₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂O

_{0 t -2 +4}

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

_{0 -3 +1}

4P + 3KOH + 3H₂O = PH₃ + 3KH₂PO₂

5. Растворимые основания широко используются в реакциях щелочного гидролиза
различных органических соединений (галогенпроизводных углеводородов,
сложных эфиров, жиров и др.); например:

_t⁰

С₂Н₅С1 (хлорэтан) + NaOH С₂Н₅ОН (этанол) + NaCl

O

СН₃С + КОН СН₃СООК + С₂Н₅ОН

O - С₂Н₅ ацетат калия этанол

Этилацетат

6. Спиртовые растворы щелочей участвуют в реакциях дегидрогалогенирования
органических соединений; например:

_t

СН₃СН₂СН₂С1+КОН СН₃СН=СН₂ + КС1 + Н₂O

1-хлорпропан (спирт.) пропен

СН₃-СН-СН₂ + 2КОН СН₃-С=СН + 2КВг + 2Н₂O

(спирт.) пропин

Вr Вr

1, 2-дибромпропан

4. Способы получения.

Способы получения щелочей и нерастворимых оснований различны.

а) способы получения щелочей:

1. Растворение соответствующих оксидов в воде:

Na₂O + Н₂O = 2NaOH

ВаО + Н₂O =Ва(ОН)₂

2. Растворение соответствующих щелочных или щелочноземельных металлов в
воде:

2К + 2Н₂O = 2КОН + Н₂

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂

3. Электролиз водных растворов солей и щелочных и щелочноземельных металлов:

_эл.ток

СаС1₂ + 2Н₂O Са(ОН)₂ + Н₂ + С1₂

4. Взаимодействие гидроксидов кальция и бария с растворами солей щелочных
металлов (соответственно, карбонатами и сульфатами):

_t

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = 2NaOH + CaCO₃

K₂SO₄ + Ba(OH)₂ = 2KOH + BaSO₄

б) способы получения нерастворимых оснований:

Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃ + 3KC1

Для некоторых нерастворимы оснований существуют специфические способы получения (окислительно-восстановительные реакции, необратимый гидролиз солей).

III. Кислоты.

1. Классификация и номенклатура кислот.

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид катионов - ионы водорода H⁺:

НАс Н⁺ + Ас^- (Ас - кислотный остаток)

1. По основности:

— Одноосновные (НС1, HCN, HNO₃, HClO₄ и др.);

— Многоосновные:

Двухосновные (H₂S, H₂SO₄, Н₂СrO₄);

Трехосновные (H₃PO₄, H₃AsO₄ и др.);

Четырехосновные (Н₄Р₂O₇ и др.).

2. По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот:

3. По степени диссоциации в водных растворах:

— Сильные кислоты (НС1, HBr, H1, HNO₃, H₂SO₄, НСlO₄, Н₂СlO₃, Н₂CrO₄, Н₂Сг₂O₇, НМnO₄);

— Слабые кислоты (HF, H₂S, HCN, H₃BO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₃PO₄, H₂HPO₃, H₂SO₃, НСlO₂, НСlO).

2. Физические свойства.

Все жидкие и твердые кислоты (кроме H₂SiO₃) растворимы в воде.

3. Химические свойства

а) общие свойства.

Общие свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка ионов водорода Н⁺. К этим свойствам относятся:

— Взаимодействие с основаниями (реакции нейтрализации).

— Взаимодействие с основными оксидами

2НС1 + MgO = MgCl₂ + Н₂O

2Н⁺ + MgO = Mg²⁺ + Н₂O

H₂SO + FeO = FeSO₄ + Н₂O

2H+FeO = Fe²⁺ + H₂O

— Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

6HNO₃ + А1₂O₃ = 2A1(NO₃)₃ + ЗН₂O

6Н⁺ + А1₂O₃ = 2А1³⁺ + ЗН₂O

2НВг + Zn(OH)₂ = ZnBr₂ + 2Н₂O

2H⁺+ Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2H₂O

— Взаимодействие с металлами, расположенными в ряду напряжений до
водорода

2НС1 + Zn = ZnCl₂ +Н₂↑ (2Н⁺ + Zn° = Zn²⁺ + Н°₂)

Н₂SO₄(разб.)+Fe =Fe₄ + H₂ (2H⁺ +Fe° = Fe²⁺ H°₂)

(Реакции концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной кислотой с металлами протекают без участия ионов Н⁺ и относятся к специфическим свойствам этих кислот).

— Взаимодействие с солями более слабых или более летучих кислот

2НС1 + Na₂CO₃ = 2NaCl + СO₂ + Н₂O

2Н⁺ + СO^2-₃ = СO₂ + Н₂O

H₂SO₄(paзб.) + FeS = FeSO₄ + H₂S↑

2H⁺ + FeS = Fe²⁺ + H₂S

б) специфические свойства

Специфические свойства кислот обусловлены химическим характером входящих в их состав анионов. К этим свойствам относятся:

1. Качественные реакции на анионы некоторых кислот; например:

НС1 + AgNO₃ = AgCl(6eлый)↓ + HNO₃

Сl^- + Ag⁺ = AgCl

H₂SO₄ + BaCl₂ = ВаSO₄(белый)↓ + 2НС1

SO₄²⁺ + Ba²⁺ = BaSO₄

2. Реакции, в которых анионы кислот играют роль окислителей; например:

_{+5 0 +2 +4}

4НNO₃(конц.) + Сu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

_{+5 0 +5 +2}

5НNO₃(разб.) + 3 Р + 2Н₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO

3. Реакции, в которых анионы кислот играют роль восстановителей; например:

_{-1 +7 0}

16НС1 + 2КМnO₄ = 2МnС1₂ + 5С1₂ + 2КС1 + 8Н₂O

_{-1 0 hv 0 -2}

4HI +O₂ = 2I₂ + 2Н₂O

4. Реакции нитрования (с участием HNO₃) и сульфирования (с участием H₂SO₄)
органических соединений, а также реакции этерификации с участием
неорганических кислот.

4. Способы получения.

Бескислородные кислоты получают растворением в воде соответствующих летучих водородных соединений неметаллов, которые синтезируют из простых веществ: