5). Химические свойства основных оксидов:

а) взаимодействие с водой. Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (и наоборот). Примеры:

Na₂O + H₂O  2NaOH

FeO + H₂O реакция не идет, т.к. Fe(OH)₂ нерастворим в воде.

б) взаимодействие с кислотами. При взаимодействии основных оксидов с кислотами образуется соль и вода.

Примеры:

CuO + H₂SO₄ CuSO₄ + H₂O (требуется нагревание)

Обратить внимание на следующее:

• кремниевая кислота не реагирует с основными оксидами («твердое» не реагирует с «твердым»)

• если в оксиде с.о. металла не максимальная, то в реакциях с кислотой азотной любой концентрации и с концентрированной серной кислотой помимо обменного взаимодействия возможно окислительно-восстановительное:

* FeO + 4HNO_3(конц) Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

* 2FeO + 4H₂SO_{4 (конц)} Fe₂(SO₄)₃ + SO₂+ 4H₂O

• если кислота многоосновная, то возможно образование кислых солей

*CaO + 2H₃PO₄ Ca(H₂PO₄)₂ + H₂O

в) взаимодействие с кислотными оксидами. Эти реакции протекают при нагревании, в ходе реакции образуется соль:

CaO + CO₂ = CaCO₃

Примечание: уравнения реакций в пунктах 6б и 6в являются доказательством основных свойств оксидов

г) взаимодействие с амфотерными оксидами.

Na₂O + Al₂O₃  2NaAlO₂ (при нагревании)

Na₂O + ZnONa₂ZnO₂ (при нагревании)

6). Химические свойства кислотных оксидов:

а) взаимодействие с водой. Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (оксид не взаимодействует с водой, если продукт реакции нерастворим в воде)

ВСЕ КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, КРОМЕ SiO₂, РЕАГИРУЮТ С ВОДОЙ.

Примеры:

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄ (при нагревании)

*P₂O₅ + H₂O HPO₃ (на холоду)

SiO₂ + H₂O  реакция не идет, т.к. H₂SiO₃ нерастворима в воде

б) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами (см. пункт 6.в)

г) взаимодействие с основаниями. Правило: кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, при этом образуется соль и вода. Пример:

2NaOH + CO₂ Na₂CO₃ + H₂O (в избытке NaOH)

NaOH + CO₂ NaHCO₃ (в избытке CO₂)

д) взаимодействие с солями. Правило:

– при нагревании менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий оксид.

Пример: Na₂CO₃ + SiO₂ Na₂SiO₃ + CO₂ (при нагревании)

– в растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет из соли оксид, соответствующий более слабой кислоте.

– оксиды могут взаимодействовать с солями, содержащими остаток кислоты, которой этот оксид соответствует:

Na₂CO₃ +CO₂ + H₂O 2NaHCO₃

Na₂SO₃ +SO₂ + H₂O 2NaHSO₃

Пример: Na₂SiO₃ + CO₂ Na₂CO₃ + SiO₂ (в растворе)

8). Химические свойства амфотерных оксидов.

а) амфотерные оксиды не реагируют с водой

б) амфотерные оксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства, т.е. реакции протекают так же, как с основными оксидами

Пример: Al₂O₃ + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂O

в) взаимодействие со щелочами. В зависимости от условий реакции протекают по-разному:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O 2Na[Al(OH)₄] (в растворе)

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaAlO₂ + H₂O(при нагревании)

г) взаимодействие с основными оксидами (см №6г)

д) при взаимодействии с кислотными оксидами амфотерные оксиды проявляют основные свойства.

Пример: Al₂O₃ + P₂O₅ 2AlPO₄

е) При взаимодействии с солями амфотерные оксиды, как нелетучие, вытесняют из солей при нагревании более летучие оксиды.

Пример: Na₂CO₃ + Al₂O₃ 2NaAlO₂ + CO₂

оксид	Гидроксид, основная форма	Гидроксид, кислотная форма (при нагревании)	Гидроксид, кислотная форма (в растворе)
BeO	Be(OH)2	H2BeO2	H2[Be(OH)4]
ZnO	Zn(OH)2	H2ZnO2	H2[Zn(OH)4]
SnO	Sn(OH)2	H2SnO2	H2[Sn(OH)4]
PbO	Pb(OH)2	H2PbO2	H2[Pb(OH)4]
Al2O3	Al(OH)3	HAlO2	H[Al(OH)4]
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	H3[Cr(OH)6]
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	H3[Fe(OH)6]

Примечание: кислотная форма амфотерных гидроксидов составлена формально, т.к. в реакциях со щелочами и с основными оксидами могут быть образованы только соли приведенных форм гидроксидов.

9). Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

Слева направо по периоду по мере ослабления металлических свойств элементов основные свойства оксидов ослабевают, а кислотные возрастают. Сверху вниз по главным подгруппам неметаллические свойства элементов ослабевают, а металлические возрастают, при этом: сверху вниз по главной подгруппе возрастают основные свойства оксидов, а кислотные ослабевают. Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства.

Пример: Cr⁺²O – основный оксид, Cr₂⁺³O₃ – амфотерный оксид, Cr⁺⁶O₃ – кислотный оксид.

Кислоты.

I Определение.

а) кислоты – сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов

б) кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода.

II Классификация

а) по наличию или отсутствию атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (H₂S, HCl и др.) и кислородосодержащие (H₂SO₄, HNO₃ и др.)

б) по числу атомов водорода, способных замещаться на металлы или по числу ионов H⁺, образующихся при диссоциации кислоты выделяют кислоты одноосновные (HNO₃, HCl), двухосновные (H₂S, H₂SO₄,), трехосновные (H₃PO₄), четырехосновные (H₄P₂O₇)

в) по способности к диссоциации кислоты разделяют на сильные электролиты (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.), слабые электролиты (H₂S, H₂CO₃, HF), электролиты средней силы (H₃PO_4, H₂SO₃ ).

г) по летучести выделяют нелетучие кислоты (H₃PO_4, H₂SiO₃, H₂SO₄) и летучие (HNO₃, HCl, HF, H₂S H₂CO₃, H₂SO₃)

д) стабильные (H₃PO_4, H₂SO₄) и нестабильные (H₂SO_3, H₂CO₃) кислоты

III Структурные формулы кислот.

IV Физические свойства кислот. Существуют кислоты твердые (H₃PO_4, H₂SiO₃), жидкие кислоты (H₂SO₄, HNO₃)

V Способы получения кислот:

а) бескислородные кислоты получают растворением соответствующего газа в воде

б) кислородосодержащие получают при взаимодействии соответствующего оксида в воде:

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

в) нерастворимые кислоты получают косвенным путем:

Na₂SiO₃ + 2HCl  H₂SiO₃+ 2NaCl

VI Химические свойства кислот.

1). Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода; при этом образуется соль и водород. При протекании таких процессов металл растворяется в кислоте (в ходе реакции не должна образовываться нерастворимая соль: H₂SO₄ + Mg  MgSO₄ + H₂

Примечание: при взаимодействии металлов со слабыми кислотами образуются кислые соли:

Fe + 2H₃PO₄ → Fe(H₂PO₄)₂ + 3H₂

Ca + 2H₂CO₃ → Ca(HCO₃)₂ + H₂

2). Кислоты реагируют с основными оксидами

Примечание: некоторые реакции требуют нагревания:

CuO + H₂SO₄ CuSO₄ + H₂O (требуется нагревание)

MgO + H₂SO₄  MgSO₄ + H₂O (эта реакция протекает при комнатной температуре)

3). Кислоты реагируют с основаниями.

Примечание: слабые нерастворимые основания не реагируют со слабыми кислотами.

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄  Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Al(OH)₃ + H₂CO₃ – реакция не идет.

4). Кислоты реагируют с солями при выполнении условий:

а) в ходе реакции выпадает осадок

BaCl₂ + H₂SO₄ BaSO₄ + 2HCl

Примечание: с помощью сероводорода можно осадить из солей в виде сульфидов металлы, стоящие в ряду активности правее железа:

CuSO₄ + H₂S  CuS+ H₂SO₄

Т.к. сульфиды железа, цинка, магния и т.д. растворимы в разбавленных кислотах, то

FeSO₄ + H₂S  реакция не идет

б) в ходе реакции выделяется газ

K₂CO₃ + 2HCl 2KCl + H₂O + CO₂

в) нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их солей:

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.)HCl + NaHSO₄ (при слабом нагревании)

2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.)2HCl + Na₂SO₄ (при сильном нагревании)

KNO₃(тв.) + H₂SO₄(конц.) HNO₃ + KHSO₄

5). Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:

лакмус и метилоранж – в красный.

Мнемотаблица для запоминания окраски индикаторов в зависимости от реакции среды:

	Кислая	нейтральная	щелочная
Лакмус	4 Красный	8 Фиолетовый	3 Синий
Метиловый оранжевый	6 Красный	2 Оранжевый	7 Желтый
фенолфталеин	1 Бесцветный	9 Бесцветный	5 Малиновый

Таблица заполняется только первыми буквами приведенных в них слов (см. ниже). Заполнение происходит следующим образом: а) по горизонтали верхняя строка по алфавиту;

б) по вертикали левая строка также по алфавиту; в) далее из букв по порядку складываем мнемофразу (как «Каждый охотник желает знать…») «Бос и Ком крыжовником играют в футбол» (жирным подчеркнутым шрифтом выделены буквы из таблицы)

	К	Н	Щ
Л	4 К	8 Ф	3 С
М	6 Кр	2 О	7 Ж
Ф	1 Б	9 Б	5 М

Дополнение. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота	Щелочные, щелочноземельные металлы, Mg, Zn	Fe, Cr, Al	Другие металлы	Au, Pt
Концентрированная (>50%)	N2O	Пассивация, при нагревании - NO2	NO2	Нет реакции
Разбавленная (10 –50%)	N2	NO, металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода могут также давать N2O, N2
Очень разбавленная (<10%)	Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода - NH4NO3

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами:

Основания. 1). Определение

а) основания – сложные вещества, состоящие из металлов (иона аммония) и одной или нескольких гидроксогрупп NaOH, Fe(OH)₂

б) основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-анионы NaOHNa⁺+OH^-

в) основания – вещества, в ходе реакций присоединяющие протоны NH₃ + H⁺NH₄⁺

2). Классификация.

По количеству гидроксогрупп основания делят на однокислотные - NaOH, двухкислотные - Fe(OH)₂, трехкислотные - Fe(OH)₃.

По способности к диссоциации основания разделяют на сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (раствор Ag₂O дает сильно щелочную среду, TlOH – сильный электролит). Все остальные основания – слабые электролиты.

3). Физические свойства.

Все основания, кроме гидроксида аммония, твердые вещества, имеющие различную растворимость в воде. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде (кроме Ca(OH)₂), большинство оснований в воде нерастворимо.

4). Способы получения.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов получают при взаимодействии соответствующего металла или оксида с водой:

Ca + 2H₂O  Ca(OH)₂ + H₂

CaO + H₂O  Ca(OH)₂

В промышленности щелочи получают электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H₂O  H₂+ 2NaOH + Cl₂

Нерастворимые основания получают из солей:

ZnCl₂ + 2NaOH(недостаток) Zn(OH)₂ + 2NaCl