4.3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH)₂ и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO₃, H₃PO₄, и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH)₂, Al(OH)₃ и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи E_{O - H}  E_{Э - О}, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу , т. е. разрушается связь О – Н.

ЭОН  ЭО^- + H⁺

Если E_O-H  E_{Э – O}, то диссоциация гидроксида протекает по основному типу , т. е. разрушается связь Э - O

ЭOH  Э⁺ + OH^-

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах :

Эⁿ⁺ + nOH^-  Э(OH)_n = H_nЭO_n  nH⁺ + ЭО_n^n-

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH)₂ – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид;

H₂SiO₃, H₃PO₄, H₂SO₄, HСlO₄ – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

4.4. Кислоты

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO₃ – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H₂S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + Cu (OH)₂ = CuSO₄ + 2H₂O.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃)₂ + H₂O,

H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O.

3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Zn + 2HCl =ZnCl₂ + H₂ .

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Cu + 2HCl ≠.

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.

4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂.

5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

H₂SO_4конц + NaCl_тв = NaHSO₄ + HCl↑.

6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о-, окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H₂S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая; например, H₂SO₄ – серная кислота, HClO₄ – хлорная кислота, H₃AsO₄ – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO₃ - хлорноватая кислота), истая (HClO₂ - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO₃ – азотная кислота, HNO₂ – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто- , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета- . Например :

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃ - метафосфорная кислота;

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄ - ортофосфорная кислота.