2. Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).

Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие груп­пи­ровку OH^-, кото­рая связана через атом кислорода одинарной хими­чес­кой связью с различными хими­чес­кими элементами. Подобно окси­дам, в зависимости от ха­рактера химической свя­зи Э-ОН, гид­рок­си­ды подраз­де­ляют­ся на основные (основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH)₂, Ba(OH)₂, Cr(OH)₂) с преиму­щес­т­вен­но ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH)₂, B(OH)₃), Zn(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃) с ион­но-ко­ва­лент­ным типом свя­зи и кис­лот­ные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO₂(OH)HNO₃, PO(OH)₃H₃PO₄, SO₂(OH)₂H₂SO₄, Te(OH)₆H₆TeO₆), ClO₃(OH)HClO₄, MnO₂(OH)₂H₂MnO₄, MnO₃(OH)HMnO₄) с преиму­щес­т­­вен­­но ковалент­ной связью.

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH)₂), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH)₂, Cr(OH)₂) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH)₂), дис­со­циация которых протекает частично:

NaOH  Na⁺ + OH^-, Fe(OH)₂  Fe²⁺ + 2OH^-

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H₃O⁺, которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H⁺. Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO₃, HClO₄), средней силы (HAsO₃, HClO₂) и слабые (HClO, H₅IO₆) кислоты:

HNO₃ + H₂O  H₃O⁺ + NO₃^- (HNO₃  H⁺ + NO₃^-)

HClO + H₂O H₃O⁺ + ClO^- (HClO  H⁺ + ClO^-)

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO₄>HCl>H₂SO₄>HMnO₄>HNO₃│>H₂Cr₂O₇>H₂CrO₄>H₂SO₃>H₃PO₄>HF│

Слабые

> HNO₂ > HCOOH > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > HClO > HCN > H₃BO₃ > H₂SiO₃

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

OH^- + I⁺  I(OH), HIO  IO^- + H⁺

2OH^- + Zn²⁺ Zn(OH)₂ + 2H₂O  [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

NaOH (Na + OH^-) + HNO₃ (H⁺ + NO₃^-) = NaNO₃ (Na⁺ + NO₃^-) + H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

I(OH) + HClO₄ = IClO₄ + H₂O

HIO + NaOH = NaIO + H₂O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Al(OH)_3 + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

Al(OH)_3 + NaOH (расплав) = NaAlO₂ + 2Н₂О

В зависимости от числа OH^- группировок, содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO₃), двух- (H₂SO₄), трех- (H₃PO₄) и т.д. основ­ные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH)₂), трех- (Al(OH)₃) кислотные основания.

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами.

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

NaOH – гид­рок­сид натрия, Ca(OH)₂ -гид­роксид кальция,

TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH)₃ –гидрок­сид железа (III).

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH₄OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH₃H₂O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N₂H₄ и гидроксил­а­ми­на NH₂OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N₂H₄H₂O – гидрат гидразина и NH₂OHH₂O – гидрат гидроксиламина.

У пражнения:

9. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH)₂, Cu(OH)₂, Cd(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃. Приведите формулы соответствующих им оксидов.

10. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

11. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота. Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H₂CO₃ на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окис­ления элемента N название кислоты образуется добав­ле­ни­ем к названию бол­ь­шин­­ства элементов окончаний: -ная, -евая и –овая. Для мышьяка и сурьмы по пра­ви­лам рус­ско­го языка используются окончания -янная и –яная. Название кислот со сте­пенью окисления элемента N-2 образу­ет­ся в основном образуется с помощью окон­­чания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая, -овистая и – янистая). Кис­ло­ты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, име­ют окончания –новатистая. Для фосфористой H₂PHO₃ и фосфорноватистой HPH₂O₂ кис­лот, характе­ри­зу­ю­щих­ся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, ре­комен­ду­ет­ся использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот, в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета-.

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

N	Эz+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
III	B3+	-ная	H3BO3 ортоборная, HBO2 метаборная,H2B4O7 тетраборная
	Al3+	-евая	H3AlO3 ортоалюминиевая, HАlO2 метаалюминевая
IV	C4+	-ная	H2CO3 угольная
	Si4+	-евая	H4SiO4 ортокремниевая, H2SiO3 метакремниевая
	Ge4+	-евая	H4GeO4 ортогерманиевая, H2GeO3 метагерманиевая
	Sn4+	-янная	H4SnO4 ортооловянная, H2SnO3 метаоловянная
V	N5+	-ная	HNO3 азотная
	P5+	-ная	H3PO4 ортофосфорная, HPO3 метафосфорная, H4P2O7 дифосфорная, H5P3O10 трифосфорная
	As5+	-овая	H3AsO4 ортомышьяковая, HasO3 метамышьяковая
	Sb5+	-яная	H3SbO4 ортосурьмяная, HSbO3 метасурьмяная
VI	S6+	-ная	H2SO4 серная, H2S2O7 дисерная
	Se6+	-овая	H2SeO4 селеновая
	Te6+	-овая	H6TeO6 ортотеллуровая, H2TeO4 метателлуровая
Степень окисления элемента N-2
V	N3+	-истая	HNO2 азотистая
	P3+	-истая	H2PHO3 фосфористая (фосфоновая)
	As3+	-овистая	H3AsO3 ортомышьяковистая, HasO2 метамышьяковистая
	Sb3+	-янистая	H3SbO3 ортосурьмянистая, HSbO2 метасурьмянистая
VI	S4+	-нистая	H2SO3 сернистая
	Se4+	-истая	H2SeO3 селенистая
	Te4+	-истая	H2TeO3 теллуристая
Степень окисления элемента N-4
V	N+	-новатистая		H2N2O2 азотноватистая
	P+	-новатистая		HPH2O2 фосфорноватистая (фосфиновая)

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N, также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная. Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая, а окон­ча­ние –истая применяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4. Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая.

Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элемен­тов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окис­­ления d-металлов, об­ра­­зующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются но­мером группы N и традиционные названия их оксокислот об­ра­зу­ются подобно р-эле­ментам c по­мощью окончаний – овая, -евая: H₄TiO₄ ти­та­новая, H₃VO₄ ванадиевая, H₂CrO₄ хро­мо­вая, H₂Cr₂O₇ дихромовая, HMnO₄ мар­ганцевая. Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окис­ления металла рекомендуется ис­пользовать систематические названия, образо­ван­ные по прави­лам для комп­лек­сных соединений.

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

N	Эz+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
VII	Cl7+	-ная	HClO4 хлорная
	Br7+		HBrO4 бромная
	I7+		H5IO6 ортоиодная, HIO4 метаиодная
Степень окисления элемента N-2
VII	Cl5+	-новатая	HClO3 хлорноватая
	Br5+		HBrO3 бромноватая
	I5+		HIO3 иодноватая
Степень окисления элемента N-4
VII	Cl3+	-истая	HClO2 хлористая
	Br3+		HBrO2 бромистая
	I3+		HIO2 иодистая
Степень окисления элемента N-6
VII	Cl+	-оватистая	HClO хлорноватистая
	Br+		HBrO бромноватистая
	I+		HIO иодноватистая

У пражнения:

9. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H₂SO₄, H₂S₂O₇, HNO₃, HNO₂, H₃PO₄, HPO₃, H₄P₂O₇, H₂PHO₃, HPH₂O₂, HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄, H₅IO₆, HMnO₄, H₂Cr₂O₇.

10. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

11. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

12. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H₃BO₃, HMnO₄, H₂S₂O₇, HNO₂, H₃PO₄, H₂WO₄, H₃AsO₃, H₂CrO₄. Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

13. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH)₂, CaCO₃, Cu, N₂O₅, Al(OH)₃, Na₂SiO₃, BaO? Напишите уравнения реакций.

14. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P₄O₁₀, SeO₃, N₂O₃, NO₂, SO₂, As₂O₅.

15. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H₃PO₄HPO₃, H₃PO₄H₄P₂O₇, HPO₃H₃PO₄, HPO₃H₄P₂O₇, H₄P₂O₇HPO₃, H₄P₂O₇H₃PO₄.