Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

2Cu(NО3)2 = 2CuO + 4NO2 + О2; СаСО3 = СаО + СО2; Сu(ОН)2 = СuО + Н2О.

4. Окислением металлов оксидами других элементов. На подобных реакциях основана металлотермия — восстановление металлов из их оксидов более активными металлами:

2А1 + Сr2О3 = 2Сr + А12О3.

5. Разложением высших оксидов или доокислением низших оксидов:

4СrO3 = 2Сr2О3 + 3О2; 4FeO + О2 = 2Fe2O3; 2CО + О2 = 2CO2.

Различают солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) оксиды. К последним относятся такие, которые не образуют ни кислот, ни оснований (например, N2O, NO).

Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и

амфотерные.

Основные оксиды. Таким оксидам соответствуют основания. Например, Na2O, CaO, MgO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания — NaOH, Ca(ОН)2, Mg(OH)2. Некоторые оксиды (К2О и СаО) легко взаимодействуют с водой с образованием соответствующих оснований:

СаО + Н2О = Са(ОН)2;

К2О + Н2О = 2КОН.

Оксиды Fe2O3, CuO, Ag2O с водой не взаимодействуют, однако они нейтрализуют кислоты, поэтому считаются основными:

Fe2O3 + 6HC1 = 2FeCl3 + 3Н2О;

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O;

Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O.

Характерным химическим свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами, при этом, как правило, образуются соль и вода:

FeO + 2НС1 = FeCl2 + Н2О.

Основные оксиды взаимодействуют и с кислотными оксидами:

СаО + СО2 = СаСО3.

Кислотные оксиды. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например, оксиду N2O3 соответствует азотистая кислота HNO2, С12О7 — хлорная кислота НСlО4, SO3 — серная кислота H2SO4.

Характерным химическим свойством кислотных оксидов является их взаимодействие с основаниями, в результате которого образуются соль и вода:

2NaOH + СО2 = Na2CO3 + Н2О.

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, образуя соответствующие кислоты. В то же время оксид SiO2 практически нерастворим в воде, однако он нейтрализует основания, следовательно, является кислотным оксидом:

Амфотерные оксиды. Это такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные и кислотные свойства, т.е. при взаимодействии с кислотами ведут себя как основные оксиды, а при взаимодействии с основаниями — как кислотные оксиды.

Не все амфотерные оксиды в одинаковой степени взаимодействуют с основаниями и кислотами. У одних более выражены основные свойства, у других — кислотные.

Если оксид цинка или хрома в одинаковой степени реагирует с кислотами и основаниями, то у оксида Fe2O3 преобладают основные свойства.

Свойства амфотерных оксидов показаны на примере ZnO: ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н2О;

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Какая связь существует между: а) основанием и кислотой; б) основным

?оксидом и основанием; в) металлом и основным оксидом; г) кислотным оксидом и кислотой; д) основным оксидом и кислотой; е) кислотным оксидом и основанием; ж) кислотой и солью; з) основанием и солью; и) основным оксидом и кислотным оксидом? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

2.Как осуществить превращения:

Cu → CuO → CuSO4 → Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 ← HNO3 ← N2O5

CaO → Ca(OH)2 → CuCl2 → HCl

Ca(CO3)

CO2 → NaCO3 → NaHCO3 → NaNO3

?3. Во взаимодействие вступили 20 г СаО и 20 г СО2. Каковы масса и состав образовавшейся соли? Ответ подтвердите расчетами.

4.Какое количество вещества гидроксида калия потребуется для взаимодействия с 1,02 г Al2О3?

5.Какой объем СО2 выделится, если прокалить 200 г СаСО3, содержащего 15% примесей?

ОСНОВАНИЯ

Формулы оснований отражают их особенность: атом металла связан с одной или несколькими гидроксигруппами.

При написании названий оснований на первом месте указывают слово «гидроксид», а затем добавляется название металла в родительном падеже: NaOH — гидроксид натрия, Са(ОН)2 — гидроксид кальция. Если один и тот же элемент образует основания переменного состава, то после его названия в круглых скобках римской цифрой указывают степень окисления: Fe(OH)2 — гидроксид железа (II), Fe(OH)3 — гидроксид железа (III).

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называют щелочами: КОН, NaOH, Ва(ОН)2.

Число гидроксигрупп определяет кислотность основания, т.е. способность данного основания нейтрализовать кислоты. Например, NaOH является однокислотным основанием, а Са(ОН)2 — двукислотным основанием и т.д., так как при реакции нейтрализации этих оснований одноосновной кислотой (например НС1) на 1 моль основания расходуется соответственно 1 моль, 2 моль HCl и т.д. Эти реакции протекают по уравнениям:

NaOH + HC1 = NaCl + Н2О; Са(ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + 2Н2О.

Получение1. Основания получают несколькими способами.

1. При взаимодействии некоторых основных оксидов с водой:

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

2. При взаимодействии очень активных металлов с водой: 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2 ;

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2.

1 При написании уравнений реакций, характеризующих способы получения или свойства веществ разных классов, не забывайте пользоваться таблицей растворимости (см. Приложение).

3. Реакцией обмена между солями и основаниями: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4.

По третьему пути получают нерастворимые в воде основания, т.е. такие, получение которых невозможно путями, описанными по 1-му

и2-му способам.

4.Электролизом водных растворов солей щелочных металлов.

Об этом способе см. Электролиз (гл. 6, § 6).

Физические свойства. Основания — твердые кристаллические вещества, по-разному растворяющиеся в воде. Одни растворяются очень легко. К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов: LiOH, NaOH, КОН, CsOH, RbOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. Другие — малорастворимы.

Водные растворы щелочей мылки на ощупь, разъедают кожу, ткань

и т.д. В связи с этим их называют едкими щелочами.

Химические свойства. Растворы оснований имеют рН > 7 и изменяют окраску индикаторов: лакмуса — на синюю, фенолфталеина — на малиновую, метилового оранжевого — на желтую. Этим свойством широко пользуются для определения рН растворов. Но таким образом взаимодействуют с индикаторами только растворимые основания.

Растворимые основания активно взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; с кислотными и амфотерными оксидами:

2КОН + ZnO = K2ZnО2 + Н2О;

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О;

с солями:

Ва(ОН)2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaOH. Нерастворимые основания заметно реагируют лишь с кислотами:

Сu(ОН)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О и с кислотными оксидами:

Cu(OH)2 + SO3 = CuSO4 + Н2О.

Из других химических свойств оснований следует отметить их отношение к нагреванию: многие нерастворимые основания при нагревании разлагаются с образованием соответствующего оксида и воды:

Сu(ОН)2 = СuО + Н2О.

Получение. Бескислородные кислоты обычно получают двумя способами: либо непосредственным взаимодействием неметалла с водородом:

Н2 + С12 = 2НС1, либо действием более сильных кислот на соответствующие соли:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑;

FeS + 2Н+ + 2С1– = Fe2+ + 2С1– + H2S↑.

Большинство кислородных кислот получают взаимодействием соответствующих оксидов с водой:

SO3 + Н2О = H2SO4;

Р2O5 + 3Н2О = 2Н3РО4.

Физические свойства. При обычных условиях кислоты представляют собой жидкие (H2SO4, HNO3, НС1О4 и т.д.) или твердые (Н3РО4) вещества. Большинство кислот смешиваются с водой в любых соотношениях; растворы имеют кислый вкус, разъедают кожу, ткань. Все растворы кислот благодаря рН < 7 изменяют цвет лакмуса на красный, метилового оранжевого на розовый, фенолфталеин остается бесцвет-

ным.

Химические свойства. Большинство кислот в водных растворах взаимодействуют с металлами. В этих реакциях водород замещается атомом металла, т.е. ион водорода является окислителем:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

или в ионной форме:

Zn + 2Н+ + 2С1– = Zn2+ + 2С1– + Н2↑;

Zn + 2Н+ = Zn2+ + Н2↑;

Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2↑;

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑.

Однако не все металлы одинаково ведут себя с разбавленными кислотами. Если сравнить между собой металлы, то оказывается, что каждый из них обладает различной химической активностью по способности вытеснять водород. При этом получается ряд, называемый

электрохимическим рядом напряжений металлов (см. гл. 6, § 5). Каждый из металлов, стоящий в этом ряду левее водорода, может

восстанавливать водород из кислоты.

Следовательно, такие металлы, как ртуть, медь, серебро и золото, не вытесняют водород из кислот.

Кислоты реагируют также с основаниями, с основными и амфотерными оксидами:

HNO3 + NaOH = NaNO3 + Н2О;

2НС1 + CuO = CuCl2 + Н2О;

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O,

а также с солями:

ВаС12 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HC1.

Амфотерные гидроксиды. Наряду с типичными основаниями и кислотами существует обширная группа гидроксидов, которые могут взаимодействовать как с кислотами (в этом случае они являются основаниями), так и со щелочами (здесь они проявляют свойства кислот), образуя соль и воду.

Гидроксиды, которые проявляют двойственные свойства, называются амфотерными. К ним относятся Zn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3,

Cr(OH)3, Sn(OH)2 и др.

Рассмотрим амфотерные свойства на примере Zn(OH)2: а) взаимодействие со щелочью:

2КОН + Zn(OH)2 = K2[Zn(OH)4] цинкат калия; б) взаимодействие с кислотами:

Zn(OH)2 + 2НС1 = ZnCl2 + 2Н2О.

Амфотерный характер Zn(OH)2 и его поведение в кислых и щелочных растворах можно отразить схемой:

Следовательно, гидроксид цинка может быть представлен в виде двух форм — основной и кислотной:

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

?1. Назовите следующие кислоты: HNO2, H2SO4, Н2SiO3, Н2SО3, H2S, Н2СО3, Н3РO4, НС1, НВr. Составьте уравнения их диссоциации. Классифицируйте эти кислоты по составу и основности. Что можно сказать о рН их растворов?

2.С какими из перечисленных веществ вступит в реакцию серная кисло-

та: КОН, CuO, Ba(OH)2, Fe2O3, Аl2О3, А1(ОН)3, СО2, SiO2, РbО, Н3РО4, Сu, Fе, Н2О, О2? Составьте уравнения возможных реакций в молекулярной и ионной формах.

3.Какие оксиды соответствуют кислотам: НNО3, HNO2, H2SO3, H2SO4, Н2СО3, Н2SiO3, Н3РO4?

4.Какие продукты можно получить при действии серной кислоты; а) на хлорид натрия; б) на сульфат натрия?

5.Какова массовая доля (%) хлорида цинка в растворе, полученном при взаимодействии 13 г металлического цинка со 100 г раствора, содержащего 14,6 г НС1?

Ответ: 24,15%.

6.Какая масса раствора НСl с массовой долей 20% израсходована для полного «растворения» 10 г смеси цинка с оксидом цинка, если известно, что при этом выделилось 2,24 л водорода?

Ответ: 52,25 г.

7.Вычислите массовую долю (%) серной кислоты в растворе, получен-

ном растворением 40 г SO3 в 160 г раствора H2SO4 с массовой долей 80%.

Ответ: 88,5%.

8.При действии серной кислоты на 800 г NaCl получено 200 г НС1. Какова массовая доля (%) продукта реакции от теоретического выхода?

9.Сколько миллилитров раствора КОН с с = 0,2 моль/л потребуется для нейтрализации 20 мл раствора НС1 с с = 0,1 моль/л?

Ответ: 10 мл.

10.К 25 мл раствора НCl с массовой долей 10% (плотность 1,047 г/см3) прибавили 30 мл раствора NaOH с массовой долей 10% (плотность 1,109 г/см3). Какова реакция среды после окончания реакции?

Ответ: щелочная.

СОЛИ

Соли можно рассматривать как продукт полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл или же продукт полного или частичного замещения гидроксигрупп в основании на кислотный остаток. Например, из серной кислоты H2SO4 можно получить две соли: Na2SO4 (продукт полного замещения водорода на атомы натрия) и NaHSO4 (продукт частичного замещения атомов водорода) или же АlOНС12, А1С13; Cr(OH)2NO3, Cr(NO3)3 и т.д. В зависимости от состава различают средние, кислые и основные соли.