2. Основные классы неорганических соединений

ОКСИДЫ

ГИДРОКСИДЫ

ОСНОВАНИЯ АМФОТЕРНЫЕ КИСЛОТЫ

ГИДРОКСИДЫ

СОЛИ

2.1. Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, молекулы которых состо­ят из атомов кислорода и любого другого элемента (металла или неметалла).

Существуют солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Несолеобразующих оксидов очень мало. К ним относятся оксид углерода (II), оксид азота (II), оксид кремния (II) и другие.

Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, амфотерные и кислотные. Неметаллы образуют в основном кислотные оксиды, металлы образуют все типы оксидов в зависимости от степени окисления металла.

Таблица 1

Зависимость свойств оксидов металлов от степени окисления

Степень окисления	Формула	Оксиды
		Характер	Образуемые соединения
+1, +2 низшая	Nа2О СаО	Основной	NаОН Са(ОН)2
+3, +4 промежуточная	Al2O3	Амфотерный	Al(OH)3 HAlO2
+5, +6, +7, +8 высшая	Mn2O7 CrO3	Кислотный	HМnO4 Н2СrО4

О КСИДЫ

Основные Амфотерные Кислотные

Основные оксиды образуют металлы в степени окисления +1 и +2, т. е. металлы первой, второй групп периодической системы и металлы побочных подгрупп периодической системы.

Примеры. Na₂⁺О; Са⁺²О; Fe⁺²О ; Mn⁺²O.

Исключение составляют некоторые металлы, как цинк, бериллий, свинец, олово. Они в степени окисления +2 образуют амфотерные оксиды.

Амфотерные оксиды образуют металлы и некоторые неметаллы (As, Sb) в степени окисления +3, +4.

Примеры. Al₂⁺³O₃, Mn⁺⁴O₂, Fe₂⁺³O₃, As₂⁺³O₃, Sb₂⁺³O₃.

Кислотные оксиды образуют неметаллы и металлы в степени окисления +5, +6, +7, +8.

Примеры. V₂⁺⁵O₅, Cr⁺⁶O₃, Mn₂⁺⁷O₇, Os⁺⁸O₄.

а) получение оксидов.

Оксиды получают при непосредственном окислении элементов кислородом, реакцией разложения кислородосодержащих соединений, в реакциях замещения и при окислительно-восстановительных процессах.

Реакции соединения:

4Na + O₂ = 2Na₂O; S + O₂ = SO₂.

Таким способом получают оксиды неметаллов и оксиды металлов первой и второй групп периодической системы, главных подгрупп, кроме Be и Мg, т. е. оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

Реакции разложения:

СaСО₃ ^t= CaO + CO₂ ; Ca(OH)₂ = CaO + H₂O.

Реакции замещения:

Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + Fe.

Окислительно-восстановительные реакции.

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(конц.) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O

C u⁰  2ē = Cu⁺² 1

S⁺⁶ + 2ē = S⁺⁴ 1

б) свойства основных оксидов.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами, водой и металлами.

Взаимодействие с кислотами.

MgО + 2HCl = MgCl₂ + H₂O.

Образуется соль и вода.

Взаимодействие с кислотными оксидами.

К₂О + СО₂ = К₂СО₃.

При написании подобных реакций нужно помнить, какую кислоту образует кислотный оксид.

Na₂O + SО₂ = Na₂SО₃; Na₂O + SО₃  Na₂SО₄.

Н₂SО₃ Н₂SО₄

Взаимодействие с водой.

CaO + Н₂О = Ca(OН)₂.

С водой реагируют оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, т. е. металлов 1-й и 2-й главных подгрупп, кроме бериллия и магния.

Взаимодействие с металлами.

3FeO + 2Al = Al₂O₃ + 3Fe.

в) свойства кислотных оксидов.

Кислотные оксиды реагируют с водой, щелочами, основными оксидами. В результате образуются соли, кислоты.

Взаимодействие с водой.

С водой реагируют оксиды неметаллов. Оксиды металлов кислотного типа, такие как Mn₂O₇, в воде не растворяются, но соли кислот данных оксидов имеются.

Примеры. SО₂ + Н₂О = Н₂SО₃ - сернистая кислота,

SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄ - серная кислота

В результате реакций образуются кислоты.

Взаимодействие со щелочами.

В реакциях со щелочами образуются соли кислот, которые соответствуют данным кислотным оксидам.

Примеры. SО₃ + 2КОН = К₂SО₄ + Н₂О.

Н₂SО₄

В щелочах растворяются оксиды неметаллов и оксиды металлов кислотного типа (в высшей степени окисления).

При написании солей можно воспользоваться правилом: общее число положительных зарядов равно общему числу отрицательных зарядов. Например, при взаимодействии оксида марганца (VII) со щелочью образуется соль активного металла и кислотного остатка, который определяется по зарядам ионов:

К⁺Mn⁺⁷О₄^2; (MnО₄)^ - кислотный остаток.

Ставится заряд над К⁺Mn⁺⁷О₄^2 - общий положительный заряд равен +8, следовательно, общий отрицательный заряд ионов равен - 8, у каждого атома кислорода заряд -2 (О^2), поэтому берется 4 атома кислорода (КMnО₄).

Пример. Mn₂O₇ + 2КОН = 2К⁺Mn⁺⁷О₄^-2 + Н₂О,

СrO₃ + 2КОН = К₂⁺Сr⁺⁶O₄^2.

В данном случае удваивается число атомов К, чтобы положительный заряд был четным, так как заряд кислорода чётный -2.

Взаимодействие с основными оксидами.

В дaнных реакциях повторяются те же принципы, изложенные выше:

Р₂O₅ + 3СаО = Са₃(РО₄)₂.

H₃PO₄

г) свойства амфотерных оксидов.

Амфотерные оксиды проявляют двойственные свойства. Они могут вступать в реакцию с основными оксидами и щелочами, а также с кислотными оксидами и кислотами. Таким образом, амфотерные оксиды проявляют основные и кислотные свойства.

Основные свойства таких оксидов проявляются в реакциях с кислотами и кислотными оксидами.

Пример. Al₂O₃ + 3SО₃ = Al₂(SО₄)₃,

Н₂SО₄

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3Н₂О.

Кислотные свойства амфотерных оксидов проявляются в реакциях с основными оксидами и щелочами.

Пример. ZnО + 2КОН = К₂⁺Zn⁺²О₂^2 + Н₂О,

ZnО + Na₂О = Na₂ZnО₂.

Написание реакций подчиняется общим правилам: образуются молекулы, в которых на первом месте ставится положительный ион, на втором – отрицательный; число положительных зарядов ионов равно числу отрицательных зарядов ионов.