4. Кислотно-оснóвные свойства химических соединений

Периодичность свойств элементов, связанная с изменением строения электронных оболочек их атомов при возрастании заряда атомных ядер, проявляется и в их однотипных соединениях.

Периодическая система химических элементов построена так, что в левой части ее таблицы располагаются элементы, гидроксиды которых проявляют основные свойства. Особенно ярко проявляются эти свойства у гидрооксидов щелочных металлов. Наоборот, в правой части таблицы периодической системы расположены элементы, оксиды которых под действием воды превращаются в гидроксиды, обладающие кислотными свойствами, то есть в кислоты. Оксидам и гидроксидам многих элементов – тех, что оказались в середине таблицы периодической системы, – присуща двойственность поведения. Взаимодействуя с сильными кислотами, они проявляют основные свойства, а в реакциях со щелочами – кислотные.

В периодах при переходе слева направо свойства оксидов и гидроксидов с оснόвных, у элементов групп IA–IIА постепенно сменяются на амфотерные и элементов групп VA–VIIA становятся кислотными.

Для оксидов и гидроксидов элементов, значения относительных электроотрицательностей атомов которых находятся в интервале 1,5–2,2, обычно характерны амфотерные свойства. При этом чем меньше значения χ, тем сильнее оксиды и гидроксиды про­являют оснóвные свойства, и, наоборот, чем больше значения χ, тем сильнее они проявляют кислотные свойства оксиды и гидроксиды. Например, у элемента группы IIIА галлия (χ = 1,7) кислотные и оснóвные свойства Ga₂O₃ и Ga(OH)₃ выражены в одинаковой степени.

Радиусы катионов меньше радиусов нейтральных атомов, так как они образуются путём отдачи электронов, а радиусы анионов – больше радиусов нейтральных атомов, так как они образуются путём принятия электронов.

В гидроксидах Э–О–Н по группам сверху вниз за счет увеличения радиуса атомов элементов увеличивается расстояние между атомами элемента и кислорода, а значит уменьшается сила их взаимодействия. В соответствии с этим увеличивается степень электролитической диссоциации гидрооксидов по связи Э–О:

Э⁺ + ОН^– Э–О–Н ЭО^– + Н⁺

и усиливается оснóвный характер гидроксидов, а степень диссоциации по связи О–Н уменьшается, и их кислотные свойства ослабевают (рис. 13).

На­пример:

Be(ОH)₂ – амфотерный гидрооксид, Mg(OH)₂ – слабое основание, Ca(OH)₂ – сильное основание;

метафосфорная кислота НРО₃ значительно слабее, чем азотная кислота НNО₃.

У гидридов соединений неметаллов с водородом кислотные свойства увеличиваются при увеличении радиуса атомов элементов возрастают в группах А сверху вниз от HF к HI и от H₂O к H₂Te.

Главные подгруппы

		I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
	1	1 H							2 He
	2	3 Li	4 Be	5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne
	3	11 Na	12 Mg	13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
	4	19 K	20 Ca	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr
	5	37 Rb	38 Sr	49 In	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 I	54 Xe
	6	55 Cs	56 Ba	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 At	86 Rn
	7	87 Fr	88 Ra

3 Li

Оснóвные оксиды и гидрооксиды

4 Be

Амфотерные оксиды и гидрооксиды

5 B

Кислотные оксиды и гидрооксиды

Рис. 13. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов элементов главных подгрупп (А-групп)