I.2.1.1. Номенклатура оксидов

1. Строго по международной номенклатуре оксиды называют: « оксид элемента» с указанием степени окисления или валентности элемента. Например, SO3 – оксид серы (VI) или оксид серы (+6). Если степень окисления или валентность непеременные (единичные), то в названии их опускают. Например, CaO – оксид кальция.

Учитывая, что максимальная валентность азота в соединениях равна (IV) , оксид азота N2O5 правильнее называть оксид азота (+5).

Применительно к международной номенклатуре, можно давать названия с приставками, указывающими количество атомов кислорода (ди-, три-, тетра-, пента-): SO2 – диоксид серы, Р2О5 – пентаоксид фосфора и т.д.

2. Сохранилась в употреблении русская номенклатурас применением слова «окись». Например, N2O5 – полупятиокись азота (учитывая число атомов кислорода, приходящихся на один атом азота), СО2 – двуокись углерода, ОsО4 – четырехокись осьмия.

3. Тривиальные названия имеют только некоторые оксиды, например, СО2 – углекислый газ; СО – угарный газ; N2O – «веселящий газ»; F3O4 – железная окалина.

4. Для кислотных оксидов применимо название, как ангидрида кислоты.

Например, Р2О5 - фосфорный ангидрид или ангидрид фосфорной кислоты.

1.2.1.2. Физические свойства: газы (CO2), твердые (P2O5), окрашенные (Cu2O), с запахом (SO2), без запаха (NO), бесцветные или белые (СaO, CO2), растворимые в воде (CaO, K2O, SO2 и др.), нерастворимые в воде (CuO, SiO2)

1.2.1.3. Получение:

1) окисление (горением простых веществ):

S + O2 à SO2 ,

2 Ca + O2 à 2CaO;

2) горение сложных веществ:

СН4 + 2О2 à CO2 + 2H2O;

3) разложение солей (t 0C)

СaCO3 à CO2 + CaO;

4) разложение твердых оснований с валентностью > I (t 0C):

Cu(OH)2 à CuO + H2O;

5) разложение некоторых кислот (t 0C):

H2SiO3 à SiO2 + H2O;

6) при окислении соответствующего металла оксидом другого менее активного металла (t 0C):

2Al + Cr2O3 à 2Cr + Al2O3;

7) при окислении низших оксидов и разложении высших (t 0C):

2SO2 + O2 à 2SO3 +Q

4CrO3 à 2Cr2O3 + 3O2;

 

1.2.1.4. Химические свойства:

 

Основные Кислотные
1. С водой СaO + H2O = Ca(OH)2 ↓ основание 1. С водой SO2 + H2O = H2SO3 кислота
2. C кислотами СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O соль + вода 3. С основаниями SO2 +2NaOH = Na2SO3+ H2Oсоль+ вода
3. Друг с Сa O + другом SO2 = CaSO3 соль

 

Амфотерные оксиды

 

-реагируют со щелочами и кислотами, образуя соль и воду:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3 H2O

Al2 O3 + 2NaOH = 2 NaAlO2 + H2O;

метаалюминат

натрия

-с водой не взаимодействуют.

 

I.2.2. Гидроксиды – сложные вещества, в которых элемент связан с группами «ОН» (гидроксо – или гидроксильными). Их можно рассматривать, как продукты взаимодействия соответствующих оксидов с водой при допущении, что эти оксиды с ней взаимодействуют.

 

 

Н – О

\

СО2 + Н2О à H2CO3 C = O

/

H – О

Na2O + H2O à Na2O2H2 (2 NaOH) Na – O – H

 

Н – О

\

SiО2 + Н2О à H2SiO3 Si = O

/

H – О

Н – О

\

P2 О5 + 3Н2О à H6P2 O8 (3 H3PO4) H – O - P = O

/

H – О

O - H

/

FeO + H2O à FeO2H2 ( Fe(OH)2) Fe

\

O – H

Как видно из структурных формул с элементом могут быть связаны и

- ОН ( гидроксогруппы) и = О (оксогруппы).

Общая формула гидроксидов Э(ОН)nOm

Н → О O

\ //

H → O- Э : : : (O)

∙ | \\

(НО) ∙ O O

|

H

Чем больше оксогрупп (=О) и чем выше (более положительная) степень окисления определяющего химического элемента, тем слабее химическая связь между атомами водорода и кислорода, электроны сдвигаются к кислороду связи ОН и такое вещество диссоциирует, как кислота - с отрывом катиона водорода.

Сравним строение фосфорной и хлорной кислот:

 

Н – О O

\+5 +7 //

H – O - P = O Н – О – Cl = O

/ \\

H – О O

 

Согласно сказанному выше связь О – Н слабее в хлорной кислоте и этот гидроксид, как кислота, самый сильный в ряду химических элементов III периода.

 

I.2.2.1. Кислоты - сложные вещества, которые состоят из катиона водорода и кислотного остатка, т.е., при диссоциации в качестве катионов образуют только катионы водорода Н+.

Они делятся на кислородосодержащие - кислотные гидроксиды и на бескислородные. По числу атомов водорода - на одноосновные и многоосновные.

I.2.2.1.1. Физические свойства:

1) жидкие (серная, хлорная);

2) твердые (фосфорная, борная);

3) летучие (сероводородная, соляная);

4) некоторые имеют запах (сероводородная);

5) некоторые имеют цвет (хромовая H2CrO4 - желтый раствор);

6) тяжелее воды (при приготовлении растворов следуй правилу: «Не лей воду в кислоту!»);

7) кислый вкус;

8) разъедают растительные и животные ткани.

 

I.2.2.1.2. Получение:

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO2 + H2O = H2SO3 ;

2) взаимодействие некоторых простых веществ с водородом:

H2 + Cl2 = 2 HCl ( c Br2 , S, I2 );

3) взаимодействие соли с кислотами (кислота менее летучая и более

сильная, чем та, которая образует реагирующую соль):

t

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2 HCl ↑ (см. в приложении ряд силы кислот);

ТВ. конц. газ

I.2.2.1.3. Химические свойства:

взаимодействие с металлами:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 ↑ ;

взаимодействие с основными оксидами:

СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O;

взаимодействиеие со щелочами и нерастворимыми основаниями:

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

взаимодействие с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O;

взаимодействие с солями:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2;

 

Цвет индикаторов в кислой среде:

лакмус – красный

метилоранж – розовый

метиловый красный - красный;

Кислоты, содержащие элементы 3,4,5 групп дают мета- и орто – кислоты.

Мета кислоты содержат на одну молекулу воды меньше, чем ортокислоты:

НВО2 и Н3ВО3 , НAlО2 и Н3AlО3 , НPО3 и Н3PО4

Кислоты 6, 7 групп метакислот не имеют.

 

I.2.2.2. Основания:

Гидроксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (исключая цинк и бериллий), проявляют основные свойства и при диссоцииации в качестве аниона образуют только гидроксид-анион (О-Н группу).

Например, гидроксид натрия, гидроксид меди (+2 или II)

· ·

NaOH: Na • · O·· H

· ·

       
   


RNa RH

И у атома натрия, и у атома водорода на внешнем уровне по одному электрону. Связь с ядрами разная в силу неодинаковой удаленности от них электронов: у натрия радиус атома больше, и этот электрон менее прочно связан с ядром, чем у водорода. При диссоциации отрывается гидроксид - анион ОН- .

Таким образом, основания это – сложные вещества, содержащие положительно заряженные ионы металлов ( или аммония) и одну или несколько гидроксо- групп, или, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксогруппы.

В называниях оснований сохраняется слово «гидроксид», а затем добавляется: «такого-то металла» с указанием валентности или степени окисления.

return false">ссылка скрыта

По числу гидроксогрупп основания делятся на однокислотные, двухкислотные:

(КОН, Cu(OH)2).

 

I.2.2.2.1. Физические свойства: твердые вещества белые (NaOH, Ba(OH)2) или окрашенные (Сu(OH)2 , Ni(OH)2); Щелочи – растворимые в воде основания

(NaOH, Ba(OH)2.) Нерастворимые в воде основания - Fe(OH)2, Cr(OH)2 и др.

Особо надо сказать о гидроксиде аммония: NH4OH. Это вещество растворимо в воде, но более правильное его называние - раствор аммиака в воде: NH3 · H2O. Процесс растворения происходит за счет образования водородных связей

 

 

между атомами азота аммиака и атомами водорода воды, или - атомами кислорода воды и атомами водорода аммиака.

 

I.2.2.2.2. Получение:

1) при взаимодействии основных оксидов с водой получают щелочи:

СaO + H2O = Ca(OH)2;

2) взаимодействие щелочных (Na, K) и щелочноземельных (Ca, Ba) металлов с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + Н2↑;

3) действие щелочей на растворимые соли:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4;

Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 ↓+ 2NaOH;

 

I.2.2.2.3. Химические свойства:

-нерастворимых оснований:

1) взаимодействуют с кислотами:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;

2) разлагаются при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO + H2O;

-щелочей:

1) с кислотными оксидами:

SO2 +2 NaOH =Na2SO3 + H2O;

2) с амфотерными оксидами:

Al2 O3 + 2NaOH = 2 NaAlO2 + H2O;

3) с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H2O (р-ция нейтрализации);

3) взаимодействие с солями:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4 ;

4) с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al):

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O;

5) индикаторы в щелочной среде:

а) фенолфталеин – малиновый

б) тимолфталеин – синий

в) метилоранж – желтый

г) лакмус – синий;

6) щелочи взаимодействуют со многими органическими веществами, например, омыляют жиры;

7) разъедают ткани и называются едкими (едкий натр);

8) гидроксиды ртути (II) и серебра (I) разлагаются в момент получения:

а) Hg(OH)2 = HgO + H2O;

б) 2 AgOH = Ag2O + H2O

 

 

I.2.2.3. Амфотерные гидроксиды -химические соединения, состоящие из металла, связанного с гидроксогруппой (степени окисления и валентности металлов в основном +3 и +4, за исключением гидроксида цинка и бериллия - +2).

Такие соединения взаимодействуют и с кислотами и с основаниями, то есть, проявляют кислотно - основную двойственность (амфотерность).

 

H2O

Zn(OH)2 = H 2ZnO2 ; Al(OH)3 = H3AlO3

ортоалюминиевая HAlO2

кислота метаалюминиевая

кислота

I.2.2.3.1. Химические свойства амфотерных гидроксидов:

 

1) с кислотами: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

2) со щелочами: Zn(OН)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

цинкат натрия

 

r ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

Пример 1. Назовите оксиды: а) SnO2; б) Аl2O3; в) N2O3

Решение и ответ:

а) степень окисления олова в данном оксиде +4. SnO2 - оксид олова (IV);

б) степень окисления алюминия +3 - постоянная. Аl2O3 - оксид алюминия;

в) степень окисления азота в оксиде +3 . N2O3 - оксид азота (III).

 

Задание 1.Назовите оксиды: а) SO3; б) ZnO; в) Cr2O3

 

Пример 2. Укажите xapaктep (основной, кислотный,

амфотерный) оксидов: а) SO2;5) MgO; в) Sn О2; г) Re2О7;

д) СO.

Решение:

а) SО2 - оксид неметалла, кислотный, соответствует сернистой кислоте;

б) MgO - оксид элемента главной подгруппы II группы, основной;

в) SnO2 - амфотерный;

г) Re2О7 - высший оксид (высшая степень окисления рения) элемента

элемента побочной подгруппы, кислотный;

д) СO - несолеобразующий оксид.

 

Задание 2. Укажите характер оксидов: а) SO3; б) Аl2O3;

в) CrO3 ( d-элемент в высшей степени окисления);

г) MnО2 (d-элемент в средней степени окисления);

д) СаO.