Кислоты

Оксиды

Глава 11. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Неорганическая химия – это химия элементов Периодической системы Д. И. Менделеева и образованных ими простых или сложных веществ.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (около 400) и очень мно­гочисленную группу сложных веществ.

Приведенная первичная классификация несовершенна. Так, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простое вещество представляет собой гомоатомное химическое соединение. Сложные вещества состоят из двух или более элементов и по составу разделяются на бинарные (двухатомные) и многоэлементные соединения.

Все простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. Эта классификация основана на существенно различном характере физических и химических свойств веществ. Причины различий между металлами и неметаллами кроется в разном типе межатомного взаимодействия при образовании простых веществ. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентными взаимодействиями. Для образования ковалентной связи, свободно взаимодействующие атомы должны обладать достаточным числом валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлических свойств.

Металлы и неметаллы различаются по физическим свойствам, которые проявляются у соответствующих простых веществ. Так, для металлов характерны высокая тепло- и электрическая проводимость, специфический металлический блеск, ковкость, пластичность и т. п. Физические свойства неметаллов существенно отличаются: они хрупкие, обладают низкой тепло- и электрической проводимостью и т. п. Различия между металлами и неметаллами проявляются в их химических свойствах: для металлов характерны оснóвные свойства оксидов и гидроксидов, восстановительное действие; для неметаллов – кислотный характер оксидов и гидроксидов, окислительная активность. Но деление химических элементов на металлы и неметаллы относительно, т. к. существуют амфотерные элементы.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галогениды или галиды), азотом (нитриды), углеродом (карбиды), а также соединения металлов с водородом (гидриды), кремнием (силициды), бором (бориды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня более электроотрицательного элемента с окончанием -ид и русского названия менее отрицательного элемента в родительном падеже.

Многоэлементные соединения традиционно подразделяют на три класса: основания, кислоты и соли. В эту же классификацию обычно включают и комплексные соединения.

Ниже рассмотрим важнейшие классы неорганических соединений – оксиды, гидроксиды и соли.

 

 

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SO2 – оксид серы (IV), SO3 – ок­сид серы (VI), CrO – оксид хрома (II), Cr2O3 – оксид хрома (III), CrO3 – оксид хрома (VI).

Наиболее важные несолеобразующие оксиды – СО, NO, H2O2, Na2O2.

Оснóвные оксиды – оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение оснóвных оксидов.

2Mg + O2 → 2MgO

Cu(OH)2 → CuO + H2O

BaCO3 → BaO + СO2

2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2

Химические свойства основных оксидов.

Большинство оснóвных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, они обладают высокими температурами плавления и кипения.

Оснóвные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с ки­слотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO2 → Ba2SiO3

MgO + Al2O3 → Mg(AlO2)2

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K2O + H2O→ 2KOH

СаО + Н2О → Са(ОН)2

Кислотные оксиды – ок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления

Получение кислотных оксидов.

4Р+5O2 → 2Р2O5

2ZnO + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + SiO2↓ + H2O

Химические свойства кислотных оксидов.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодейст­вует с водой с образованием кислот:

SO3 + H2O → H2SO4 CO2 + H2O → H2CO3

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реак­ции с оснóвными и амфотерными оксидами, с щелочами:

P2O5 + Al2O3 → 2AlPO4

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

Амфотерные оксидыобладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как оснóв­ные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al2O3, оксид хрома (III) Cr2O3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe2O3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода H2O.

Основания (гидроксиды металлов)

 

Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН–.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: раствори­мые в воде – щелочи [образованные щелочными LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHи щелочноземельными ме­таллами Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2] и нерастворимые в воде (все остальные гидроксиды металлов).

Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

2NaCl + 2Н2O → 2NаОН + Н2 + Сl2

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Na + H2O → 2NaOH + H2↑ 2LiO + H2O → 2LiOH

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNО3 + 2КОН = Ag2O↓ + Н2О + 2KNO3

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + H2O Ca(OH)2 → CaO + H2O

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимо­действие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NаОН + НNО3 → NаNО3 + Н2O

Cu(ОН)2 + Н2SO4 → СuSO4 + 2H2O

Растворы ще­лочей способны реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NаОН + Сl2 → NaCl + NaClO + Н2O (на холоде)

6КОН + 3Сl2 → 5КСl + КClO3 + 3Н2О (при нагревании),

6КОН + 3S → К2SO3 + 2К2S + 3Н2О

Нерастворимые основания не реагируют с металлами.

Концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии взаимодействуют с некоторыми металлами (соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Nа[Аl(ОН)4] + 3Н2↑

Zn + 2КОН + 2Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2↑

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства – Сr(ОН)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Аl(OН)3 и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кис­лотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты.

 

Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+(по теории электролитической диссоциации Аррениуса). Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны.

Любая реакция отщепления протона выража­ется уравнением: кислота → основание + Н+

Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении ки­слот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

AlF3 + :NH3 [AlF3]:[NH3]

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отда­вать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В приведенном примере аммиак является основанием.

Поскольку сущест­вуют различные определения кислот, то их классификация и но­менклатура довольно условны.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HCl, HNO3), двухосновные (Н2СО3, Н2SO4) и трехосновные (Н3РO4).

По составу кислоты делят на бескислородные (НBr, Н2S) и ки­слородсодержащие (НСlO4, Н2CO3).

Названия бескислородных кислот производятся от названия не­металла с прибавлением окончания -водородная:

Формула и название бескислородных кислот Название соответствующих нормальных солей
НF – фтороводородная кислота Фториды
НСl – хлороводородная (соляная) кислота Хлориды
НВr – бромоводородная кислота Бромиды
НI – иодоводородная кислота Иодиды
Н2S – сероводородная кислота Сульфиды
Н2Sе – селеноводородная кислота Селениды

Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -воя, если степень окис­ления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

Формула и название кислородных кислот Название соответствующих нормальных солей
НСlO4 – хлорная кислота Перхлораты
НСlO3 – хлорноватая кислота Хлораты
НСlO2 – хлористая кислота Хлориты
НСlO – хлорноватистая кислота Гипохлориты
Н2СО3 – угольная кислота Карбонаты
Н3AsO4 – мышьяковая кислота Арсенаты
НNO3 – азотная кислота Нитраты
НNO2 – азотистая кислота Нитриты
Н2SO4 – серная кислота Сульфаты
Н2SO3 – сернистая кислота Сульфиты
H3PO4 – фосфорная кислота Фосфаты (ортофосфаты)
H2SiO3 – кремниеваая Силикаты
H3BO3 – борная Бораты (ортобораты)

В ряду НСlO – НСlO2 НСlO3 НСlO4 происходит усиление кислотных свойств с воз­растанием степени окисления центрального атома, т.к. уменьшается прочность связи О–Н (когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи O–Сl оттягива­ется некоторая доля электронной плотности, в результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О–Н, которая за счет этого ослабляется). Такая закономерность характерна для других элементов.

Получение кислот.

1. Бескислородные кислоты могут быть по­лучены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

Н2 + Cl2 → 2НСl

Н2 + S Н2S

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

SO3 + H2O → H2SO4

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими ки­слотами:

BaBr2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HBr

CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS↓

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использова­ны окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5HNO3 + 2Н2О = 3Н3РO4 + 5NO↑

Химические свойства кислот можно разделить на две группы:

1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н* (иона гидроксония Н3О+);

2) специфические т.е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

 

Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением светопоглощения.

Индикатор Кислая среда рН < 7 Нейтральная среда pH = 7 Щелочная среда pH > 7
лакмус красный фиолетовый синий
ме­тилоранж красный оранжевый желтый
конго красный синий красный красный
фенолфталеин бесцветный бесцветный красный

Вторая группа реакций кислот связана со специфическими осо­бенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановительные превращения (качест­венные реакции).

Аg+ + Сl → AgCl↓ белый осадок

Ва2+ + SO42– → ВаSO4↓ белый осадок

3Аg++РO43– →Аg3РO4↓ желтый осадок

Другой большой подкласс специфических реакций кислот связан с их окислительно-восстановительными возможностями.

Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окис­ляться:

2КМnO4 + 16НСl = 5Сl2 + 2КСl + 2МnСl2 + 8Н2О

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления прояв­ляют свойства сильных окислителей:

Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O

C + 2H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O