Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Пособие для подготовки к централизованному тестированию
.pdf
б) щелочь + кислота → соль + H2O.
сплавление
=
t
сплавление
=
t
Например:
Na2O + H2CO3 = Na2CO3 + H2O:
(суммарное уравнение)
а) Na2O + H2O = 2NaOH;
б) 2NaOH + H2CO3 = Na2CO3 + 2H2O.
Амфотерные оксиды, как и основные, образованы металлами.
К ним относятся большинство оксидов, в которых металлы проявляют степень окисления +3 или +4 (Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, PbO2, SnO2,
MnO2), и немногие оксиды, в которых металлы проявляют степень
окисления +2 (BeO, ZnO, PbO, SnO). Они обладают свойствами
как основных, так и кислотных оксидов, т. е. взаимодействуют как
с кислотами, так и с основаниями (главным образом с наиболее ак
тивными, т. е. со щелочами). Покажем это на примере Al2O3 и ZnO.
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
Al2O3 + 2NaOH(тв.)
↓
метаалюминиевой кислоты
HАlO2, соответствующей Al2O
2NaAlO2 + H2O;
метаалюминат натрия – соль
3
-
Al2O3 + 2NaOH(р-р) + 3H2O = 2Na+[Al(OH)4]–;
растворимое комплексное
соединение тетрагидроксо-
алюминат натрия
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O;
ZnO + 2NaOH(тв.)
↓
цинкат натрия – соль цинковой
кислоты H
соответствующей ZnO
ZnO + 2NaOH(р-р) + H2O = Na
соединение тетрагидроксоцинкат
натрия
растворимое комплексное
Na2ZnO2 + H2O;
ZnO2,
2
+
[Zn(OH)4]2–.
2
11
12
В отличие от кислотных, амфотерные оксиды с водой не ре-
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
4С+
4Si+
+2
Zn
+2
Fe
4S+
t,
êàò.
+2
Fe
4S+
агируют. Соответствующие им гидроксиды получают косвенным
путем.
Проявляя свойства кислотных оксидов, амфотерные оксиды
при сплавлении реагируют с оксидами щелочных и щелочнозе
мельных металлов:
Al
ZnO + K
+ Na2O
2O3
2NaAlO2; Al2O3 + BaO
O
K2ZnO2; ZnO + BaO
2
Ba(AlO2)2;
BaZnO2.
Как и основные, амфотерные оксиды реагируют при нагревании с кислотными оксидами, образуя соли соответствующих им
кислот, например:
Al2O3 + P2O5
ZnO + SO3
2AlPO4;
ZnSO4.
Оксиды, независимо от своей принадлежности к той или иной
группе, могут принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях. Если атомы элемента, образующего оксид, находятся в нем в своей высшей степени окисления, то такой оксид
будет выступать только в роли окислителя:
-
O2 + 2Mg = 2MgО + C;
O2 + Mg = 2MgО + Si;
MgO + C = Mg + CО↑;
O + H2 = Zn + H2O.
Если же атомы элемента, образующего оксид, находятся в промежуточной степени окисления, то такой оксид будет проявлять
окислительно-восстановительную двойственность:
4
O + O2 = 2Fe2O3;
восстановитель
O + C = Fe + CO;
окислитель
2
O2 + O
восстановитель
2SO3;
2
O2 + 2H2S = 3S + 2H2O.
окислитель
3P+
2С+
5
+
4
+
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
t,
=
êàò.
2С+
t
=
4С+
t
=
5
t
=
5Р+
t
=
t
=
Оксиды большинства элементов можно получить при непосредственном взаимодействии с О2 образуемых ими простых веществ:
4P + 3O2 = 2
4P + 5O2 = 2
(при недостатке О
2O3
(в избытке О
2O5
); 2C + O
2
); C + O
2
= 2
O (при недостатке О
2
=
O
2
(в избытке О2);
2
);
2
2Mg + O2 = 2MgO; 4Al + 3O2 = 2Al2O3.
Исключение составляют только оксиды галогенов и азота (кроме NO).
Оксиды практически всех элементов можно получить при разложении сложных кислородосодержащих соединений: оснований, солей, кислот:
2Al(OH)3
Cu(OH)2
2Zn(NO3)2
CaCO3
4HNO3
H2SiO3
Al2O3 + 3H2O;
CuO + H2O;
2ZnO + 4NO2 + O2;
CaO + CO2;
4NO2 ↑ + O2 + 2H2O;
H2O + SiO2.
Оксиды многих элементов образуются в результате реакций
горения сложных неорганических и органических соединений,
обжига сульфидов:
4NH
CH
4FeS
3
+ 2O
4
2
+ 5О
2
+ 11O
4NO + 6H2O; 2
2
CO2 + 2H2O; 2
2Fe2O3 + 8SO2; 2CuS + 3O2
2
2О3
О + О2
+ 2О2
2
О2;
2
;
2О5
2CuO + 2SO2,
действия кислот окислителей (H2SO4 (конц.), HNO3) на металлы
и неметаллы:
С + 2H2SO4 (конц.) = CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2 O;
3Cu+ 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;
C + 4HNO3 (конц.) = 4NO2 + CO2 + 2H2O;
Cu+ 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
1
t
=
0
2Cu
2Сu+
0
2
O
2
−
2
2
O
−
0
2
O
1 1
− −
−
1
2 2
Na O
+
+2
2
BaO
1
2
O
−
При взаимодействии с металлами молекула О2, выступая в роли
окислителя, как правило, присоединяет к себе четыре электрона:
2Cu + О2
– 4е– → 2
+ 4е– → 2
2CuO;
;
.
В узлах кристаллической решетки образующихся при этом оксидов находятся ионы Men+ и О2–.
Однако в реакциях с наиболее активными металлами молекула
О2 может присоединять к себе только два или даже один электрон.
Присоединяя два электрона, молекула О2 превращается в пероксид-ион
, в котором атомы кислорода имеют отрицательную степень окисления –1 и связаны между собой одной двухэлектронной ковалентной связью:
+ 2е– →
Эти ионы совместно с ионами металлов входят в состав крис-
таллической решетки так называемых пероксидов.
Пероксиды образуются при взаимодействии с О2 щелочных
металлов (Na, K) и бария:
2Na + O2 =
Ba + О2 =
;
.
Пероксиды металлов не относятся к классу оксидов, их можно
рассматривать как соли очень слабой кислоты – пероксида водорода Н2О2.
Доказательством тому служит тот факт, что пероксид или перекись водорода образуется при действии на пероксиды металлов
разбавленных кислот (соляной, серной) и воды:
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2;
BaO2 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2O2;
Na2O2 + H2O 2NaOH + H2O2.
(В последнем случае реакция является обратимой.)
В данных реакциях более сильные кислоты вытесняют слабую
кислоту Н2О2 из ее солей.
Присоединение 1 электрона к молекуле О2 вызывает образование иона
. Его производные называются надпероксидами.
1
Они образуются при взаимодействии с О2 наиболее активных щелочных металлов (K, Rb, Cs):
K + О2 = KО2.
Надпероксиды являются сильными окислителями и разлагаются H2O и кислотами с выделением О2 и пероксида водорода:
2KО2 + H2SO4 = K2SO4 + H2O2 + О2;
2KО2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + О2.
1
Гидроксидами металлов, или основаниями, называются сложные
вещества, образованные ионами металлов Men+ и связанными с
ними гидроксид-ионами OH–.
В чистом виде все основания являются мылкими на ощупь,
твердыми веществами немолекулярной структуры. Их состав
обычно выражается с помощью формульных единиц, которые
показывают, сколько гидроксильных ионов ОН– приходится в
кристаллической решетке вещества на один ион металла. Следовательно, состав оснований можно записать общей формулой
Men+(OH–)n, где n – число ионов ОН– и в то же время величина
степени окисления металла.
Основания, для которых n = 1, называются однокислотными
(Na+1OH, K+1OH, Li+1OH), а основания, для которых n > 1, называются многокислотными (Ca2+(OH)2, Cu2+(OH)2, Fe3+(OH)3).
К основаниям относится также гидрат аммиака NH3∙H2O,
образующийся при растворении NH3 в воде (в учебной литературе
часто встречается его устаревшее название и формула: гидроксид
аммония NH4OH).
По отношению к воде основания делятся на две группы: рас-
творимые и нерастворимые. Растворимые основания называются
щелочами. Они образованы в основном щелочными и щелочно-
земельными металлами (NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2). Щелочью является и гидрат аммиака NH3 ∙ H2O.
Основания являются электролитами и в процессе растворения
распадаются на образующие их ионы.
В связи с этим c точки зрения теории электролитической диссоциации можно дать и такое определение оснований.
Основания – это электролиты, которые при диссоциации в качестве отрицательно заряженных ионов образуют только гидроксильные ионы ОН
–
.
Как электролиты, основания делятся на две группы: сильные
слабые.
и
Сильными электролитами являются все щелочи (кроме NH3∙H2O).
В водном растворе они существуют в виде ионов Men+ и ОН–.
Уравнение электролитической диссоциации для них записывается следующим образом:
KOH → K+ + ОН–;
–
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2ОН
.
Нерастворимые основания являются слабыми электролитами
и в водном растворе диссоциируют незначительно и обратимо:
Fe(OH)2 FeOH+ + OH–;
–
FeOH+ Fe2+ + OH
.
Многокислотные основания при этом диссоциируют ступенчато, причем на каждой последующей стадии диссоциация протекает намного хуже, чем на предыдущей.
Для гидрата аммиака уравнение электролитической диссоциации выглядит так:
–
NH3∙H2O NH
+ ОH
4+
.
В растворах щелочей концентрация гидроксильных ионов достаточно высока, поэтому эти растворы изменяют окраску кислотно-основных индикаторов. Так, индикатор лакмус в растворах
щелочей окрашивается в синий цвет, фенолфталеин – в малиновый, а метиловый оранжевый – в желтый.
Растворы щелочей при попадании на кожу вызывают химические ожоги, разъедают текстильные ткани.
Кроме того, различают амфотерные основания, образованные
теми же ионами металлов, что и амфотерные оксиды: Al(OH)3,
Be(OH)2, Zn(OH)2 и т. д., которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Н+, и анионы ОН–.
В этих соединениях прочность химических связей О–Н
и Ме–О примерно одинакова, поэтому они могут диссоциировать
как с образованием ионов Н+ (по типу кислоты):
H2ZnO2 H+ + HZnO
−
,
2
так и с образованием гидроксильных ионов ОН– (по типу основания):
1
1
Zn(OH)2 OH– + ZnOH+.
2
2
Fe(OH)
+
3
3
Fe(OH)
+
t
=
t
=
t
=
1 1 2
CuOH, Ag OH, Hg(OH)
+ + +
Амфотерные гидроксиды нерастворимы в Н2О и являются слабыми электролитами.
Существует два способа образования названий оснований по
химической номенклатуре:
1) из слова гидроксид и названия элемента в родительном падеже;
2) из названия элемента в именительном падеже и слова гидроксид.
Если элемент способен образовывать несколько оснований,
то после названия элемента в скобках указывают римской цифрой
численное значение степени его окисления в основании, например:
– гидроксид железа(II) или железо(II)-гидроксид;
– гидроксид железа(III) или железо(III)-гидроксид;
KOH – гидроксид калия или калий-гидроксид.
Некоторые основания имеют исторически сложившиеся триви-
альные или оригинальные названия (не отражающие их составa),
которые до сих пор применяются на практике, например:
Ca(OH)2 – гашеная известь;
NaOH – едкий натр;
NH3∙H2O – нашатырный спирт.
Нерастворимые основания являются нестойкими соединения-
ми и при нагревании разлагаются на оксид металла и Н2О, не образуя расплава:
Для некоторых из них эта реакция медленно протекает уже
при обычных условиях в процессе хранения.
Существует ряд оснований (
торые сразу же необратимо разлагаются на воду и оксид металла
в момент их образования:
Zn(OH)2
2Fe(OH)3
Cu(OH)2
ZnO + H2O;
Fe2O3 + 3H2O;
CuО + H2O.
и др.), ко-
2AgOH = Ag2O + H2O;
Me
+x
2O−
Hg(OH)2 = HgO + H2O.
Такие гидроксиды не удается выделить в чистом виде. Они вы-
саждаются обычно в виде гидратов оксидов
2
∙ nH2O.
х
Кристаллические решетки щелочей являются гораздо более
устойчивыми. Все они (кроме Са(ОН)2) при нагревании образуют расплавы. Особенно устойчивыми являются основания,
образованные щелочными металлами (кроме LiOH). При сильном нагревании они из расплава могут переходить в газовую фазу,
не теряя при этом воду и находиться в ней уже в виде отдельных
молекул: NaOH, KOH. Остальные щелочи при повышении температуры расплава разлагаются на оксид металла и H2O:
2LiOH = Li2О + H2O;
Ba(OH)2 = BaO + H2O.
Важным свойством оснований является их взаимодействие
с кислотами с образованием соли и Н
О. Нерастворимые в Н2О
2
основания реагируют главным образом с теми кислотами, которые образуют с ними растворимые соли:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O.
В противном случае реакция может до конца не пройти из-за
образующегося плотного осадка соли, который покроет собой поверхность гидроксида (см. рис. 1).
Растворы же щелочей реагируют со всеми кислотами неза-
висимо от того, какая получается соль (растворимая или нет),
так как в этом случае реакция является гомогенной, протекает
во всем объеме системы и образующийся осадок не мешает ее осу
ществлению, потому что оседает на дне сосуда (рис. 2).
-
Рис. 2. Схема образования осадка при протекании гомогенной реакции
1
20
С многоосновными кислотами растворы щелочей взаимодей-
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
ствуют ступенчато:
1) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O;
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O;
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
(суммарное уравнение)
2) 2H2CO3 + Ca(OH)2 = Ca(HCO3)2 + 2H2O;
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O;
H2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + 2H2O.
(суммарное уравнение)
При этом в зависимости от молярного соотношения исходных
веществ может получаться только кислая соль, смесь средней и
кислой солей (если кислота взята в избытке) или только средняя
соль.
Основания реагируют с кислотными оксидами, образуя соль
О. Твердые (нерастворимые) основания с кислотными ок-
и Н
2
сидами взаимодействуют при нагревании в две стадии:
1) Mg(OH)2
MgO + H2O;
MgO + SO3
Mg(OH)2 + SO3
(суммарное уравнение)
2) Cu(OH)2
P2O5 + 3CuO
3Cu(OH)2 + P2O5
(суммарное уравнение)
MgSO4;
MgSO4 + H2O.
CuO + H2O;
Cu3(PO4)2;
Cu3(PO4)2 + 3H2O.
Растворы же щелочей с кислотными оксидами (кроме SiO2) реагируют уже при обычных условиях тоже в несколько стадий, но
по другому механизму:
1) SO3 + H2O = H2SO4;
H2SO4 + NaOH = NaНSO4 + H2O;
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O;
SO3 + 2NaOH(р-р) = Na2 SO4 + H2O.
(суммарное уравнение)
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]