3.3.8 Одержання оксидів
Найпоширенішими методами одержання оксидів є:
1 Взаємодія простих речовин з киснем
2Ca + О2 = 2СаО
S + О2 = SO2
2Zn + O2 = 2ZnO
Безпосередньо здатні окиснюватись більшість простих речовин, за винятком благородних газів, галогенів та деяких металів (Au, Ag та ін.). Цим способом на практиці одержують ряд оксидів, наприклад: CuO, РbО, SnO2, P2O5, SO2, тощо.
2 Окиснення складних речовин
4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O
2ZnS + 3O2 = 2ZnО + 2SO2
Часто таким чином одержуюсь оксиди з вищим ступенем окиснення елемента з оксидів з нижчим ступенем окиснення:
2NO + O2 = 2NO2
2SO2 + O2 = 2SO3
3 Термічний розклад (тобто розклад при нагріванні) деяких основ, кислот, солей
Cu(OH)2
CuO + H2O
2H3BO3 B2O3 + 3H2O
CaCO3 CaO + CO2
4 Витіснення одного оксиду іншим, менш летким, при нагріванні.
K2CO3 + SiO2 K2SiО3 + СО2
Са3(РО4)2 + 3SiO2 3CaSiO3 + P2O5
3.4 Основи
Згідно з теорією електролітичної дисоціації основи – це електроліти, здатні дисоціювати на позитивно заряджені йони металу (або деякі складні катіони) та негативно заряджені йони ОН– (і жодні інші аніони).
У загальному вигляді формулу основ можна записати так:
Меn+(OН)n,
де Меn+ – катіон металу зі ступенем окиснення +n.
Число n може приймати значення 1, 2, 3, рідше 4. Число гідроксид-йонів ОН– визначає кислотність основи. За кислотністю основи поділяються на:
однокислотні (наприклад, КОН, TlОН);
двокислотні (наприклад, Мg(ОН)2, Ca(ОH)2, Fe(OH)2);
трикислотні (наприклад, Al(ОН)3, Со(ОН)3);
чотирикислотні (наприклад, Th(OH)4).
3.4.1 Структурні формули основ
Для написання структурної формули основи необхідно до символу атому металу приписати через риски таке число груп –OН, яке дорівнює ступеню окиснення металу. Наприклад:
3.4.2 Номенклатура основ
Назви основ утворюються наступним чином:
NaOH – натрій гідроксид
Са(OH)2 – кальцій гідроксид
Mn(ОН)2 – манган (II) гідроксид
Mn(ОН)3 – манган (III) гідроксид
Як виняток, розчин аміаку в воді не є гідроксидом, так як він практично не дисоціює за схемою:
NH3·H2O = NH4+ + OH–
Тому в цьому випадку більш доцільно давати назву сполуці NH3·H2O – аміак гідрат.
3.4.3 Властивості основ
Основи за звичайних умов – тверді речовини (за винятком амоній гідроксиду, який існує тільки у водному розчині). У воді добре розчинні основи лужних металів (Rb, Cs, Fr), лужноземельних металів (Са, Sr, Ba, Ra) а також талій (І) гідроксид TlОН. Розчини цих основ у воді (а інколи самі основи) називають лугами. Розчинні у воді основи практично повністю дисоціюють на йони, тобто є сильними електролітами.
Надлишок гідроксид-йонів ОН–, який утворюється при розчиненні у воді основ, зумовлює лужне середовище і викликає зміну забарвлення деяких речовин – індикаторів.
Так, наприклад, лакмус у лужному середовищі забарвлюється в синій колір, фенолфталеїн – малиновий.
Для деяких основних оксидів відповідні основи не існують. Так, наприклад, невідомі: AgOH, AuOH, HgOH, Hg(OH)2.
Основна загальна хімічна особливість усіх основ поляє в їх здатності реагувати з речовинами кислотної природи (кислотними оксидами, кислотами) та з речовинами амфотерної природи (останні поводять себе в даному випадку як кислотні) з утворенням солей. Наприклад:
2LiOH + SO2 = Li2SO3 + H2О
Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2+ 2H2О
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2+ H2О
Cd(OH)2 + Be(OH)2 = CdBeO2+ 2H2О
Основи не здатні вступати в реакції солеутворення з речовинами основного характеру (основами та основними оксидами).