Бинарные соединения водорода

Соединения элементов с водородом, весьма разнообразны по своим физическим и химическим свойствам.

Водородистые соединения щелочных и щелочно-земельных металлов – NaH, KH, CaH₂, BaH₂ – солеподобные вещества, в которых степень окисления водорода составляет (–1). При действии воды эти вещества разлагаются с выделением водорода:

NaH + H₂O Þ H₂ + NaOH.

Системетические названия солеподобных гидридов образуются по общим правилам, например:

NaH – гидрид натрия, CaH₂ – гидрид кальция

 

Соединения с водородом элементов главных подгрупп IV – VII групп Периодической системы представляют собой легко летучие жидкости и газы. Степень окисления водорода в них (+1). Соединения, в которых элемент имеет электроотрицательность близкую электроотрицательности водорода (CH₄, SiH₄, GeH₄, SnH₄, PH₃, AsH₃, SbH₃ и др.) практически мало растворимы в воде и их водные растворы не обладают ни кислотными, ни основными свойствами. Соединения, в которых электроотрицательность элементов больше электро-отрицательности водорода (HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se, H₂Te, NH₃), хорошо растворяются в воде. Для всех соединений водорода(+1) используются традиционные названия:

CH₄ – метан, SiH₄ – силан, GeH₄ – герман

NH₃ – аммиак, РН₃ – фосфин, AsH₃ – арсин, SbH₃ – стибин

Н₂О – вода, H₂S – сероводород, H₂Se – селеноводород

HF – фтороводород, HCl – хлороводород,

HBr – бромоводород, HI – иодоводород

Водные растворы HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se, H₂Te являются кислотами, поэтому их называют добавляя слово «кислота» к традиционному названию вещества, например:

HF – фтороводородная кислота,

HCl – хлороводородная кислота,

H₂Se – селеноводородная кислота

Следует отметить, что для растворов HF и HCl в основном используют исторические названия – «плавиковая кислота» и «соляная кислота» соответственно.

С переходными металлами (d-элементами) водород образует нестехиометрические соединения, свойства которых в этом издании не рассматриваются.

 

 

Оксиды

 

Оксидами называют бинарные соединения кислорода, в которых кислород проявляет степень окисления (–2).

Написание эмпирических формул и название оксидов выполняется по правилам номенклатуры бинарных соединений, например:

СО – монооксид углерода или оксид углерода(+2),

Ag₂O – оксид серебра(+1),

SO₂ – диоксид серы или оксид серы(+4),

СаО – оксид кальция

RuO₄ – тетраоксид рутения или оксид рутения(+8),

В₂О₃ – оксид бора

 

Рассмотрим изображение графических формул. В графических формулах отражается не только качественный и количественный состав соединения, но и порядок соединения атомов в соединении, а также число химических связей между атомами. Для определения числа химических связей необходимо знать валентность элемента.

Под валентностью элемента понимают число электронных пар, которые соединяют атом элемента с другими атомами. В графических формулах связывающую электронную пару обозначают валентным штрихом « –– » . Валентность элемента в соединении в большинстве случаев совпадает с численным значением степени окисления элемента. Поэтому степень окисления элемента помогает при изображении графических формул. Так как в оксидах кислород имеет степень окисления (–2), то его валентность равна 2, при этом атом кислорода с другими атомами может образовывать двойные и одинарные связи. В последнем случае атом кислорода выполняет роль мостика между атомами другого элемента (Э–О–Э).

Примеры графических формул оксида свинца(+4) и оксида мышьяка(+3):

PbO₂ Þ Pb⁺⁴O₂^–2 Þ O=Pb=O

As₂O₃ Þ As₂⁺³O₃^–2 Þ O=As–O–As=O

 

Следует помнить, что в оксидах атомы кислорода не бывают связаны друг с другом, а атомы второго элемента, как правило, связаны через кислородный мостик.

 

По своим химическим свойствам оксиды подразделяются на две группы – солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующих оксидов немного – это СО, SiO, N₂O и NO. Подавляющее большинство оксидов относятся к группе солеобразующих. Солеобразующие оксиды по характеру реакций солеобразования подразделяют на основные оксиды, кислотные оксиды и амфотерные оксиды.

 

 

Основными называются оксиды, способные вступать в реакции солеобразования с кислотными оксидами и кислотами.

Пример

Основной характер оксида кальция проявляется в реакциях

CaO + CO₂ Þ CaCO₃

CaO + H₂SO₄ Þ CaSO₄ + H₂O.

 

Кислотными называются оксиды, способные вступать в реакции солеобразования с основными оксидами и основаниями.

Пример

Кислотный характер оксида серы(+6) проявляется в реакциях.

SO₃ + MgO Þ MgSO₄

SO₃ + 2NaOH Þ Na₂SO₄ + H₂O.

 

Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных и кислотных оксидов, т.е. вступают в реакции солеобразования с кислотными и основными оксидами, а также с кислотами и основаниями.

Пример

Амфотерный оксид цинка взаимодействует с кислотными оксидами и кислотами:

ZnO + SO₃ Þ ZnSO₄

ZnO + 2HNO₃ Þ Zn(NO₃)₂ + H₂O,

а также с основными оксидами и со щелочами:

ZnO + CaO Þ CaZnO₂

ZnO + 2NaOH _{расплав} Þ Na₂ZnO₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH _{раствор} + H₂O Þ Na₂[Zn(OH)₄].

 

Некоторые основные и кислотные оксиды могут взаимодействовать с водой, например:

CaO + H₂O Þ Ca(OH)₂

SO₃ + H₂O Þ H₂SO₄.

 

Характер оксидов большинства элементов можно определить, руководствуясь следующими правилами:

I. Элементы-неметаллы образуют только кислотные оксиды.

Элементы-неметаллы располагаются в Периодической системе в главных подгруппах на диагонали B–Si–As–Te–At и правее её. Таким образом, к неметаллам относят 22 элемента. Остальные элементы относят к металлам.

II. Элементы-металлы в высоких степенях окисления (+8, +7, +6, +5) образуют только кислотные оксиды.

III. Металлы в степени окисления (+1) образуют только основные оксиды.

IV. Оксиды металлов в степенях окисления (+2) и (+3) могут быть основными и амфотерными, а в степени окисления (+4) – амфотерными и кислотными.

V. С уменьшением степени окисления металла от высшей к низшей характер его оксидов изменяется от кислотного к основному.

 

Пример

Марганец в соединениях с кислородом проявляет степени окисления от +2 до +7. Очевидно, что оксид марганца(+7) кислотный, у оксида марганца(+2) преобладает основной характер, оксид марганца(+4) – амфотерный.

 

Степень окисления	Формула оксида	Характер оксида
+7	Mn2O7	кислотный
+4	MnO2	амфотерный
+2	MnO	основной

 

Применение указанных правил для определения характера оксидов МО₂, М₂О₃ и МО существенно облегчается, если известны амфотерные оксиды элемента. Для запоминания амфотерных оксидов полезна следующая информация.

 

Элементы главных подгрупп расположенные в Периодической системе на ломаной линии Be–Al–Ge–Sn–Pbимеют оксиды только амфотерного характера. Элементы расположенные рядом с этой линией – Ga, In и As, Sb имеют амфотерные оксиды – Ga₂O₃, In₂O₃ и As₂O₃, Sb₂O₃. У оксида As₂O₃ ярко выражены кислотные свойства и очень слабо основные свойства.

Для элементов побочных подгрупп необходимо запомнить следующие амфотерные оксиды:

CuO Au₂O₃ ZnO CdO Cr₂O₃ MnO₂.

 

У некоторых элементов существуют смешанные оксиды, в которых атомы элемента находятся в двух степенях окисления, например, Fe₃O^{У некоторых элементов существуют смешанные оксиды, в которых атомы элемента находятся в двух степенях окисления, например, Fe₃O₄ (Fe+2,+3), Pb₃O₄, Pb₂O₃ (Pb+2,+4) и др.. Среди кислотных оксидов следует отметить смешанные ангидриды. В последних элемент имеет неустойчивую степень окисления, поэтому реакции солеобразования сопровождаются окислительно-восстановительными превращениями с образованием двух солей, в которых элемент приобретает ближайшие устойчивые степени окисления, например:}

 

2N⁺⁴O₂ + 2KOH Þ KN⁺³O₂ + KN⁺⁵O₃ + H₂O

2Cl⁺⁶O₃ + 2KOH Þ KCl⁺⁵O₃ + KCl⁺⁷O₄ + H₂O.