Савинкина Е.В., Климова Э.В.Классификация неорганических веществ

40

Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3

MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4

Ag2CO3 + 2HNO3 = 2AgNO3 + CO2 + H2O

Средние соли образуются при смешивании стехиометрических количеств кислот и оснований. Если один из реагентов взят в избытке, то могут образоваться кислые или оснóвные соли.

Кислые соли являются продуктом неполной нейтрализа-

Они содержат кислотные остатки с незамещенными атомами водорода. В название аниона входит название атома водорода(I) – "гидро" – с числовой приставкой.

Кислые соли могут быть получены также при действии избытка кислоты или кислотного оксида на среднюю соль, оснóвный или амфотерный оксид или гидроксид, например:

BaCO3 + CO2 + H2O = Ba(HCO3)2

Большинство кислых солей хорошо растворимы в воде, за исключением некоторых гидроортофосфатов. В водном растворе кислые соли подвергаются гидролизу. При этом в зависимости от преобладания кислотных или основных свойств кислотного остатка в растворе может возникнуть либо кислотная среда (в случае гидросульфата, гидросульфита, дигидроортофосфата), либо щелочная (в случае гидрокарбоната, гидросульфида, гидроортофосфата).

При введении дополнительного количества основания кислые соли подвергаются дальнейшей нейтрализации:

Ba(OH)2 + Ba(H2PO4)2 = 2BaHPO4 + 2H2O

Ba(OH)2 + 2BaHPO4 = Ba3(PO4)2 + 2H2O

Под действием кислот кислые соли могут разрушаться:

Ba(H2PO4)2 + H2SO4 = BaSO4 + 3H3PO4

Оснóвные соли являются продуктом неполной нейтрализации основания кислотой. Они содержат гидроксогруппы или атомы кислорода(–II).

Существуют разные способы записи состава оснóвных солей. Например, формулу оснóвного хлорида кобальта можно

21

Ктипичным металлам относят 11 элементов: щелочные

ищелочноземельные элементы, а также магний. Их атомы легко теряют внешние электроны. Стремление атомов этих металлов образовывать катионы обусловливает их высокую восстановительную способность.

Металлы IА и IIA-групп используют все свои внешние электроны для образования химических связей, поэтому их степени окисления совпадают с номерами групп, в которых они расположены.

Таблица 7. Важнейшие типичные металлы

* Внутренние электроны в электронных формулах атомов

заменены символами неона Ne (1s22s22p6) или аргона Ar (1s22s22p63s23p6).

Типичные металлы реагируют со многими неметаллами (например, фтором, иодом, серой) уже в обычных условиях. Они легко окисляются кислородом (большинство – при обычной температуре), взаимодействуют с водой (при этом выделяется такое количество теплоты, что натрий плавится, а калий может загореться). Поэтому при хранении их (кроме магния) изолируют от воздуха и влаги, погружая в инертную жидкость – вазелин, масло, керосин. Реакции активных металлов с кислотами также протекают очень энергично. При действии хлороводородной кислоты выделяется водород и образуются соли – хлориды:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

Подобным образом протекают реакции и с карбоновыми кислотами и фенолом:

2Na + 2C6H5OH 2Na(C6H5O) + H2

Активные металлы участвуют в реакциях с галогеналканами (реакция Вюрца):

22

2CH3Cl + 2Na C2H6 + 2NaCl

Чтобы обнаружить присутствие катионов некоторых металлов, их соединения вносят в бесцветное пламя газовой горелки. Катион натрия окрашивает пламя в желтый цвет, калия –

влиловый, кальций – в кирпично-красный, литий – в малиновый.

Вхимических соединениях металлические элементы всегда входят в состав катиона и не могут образовывать ни простые, ни сложные анионы.

Вопросы

1.Где располагаются типичные металлы а) в Периодической системе; б) в электрохимическом ряду напряжений?

2.Каково строение простых веществ, образованных металлическими элементами? Какой тип химической связи реализуется в твердых металлах?

3.Какие особенности строения атомов типичных металлов делают их сильными восстановителями?

Неметаллы

Все химические элементы, которые образуют простые вещества, не проявляющие металлические свойства, относят к неметаллам. Атомы неметаллов, в отличие от металлов, не склонны терять электроны, превращаясь в катионы. Этим обусловлены особенности образуемых ими простых веществ и химических соединений. Неметаллические элементы располагаются в верхнем правом углу Периодической системы.

ПОЛОЖЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ ЭЛЕМЕНТОВ

39

Вкристаллическом состоянии соли имеют ионную структуру. Катионами могут служить как простые катионы металлов, так и сложные неорганические или органические катионы, например, катион аммония. В качестве анионов могут выступать простые анионы неметаллов (например, галогенид-ионы), анионы кислородсодержащих неорганических или органических кислот или комплексные анионы (например, гидроксокомплексы амфотерных элементов).

Вназваниях солей используют названия анионов кислот

икатионов. В тех случаях, когда металл может образовать несколько катионов в различных степенях окисления, обязательно указывают степень окисления. В химических формулах гидратов молекулы воды указывают через соединительную точку. В на-

званиях таких соединений используют слово "гидрат" с числовой приставкой, например, Na2CO3 . 10H2O – декагидрат карбоната натрия.

Таблица 12. Сведения о растворимости солей

В водном растворе любые соли подвергаются необратимой диссоциации на соответствующие катионы и анионы. Если образующиеся ионы вступают в реакцию с водой, среда изменяется за счет выделения катионов водорода или гидроксид-ионов (обратимый гидролиз солей).

Соли участвуют в реакциях обмена в водном растворе с другими солями, кислотами и щелочами, если в результате реакции образуется газ, осадок или слабый электролит:

38

оксидами

Скислотами

Соснованиями

Ссолями

2.Как определить, к какому классу относится оксид, если он не реагирует с водой?

3.Перечислите методы получения оксидов. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно получить а) диоксид углерода, б) оксид кальция, в) оксид магния, г) декаоксид тетрафосфора. К каким классам соединений относятся эти оксиды?

4.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить переходы:

SO2 SO3 H2SO4 BaSO4

NO NO2 HNO3 NH4NO3

PP4O10 H3PO4 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4

5.Напишите графические формулы следующих оксидов:

Cr2O3, SiO2, N2O5, SO3, Mn2O7, MnO3, OsO4.

6. Какие из приведенных оксидов CO2, CaO, Fe2O3, SiO2,

AI2O3

способны к солеобразованию с кислотами? Напишите уравнения их взаимодействия с азотной кислотой.

7. Какие из приведенных оксидов N2O3, NO2, MqO, SO2, P2O5, Bi2O3, CO2 способны к солеобразованию с основаниями? Напишите уравнения их взаимодействия с гидроксидом кальция.

Соли

Важнейшим свойством кислотных и оснóвных гидроксидов является их способность реагировать друг с другом с образованием солей и выделением воды. В зависимости от соотношения реагентов можно получить средние, кислые, оснóвные, двойные или смешанные соли.

Обычно к солям относят продукты взаимодействия не только кислотных и оснóвных гидроксидов или оксидов, но и любых кислот и оснований, в том числе органических. Средние соли представляют собой продукты полной нейтрализации оснований кислотами:

3Ba(OH)2 + 2H3PO4 = Ba3(PO4)2 + 6H2O

23

К неметаллам относят 22 элемента (включая шесть благородных газов). Для них характерны высокие значения электроотрицательности. Это связано с малым радиусом атомов по сравнению с атомами неметаллов. Максимальные значения электроотрицательности имеют благородные газы гелий и неон. Однако для них до сих пор не получено ни одного химического соединения, поэтому обычно ряд наиболее электроотрицательных элементов начинают с фтора:

Атомы большинства неметаллов (кроме водорода, гелия и бора) имеют на последнем энергетическом уровне более трех электронов.

Таблица 8. Электронные формулы атомов неметаллов (последний энергетический уровень)

В отличие от металлов, для неметаллов характерны как положительные, так и отрицательные степени окисления. Большинство неметаллов проявляет по несколько положительных степеней окисления, максимальная их которых, как правило, совпадает с номером группы. Исключениями являются фтор, для которого положительные степени окисления не известны, кислород, имеющую максимальную положительную степень окисления +II, и некоторые благородные газы. Отрицательных степеней окисления у неметаллов тоже может быть несколько. Наименьшую степень окисления можно рассчитать, если вычесть из номера группы число 8. Это правило не применимо к бору, для ко-

24

торого минимальная степень окисления в соединениях с металлами равна –III. В соединениях друг с другом они образуют ковалентные связи, а в соединениях с металлами выступают в роли простых анионов или входят в состав сложных анионов.

Слева направо по периоду электроотрицательность элементов увеличивается, а сверху вниз по группе – уменьшается. Параллельно с ростом электроотрицательности усиливабтся окислительные и ослабевают восстановительные свойства атомов элементов. Поэтому электроотрицательности неметаллов можно использовать для сравнения восстановительных и окислительных свойств их атомов.

Простые вещества неметаллов, имеющие молекулярное строение (галогены, кислород, азот, белый фосфор, сера), летучи, в твердом состоянии легкоплавки и способны к возгонке. Вещества с атомными кристаллическими решетками (бор, алмаз, кремний, черный фосфор), как правило, имеют очень твердые, имеют высокие температуры плавления и кипения и низкую летучесть. Простые вещества, имеющие цепочечное (пластическая сера) или слоистое (графит) строение, обладают промежуточными свойствами.

В отличие от металлов, большинство из которых имеет серебристо-белый цвет, окраска простых веществ, образованных неметаллами, очень разнообразна. Можно отметить белый и красный фосфор, бурый бром, желтую серу, зеленоватый хлор, голубой кислород и синий озон (оба – в жидком состоянии), фиолетовые пары иода, серые кремний и кристаллический иод.

Простые вещества, образованные неметаллическими элементами, проявляют окислительные свойства по отношению менее электроотрицательным элементам и восстановительные свойства – по отношению к более электроотрицательным. Многие неметаллы при действии воды или щелочей подвергаются дисмутации, проявляя одновременно и окислительные, и вос-

становительные свойства:

Cl02 + H2O HCl–I + HClIO

3Cl02 + 6NaOH = 5NaCl–I + NaClVO3 + 3H2O (при кипячении)

Для неметаллов характерно образование простых анионов, в то же время они нередко входят в состав сложных анионов. Некоторые неметаллы (иод, кислород) при действии очень сильных окислителей способны образовывать простые катионы, однако в целом образование простых катионов для неметаллов

37

Таблица 11. Некоторые химические свойства оксидов

Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей:

CaO + CO2 → CaCO3↓

Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие из их солей:

CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2↑ (1500°С)

Оснóвные и кислотные свойства оксидов и гидроксидов можно сравнивать, руководствуясь положением элемента в Периодической системе. По периоду слева направо усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов соответствующих элементов, по группе сверху вниз усиливаются их оснóвные свойства.

Вопросы

1. Составьте таблицу, описывающие свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов, включив в нее примеры уравнений протекающих реакций.

Реакции оксидов

36

Многие оксиды получают прямым взаимодействием простого вещества с кислородом, однако используют и другие методы, например, разложение гидроксидов, карбонатов, нитратов и других сложных веществ:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

CaCO3 = CaO + CO2 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

Некоторые оксиды могут переходить друг в друга: 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2 (при нагревании)

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Оснóвные оксиды реагируют с кислотами, давая соли:

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O

Оснóвные оксиды могут реагировать с оксидами неметаллов. Эти реакции протекают и в отсутствие воды, и в водном растворе, а их продуктами тоже являются соли:

CaO + CO2 = CaCO3

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов и таллия(I) реагируют с водой:

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Кислотные оксиды вступают в реакции с металлами и оснóвными оксидами и гидроксидами с образованием солей:

Mg(OH)2 + SO3 = MgSO4 + H2O

Кислотные оксиды элементов, гидроксиды которых мало растворимы, (Si, Mo, W и др.) взаимодействуют с оксидами и гидроксидами наиболее активных металлов лишь при сплавлении, либо в концентрированных растворах.

Амфотерные оксиды в воде нерастворимы и с ней не взаимодействуют. Как и амфотерные гидроксиды, амфотерные оксиды вступают в реакции и с кислотами, и со щелочами, а также с кислотными и оснóвными оксидами, например:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O (при сплавлении) ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (в растворе)

Образующиеся сложные (комплексные) соединения ведут себя в растворе как сильные электролиты. В свою очередь, входящие в состав таких соединений комплексные анионы являются малодиссоциирующими частицами:

Na2[Zn(OH)4] = 2Na+ + [Zn(OH)4]2–

[Zn(OH)4]2– [Zn(OH)3]– + OH–

25

нехарактерно. Вместе с тем многие неметаллы образуют сложные катионы (пример – катион аммония).

Вопросы

1.Какое строение имеют простые вещества, образованные неметаллическими элементами? Каков характер связи в кристаллах а) алмаза, б) графита, в) карбина, г) кристаллического кремния, д) белого фосфора, е) серы, ж) озона?

2.Почему в реакциях с металлами неметаллы всегда являются окислителями?

3.Приведите по три примера химических реакций, в которых неметалл является а) окислителем, б) восстановителем, в) одновременно окислителем и восстановителем.

Простые вещества с амфотерными свойствами

"Амфотерные" элементы проявляют свойства как металлических, так и неметаллических элементов. Для них характерны промежуточные значения электроотрицательности (χ). К "амфотерным" относится большинство химических элементов: бериллий, все d-элементы, а также р-элементы, не являющиеся неметаллическими. В Периодической системе элементов можно выделить "диагональ амфотерности", проходящую через элементы групп, обозначенных буквой А ("главных"):

Выше этой диагонали находятся неметаллические элементы, ниже – металлические и амфотерные (включая элементы, расположенные на диагонали).

В химических реакциях простые вещества, образованные "амфотерными" элементами, обычно проявляют свойства восстановителей. Те из них, которые в ряду напряжений стоят до водорода, окисляются в кислотной среде катионом водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Элементы, соединения которых проявляют амфотерные свойства, химически растворяются в водных растворах щелочей с выделением водорода. Например, цинк в этих условиях превращается в цинкаты сложного состава:

26

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

При взаимодействии с менее электроотрицательными элементами "афмотерные" элементы могут выступать в роли окислителей, образуя такие соединения, как стибиды (например, стибид натрия Na3Sb).

В химических соединениях эти элементы способны входить в состав как катионов (простых или сложных), так и анионов (обычно сложных).

Вопросы

1.Какое строение имеют простые вещества, образованные "амфотерными" элементами? Каков характер связи в этих веществах?

2.Почему не все элементы, простые вещества которых обладают физическими свойствами, характерными для металлов, являются типичными металлами с точки зрения их химических свойств?

3.Приведите примеры реакций "амфотерных" элементов, характеризующие их металлические и неметаллические свойства.

Благородные газы

Благородные газы находятся в VIIIA-группе Периодической системы элементов. В атомах благородных газов валентные орбитали полностью заселены электронами, и поэтому они не могут образовывать ковалентные связи друг с другом. Молекулы благородных газов одноатомны.

Последний энергетический уровень их атомов завершен и обладает повышенной устойчивостью, поэтому благородные газы не проявляют склонности к образованию химических связей. Однако вниз по группе с ростом атомного радиуса электроны уже не так прочно удерживаются ядром, и в этом направлении химическая активность элементов увеличивается.

Сразу после открытия элементы VIIIA-группы получили название инертных газов, так как они не вступали ни в какие химические реакции. Устойчивость электронных конфигураций благородных газов стали считаться причиной отсутствия реакционной способности. Соединения благородных газов были получены лишь во второй половине XX в. В 60-е годы американ-

35

Оксиды

Оксиды имеют простые названия: к слову "оксид" добавляют название второго элемента. В названия оснóвных оксидов, образованных элементами, для которых характерны несколько степеней окисления, указывают степень окисления, например, оксид марганца(II). В названиях кислотных оксидов принято использовать числовые приставки:

SO3 триоксид серы

N2O5 пентаоксид диазота.

Амфотерные оксиды называют по тем же правилам, что и оснóвные.

Таблица 10. Формулы и названия некоторых оксидов

34

3.Реагирует ли гидроксид калия: а) с оксидом лития, б)

ссоляной кислотой, в) с оксидом кальция, г) с оксидом серы(VI), д) с гидроксидом натрия, е) с оксидом углерода(IV)? Составьте все возможные уравнения реакций.

4.Используя правило Полинга, определите, сильными или слабыми кислотами являются: а) H2SeO4, б) HClO3, в) HBrO4,

г) H2TeO3, д) HIO3, ж) H2SiO3, з) H3AsO4, и) HClO.

5.Напишите уравнения реакций: а) триоксида серы с водой, б) смеси монооксида и диоксида азота с водой, в) фосфора

сконцентрированной азотной кислотой. Назовите образующиеся соединения.

6.Слово "амфотерный" происходит от греч. "амфотерос"

– двойной, двусторонний. Какие из перечисленных гидроксидов являются амфотерными: а) Be(OH)2, б) B(OH)3, в) Mg(OH)2, г) Al(OH)3, д) TlOH, е) Zn(OH)2? Почему?

7.Как получить амфотерный гидроксид при взаимодействии: а) соли, образованной катионом амфотерного элемента, со щелочью; б) соли, образованной анионом амфотерного элемента, с сильной кислотой? Составьте уравнения соответствующих реакций на примере получения Cr(OH)3.

8.Как взаимодействуют с кислотами и щелочами: а) метагидроксид хрома(III), б) ортогидроксид хрома(III)? Составьте уравнения соответствующих реакций.

9.Напишите уравнения взаимодействия следующих ве-

ществ:

а) AI(OH)3 + SO2 = б) Fe(OH)3 + SO3 =

в) Ca(OH)2 + N2O5 =

г) Ba(OH)2 + N2O3 =

д) NaOH + CI2O7 =

е) Ca(OH)2 + CI2O7 =

ж) Ba(OH)2 + NO2 =

з) Ca(OH)2 + CI2O=

и) Mg(OH)2 + CIO2 =

к) Bi2O3 + HNO3 =

л) P2O5 + CaO=

м) AI(OH)3 + N2O3 =

27

ский химик Нил Бартлет (р. 1932), сумевший окислить молекулярный кислород с помощью гексафторида платины (он получил соединение состава O2+[PtF6]–), обратил внимание на близость размеров и потенциалов ионизации O2 и Xe. Он смог получить первое химическое соединение благородного газа (имеющее переменный состав) по реакции:

Xe + PtF6 Xe[PtF6]x, где 1 < x < 2.

Вдальнейшем в качестве окислителя стали применять фтор, используя термическую, фотохимическую или др. активацию. В зависимости от условий эксперимента образуются раз-

личные фториды (обычно в виде смеси): XeF2, XeF4, XeF6, KrF2. Сейчас известны и многочисленные кислородные соединения ксенона. В этих соединениях ксенон проявляет четные степени окисления: +II, +IV, +VI, +VIII. Из химических соединений криптона получены только дифторид и его производные. Радон должен быть химически более активным, однако из-за его радиоактивности химические свойства радона изучены мало

Внастоящее время получены достаточно устойчивые химические соединения Для гелия, неона и аргона пока не удалось синтезировать соединений, содержащих химические связи.

Вопросы

1.Каково строение простых веществ, образованных благородными газами? Какие связи имеются в твердых и жидких благородных газах?

2.Как образуются химические связи в соединениях благородных газов?

3.К каким элементам благородные газы ближе всего по химическим свойствам?

3.Классификация простых соединений

Гидроксиды

Основные гидроксиды образованы типичными металлами и "амфотерными" элементами в низких степенях окисления. Они имеют формулу М(ОН)n, где М – металл. Такие вещества имеют простые названия: к слову "гидроксид" добавляют назва-

28

ние металла. Если металл может проявлять разные степени окисления, то степень окисления указывают в скобках:

LiOH – гидроксид лития Cr(OH)2 – гидроксид хрома(II)

Гидроксиды щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия, франция), а также стронция, бария, радия и таллия(I) хорошо растворимы в воде. Эти вещества называют щелочами.

Многие щелочи имеют традиционные названия: NaOH – едкий натр

KOH – едкое кали Ca(OH)2 – гашеная известь Ba(OH)2 – едкий барит.

Гидроксид кальция сравнительно мало растворим в воде

– 0,16 г в 100 г воды при комнатной температуре. Оснóвные гидроксиды, не относящиеся к щелочам, в воде растворимы еще труднее.

Оснóвные гидроксиды в твердом состоянии состоят из катионов и анионов, поэтому при растворении в воде они легко диссоциируют:

LiOH = Li+ + OH–

За счет появления гидроксид-ионов раствор становится щелочным.

Оснóвные гидроксиды реагируют с кислотами. В результате получаются соли:

Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 H2O

Такие реакции имеют название реакции нейтрализации или солеобразования.

Оснóвные гидроксиды могут реагировать с оксидами неметаллов. Эти реакции протекают и в отсутствие воды, и в водном растворе, а их продуктами тоже являются соли:

2KOH + CO2 = K2CO3

Растворимые в воде оснóвные гидроксиды и соли могут реагировать друг с другом, но только в тех случаях, если в результате образуется хотя бы одно малорастворимое вещество: новый оснóвный гидроксид или новая соль:

При действии щелочей на соли аммония продуктом является аммиак:

33

При взаимодействии амфотерных гидроксидов со щелочами в водном растворе образуются комплексные соли:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (в растворе)

Называют амфотерные гидроксиды так же, как и оснóвные. Для некоторых из них известны и орто-, и мета - формы: Al(OH)3 – ортогидроксид алюминия, AlO(OH) – метагидроксид алюминия. Обычно ортогидроксиды переходят в метагидроксиды при нагревании. Для некоторых амфотерных элементов гидроксиды не известны, а получены лишь малорастворимые гидраты оксидов, например SnO2.nH2O – полигидрат оксида олова(IV).

Амфотерные гидроксиды реагируют не только с кислотными и оснóвными гидроксидами, но и со многими оксидами, образуя разные виды солей:

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + H2O

Практически все амфотерные гидроксиды нерастворимы

вводе. Они термически неустойчивы, и уже при небольшом нагревании теряют воду, превращаясь в амфотерные оксиды:

Zn(OH)2 = ZnO + H2O

Поскольку амфотерные гидроксиды хорошо реагируют со щелочами и сильными кислотами, их сложно получить при действии этих веществ на соли, содержащие амфотерный элемент

ввиде катиона или в составе сложного аниона. При введении избытка реагента осадок амфотерного гидроксида легко растворяется. Для получения таких соединений по обменным реакциям

вводном растворе используют слабые основания и кислоты (или

соответствующие кислотные оксиды):

Al(NO3)3 + 3NH3.H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 2Na[Al(OH)4] + CO2 = 2Al(OH)3↓ + Na2CO3 + H2O

Вопросы

1.Какие из перечисленных веществ являются щелочами: гидроксид рубидия, гидроксид меди(II), гидроксид лития, гидроксид натрия, гидроксид железа(II), гидроксид цинка, гидроксид калия, гидроксид бария? Составьте уравнения реакций выбранных щелочей с соляной кислотой.

2.Напишите уравнения реакций: а) оксида кальция с водой, б) хлорида меди(II) с гидроксидом натрия, в) лития с водой. Назовите образующиеся соединения.

32

Кислородсодержащие кислоты вступают в реакции с металлами и оснóвными оксидами и гидроксидами с образованием солей:

Mg + H2SO4(разб.) = MgSO4 + H2

MgO + H2SO4(разб.) = MgSO4 + H2O

Малорастворимые кислотные гидроксиды (Si, Mo, W и др.) взаимодействуют с оксидами и гидроксидами наиболее активных металлов лишь при сплавлении, либо в концентрированных растворах.

Реакции растворимых кислотных гидроксидов с солями возможны, если образуется газообразный или малорастворимый продукт:

BaCO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O + CO2↑

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3

Помимо взаимодействия кислотных оксидов с водой, для получения кислотных гидроксидов используют и другие способы.

Некоторые кислоты получают в результате окислитель- но-восстановительных реакций несолеобразющих оксидов с водой (иногда – в присутствии окислителей):

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

Кислотные гидроксиды образуются при окислении неметаллов концентрированной азотной и серной кислотами:

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Слабые кислоты можно получить действием сильных кислот на соответствующие соли:

2KNO2 + H2SO4 (разб.) = K2SO4 + 2HNO2

Амфотерные гидроксиды образуют элементы А-групп, расположенные в Периодической системе ниже "диагонали амфотерности", и большинство элементов Б-групп. Те d-элементы, для которых характерны несколько степеней окисления, обычно образуют амфотерные гидроксиды в промежуточных степенях окисления. Примером может служить гидроксид хрома(III).

Такие гидроксиды проявляют свойства как кислотных, так и оснóвных гидроксидов, например, вступают в реакцию и с кислотами, и со щелочами. При этом они образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (в расплаве)

29

NH4Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3↑

У некоторых оснóвных гидроксидов можно отнять воду (например, при их нагревании). В этом случае образуются оснóвные оксиды:

2LiOH = Li2O + H2O

Ca(OH)2 = CaO + H2O

Однако большинство щелочей плавятся и кипят без разложения:

Оснóвные оксиды, образованные d-элементами, с водой не реагируют. Соответствующие гидроксиды можно получить только обменными реакциями из солей:

NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + H2O

Получают оснóвные гидроксиды и другими способами. Гидроксиды щелочных металлов образуются при электролизе водных растворов их солей:

электролиз

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2↑ + H2↑

Активные металлы легко взаимодействуют с водой. При этом выделяется водород и образуются гидроксиды:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑

Основные гидроксиды можно получить по обменным реакциям:

Li2SO4 + Ba(OH)2 = 2LiOH + BaSO4↓

Кислотные гидроксиды образованы, неметаллическими элементами, а также некоторыми d-элементами в высшей степени окисления. Большинство кислотных гидроксидов находятся в различных мета-формах. Они состоят из водорода и кислотных остатков, на которые диссоциируют в водном растворе, проявляя свойства кислот:

HClO4 = H+ + ClO4–

H2CO3 H+ + HCO3–

HMnO4 = H+ + MnO4–

Поэтому кислотные гидроксиды часто называют кислородсодержащими кислотами. Определить, является кислород-

30

содержащая кислота сильной, можно по правилу Полинга. Если записать формулу кислоты в виде НхЭОу, то кислота является сильной в том случае, если

у – х > 2

Вформуле кислотного гидроксида на первом месте записывают атомы водорода, которые участвуют в электролитической диссоциации и могут быть замещены на атомы металла. В некоторые кислотных гидроксидах имеются незамещаемые атомы водорода. В таких случаях их записывают после символа

элемента, образующего гидроксид, например H2PHO3 – фосфористая (фосфоновая) кислота. Кислотный гидроксид серы(IV)

представляют не только в виде сернистой кислоты H2SO3, но и в виде моногидрата SO2. H2O, что в большей степени отражает

состав реальной частицы в водном растворе (полигидрат диоксида серы SO2. nH2O).

Вмногооснóвных кислотах, содержащих несколько замещаемых атомов водорода, может происходить постепенное его замещение:

H3PO4 H2PO4– HPO42– PO43–

Для большинства кислородсодержащих кислот и их анионов используют традиционные названия. К русскому названию кислотообразующего элемента (элемент, атомы которого вместе с атомами водорода и кислорода образуют молекулу кислородсодержащей кислоты), добавляют различные суффиксы.

Если кислотообразующий элемент проявляет максимальную степень окисления (она соответствует номеру группы), то к названию элемента прибавляют «-ная»:

HNO3 – азотная кислота.

Если степень окисления элемента ниже максимальной, то прибавляют «-истая»:

HNO2 – азотистая кислота.

Некоторые элементы в одной и той же степени окисления образуют несколько кислородсодержащих кислот. К названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода, добавляют приставку «орто-»:

H3PO4 – ортофосфорная кислота,

К названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода – приставку «мета-»

HPO4 – метафосфорная кислота.

31

Таблица 9. Названия некоторых кислородсодержащих кислот и их анионов

Большинство кислотных гидроксидов хорошо растворимы в воде. Исключениями являются, например, кремниевые кислоты и угольная кислота.

При полной дегидратации (под действием высоких температур или водоотнимающих реагентов) кислотные гидроксиды переходят в кислотные оксиды:

H2SO4 = SO3 + H2O (выше 450ºС)

Растворимые кислотные гидроксиды могут быть получены прямым взаимодействием соответствующих оксидов с водой при комнатной температуре:

P4O10 + 6H2O = 4H3PO4