Кислотные и основные гидроксиды

 

Гидроксиды - тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)_n, где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН)_n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)₃ и ЕО(ОН), Е(ОН)₄ и Е(ОН)₆ и ЕО₂(ОН)₂. Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды.

Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета-форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H₂SO₄, HNO₃ и H₂CO₃, а не SO₂(OH)₂, NO₂(OH) и CO(OH)₂. Общая формула кислотных гидроксидов Н_хЕО_у, где электроотрицательную составляющую ЕО_у^х называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка. Названия распространенных кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием “ая” и группового слова “кислота”. Ниже приведены формулы и собственные названия распространенных кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):

 

кислотный гидроксид	кислотный остаток
HAsO2 метамышьяковистая	AsO2- метаарсенит
H3AsO3 ортомышьяковистая	AsO33- ортоарсенит
H3AsO4 мышьяковая	AsO43- арсенат
	В4О7 2- тетраборат
	ВiО33- висмутат
HBrO бромноватистая	BrO- гипобромит
HBrO3 бромноватая	BrO3- бромат
H2CO3 угольная	CO32- карбонат
HClO хлорноватистая	ClO-гипохлорит
HClO2 хлористая	ClO2- хлорит
HClO3 хлорноватая	ClO3- хлорат
HClO4 хлорная	ClO4- перхлорат
H2CrO4 хромовая	CrO42- хромат
	НCrO4-гидрохромат
H2Cr2О7 дихромовая	Cr2O72- дихромат
	FeO42- феррат
HIO3 иодноватая	IO3-иодат
HIO4 метаиодная	IO4-метапериодат
H5IO6 ортоиодная	IO65- ортопериодат
HMnO4 марганцовая	MnO4-перманганат
H2MnO4 марганцовистая	MnO42- манганат
H2MоO4 молибденовая	MоO42-молибдат
HNO2 азотистая	NO2-нитрит
HNO3 азотная	NO3- нитрат
HPO3 метафосфорная	PO3- метафосфат
H3PO4 ортофосфорная	PO43-ортофосфат
	НPO42- гидроортофосфат
	Н2PO4- дигидроотофосфат
H4P2O7 дифосфорная	P2O7 -4 дифосфат
НReO4 рениевая	ReO4- перренат
H2SO3 сернистая	SO32- сульфит
	HSO3- гидросульфит
H2SO4 серная	SO42- сульфат
	НSO4- гидросульфат
H2S2O7 дисерная	S2O72- дисульфат
H2S2O6(O2) пероксодисерная	S2O6(O2)2- пероксодисульфат
H2SO3S тиосерная	SO3S2- тиосульфат
H2SeO3 селенистая	SeO32- селенит
H2SeO4 селеновая	SeO42- селенат
H2SiO3 метакремниевая	SiO32- метасиликат
H4SiO4 ортокремниевая	SiO44- ортосиликат
H2TeO3 теллуристая	TeO32- теллурит
H2TeO4 метателлуровая	TeO42- метателлурат
H6TeO6 ортотеллуровая	TeO66- ортотеллурат
НVO3 метаванадиевая	VO3- метаванадат
H3VO4 ортованадиевая	VO43- ортованадат
H2WO4 вольфрамовая	WO42- вольфрамат

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H⁺).

Классификация

1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

Бескислородные:

 

Кислота	Название соли, анион
HCl - хлористоводородная (соляная), одноосновная	Хлорид, Cl-
HBr – бромистоводородная, одноосновная	Бромид, Br-
HI – йодистоводородная, одноосновная	Йодид, I-
HF - фтористоводородная (плавиковая), одноосновная	Фторид, F-
H2S - сероводородная двухосновная,	Сульфид, S2-

Получение

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

H₂ + Cl₂ = 2HCl

H₂ + S = H₂S

3. Реакциями обмена соли с кислотой

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HNO₃

в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓+ 2NaCl

2NaCl(тв.) + H₂SO_4(конц.) = Na₂SO₄ + 2HCl­↑

Химические свойства

1. Действие на индикаторы.

лакмус - красный
метилоранж - розовый
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

3. Взаимодействие с основными оксидами:

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

4. Взаимодействие с металлами(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители):

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂­

Азотная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после (кроме золота и платины), без выделения водорода, при этом происходит восстановление азота от степени окисления +5 до +4 – (-3) в зависимости от степени разбавления кислоты и активности металла. Восстановление тем глубже, чем активнее металл и ниже концентрация кислоты:

Zn + 4HNO_3(конц.) = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

5Mg + 12HNO_{3(разбавл.)} = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

4Mg + 10HNO_{3(сильно разбавл.)} = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Азотная кислота (особенно при нагревании) способна окислять не только металлы, но и многие неметаллы, кроме кремния, фтора и хлора. При этом концентрированная HNO₃ восстанавливается чаще всего до NO₂ , а разбавленная – до NO:

S + 6HNO_3(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

P + 5HNO_3(конц.) = H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

C + 4HNO_3(конц.) = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

3P + 5HNO_{3(разбавл.)} + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

I₂ + 10HNO_3(конц.) = 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

Разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов до водорода, с выделением водорода.

Zn + H₂SO_{4(разбавл.)} = ZnSO₄ + Н₂

Концентрированная серная кислота реагирует как с металлами, находящимися в ряду напряжений как до водорода, так и после (кроме Au, Pt), без выделения водорода. С более активными металлами восстановление серы глубже:

8Na +5H₂SO_4(конц) = 4Na₂SO₄ + 4H₂O + H₂S

3Zn + 4H₂SO_4(конц) = 3ZnSO₄ + S

5. Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется осадок:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ +2HCl
2HCl + K₂CO₃ = 2KCl + H₂O + CO₂­

 

Основные гидроксиды.

Основаные гидроксиды состоят из иона металла и гидроксогрупп (OH^-). Например, NaOH, Mg(OH)₂, La (OH)₃, Ca (OH)₂.
ОН^- — это гидроксид - ион, заряд его равен — 1. Число гидроксид - ионов в основании определяется степенью окисления металла.
Номенклатура. Название основания составляется из слов “гидроксид” + название металла в родительном падеже. Например, КОН — гидроксид калия, Ва(ОH)₂ — гидроксид бария, La(OH)₃ — гидроксид лантана.
Если металл образует несколько гидроксидов, то указывают степень его окисления римской цифрой в скобках. Например, Fe(ОН)₂ — гидроксид железa (II), Bi(OH)₃ — гидроксид висмута (III). Haзвание основания составляют и так: к слову гидроксид добавляют приставки, которые показывают количество гидроксогрупп в основании. Например, Са(ОН)₂ — дигидроксид кальция, Вi(ОН)₃ — тригидроксид висмута.
Число гидроксогрупп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH, КОН, NH₄OH — однокислотные основания, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ва(OH)₂ — двухкислотные основания, La(OH)₃, Bi(OH)₃ — трехкислотные основания, Th(OH)₄ — четырехкислотное основание. Пятикислотные и шестикислотные основания неизвестны.
Остатки оснований. Положительно заряженные группы атомов (положительные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы основания одной или нескольких гидроксогрупп, называются остатками основания или радикалами основания. Величина положительного заряда остатка основания определяется числом отрывавшихся гидроксогрупп.
Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)_n, где n = 1,2 (реже 3,4) и Мⁿ⁺ катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов и их остатков:

Название oснования	Формула	Кислотность, остаток
Гидроксид натрия	NaОН	1, Na+ Натрий-ион
Гидроксид магния	Mg(ОН)2	2, Mg2+ Магний –ион, MgOH+ Гидроксомагний - ион
Гидроксид висмута (III)	Bi(OH)3	3, Bi3+ Висмут (III)-ион, Bi(OH)2+ Гидроксовисмут (III)-ион, Bi(OH)2+ Дигидроксовисмут (III)-ион
Гидроксид меди (I)	CuOH	1, Cu+ Медь(I)-ион
Гидроксид марганца (II)	Mn (OH)2	2, Mn2+ Марганец (II) – ион, MnOH+ Гидроксомарганец (II) – ион

 

Получение

1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H_2­

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H_2­

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

3. Электролиз водных растворов солей

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂­ + Cl₂­

Химические свойства

 

1. Действие на индикаторы растворимых основных гидроксидов.

лакмус - синий
метилоранж - жёлтый
фенолфталеин - малиновый

2. Взаимодействие с кислотными оксидами.

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

KOH + CO₂ = KHCO₃

3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) с образованием солей (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = Ca₂SO₄(OH)₂ + 2H₂O

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O
Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

4. Обменная реакция с солями

Ba(OH)₂ + K₂SO₄ = 2KOH + BaSO₄ ↓

3KOH+Fe(NO₃)₃ = Fe(OH)₃ ↓+ 3KNO₃

5. Термический распад.

Cu(OH)₂ –t° = CuO + H₂O

3.4 Кислотные и оснόвные оксиды

 

Оксиды Е_хО_y продукты полной дегидратации гидроксидов:

H2SO4 - H2O → SO3	H2CO3 - H2O → CO2
NaOH - H2O → Na2O	Ca(OH)2 - H2O → CaO

Кислотным гидроксидам (H₂SO₄, H₂CO₃) отвечают кислотные оксиды (SO₃, CO₂), а основным гидроксидам (NaOH, Ca(OH)₂) основные оксиды (Na₂O, CaO), причем степень окисления элемента Е не изменяется при переходе от гидроксида к оксиду. Пример формул и названий оксидов:

SO3 триоксид серы	Nа2О оксид натрия
N2O5 пентаоксид диазота	La2O3 оксид лантана (III)
P4O10 декаоксид тетрафосфора	ThO2 оксид тория (IV)

Химические свойства

Основные оксиды Кислотные оксиды

1. Взаимодействие с водой

Образуется основание: Образуется кислота:

Na₂O + H₂O = 2NaOH SO₃ + H₂O = H₂SO₄

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄
2. Взаимодействие с кислотой или основанием:

При реакции с кислотой При реакции с основанием
образуется соль и вода образуется соль и вода

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O CO₂ + Ba(OH)₂ = BaCO₃ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Амфотерные оксиды взаимодействуют

с кислотами как основные: ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

с основаниями как кислотные: ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O при сплавлении в отсутствие воды

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] в водном растворе

3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

4. Восстановление до простых веществ:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

P₂O₅ + 5C = 2P + 5CO

3.5 Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерность гидроксидов и оксидов химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, для гидроксида и оксида алюминия:

(а) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

(б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с кислотными гидроксидам и оксидом, образуя соответствующую соль сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃, тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль диоксоалюминат (III) натрия NaAlO₂. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al³⁺), во втором свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO₂). Если указанные реакции протекают в водном растворе, то состав образующихся солей меняется, но присутствие алюминия в катионе и анионе остаётся:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = [Al(H₂O)₆]₂(SO₄)₃

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Здесь квадратными скобками выделены комплексные ионы [Al(H₂O)₆]³⁺ - катион гексаакваалюминия(III), [Al(OH)₄]^ - тетрагидроксоалюминат(III)-ион. Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:

BeO оксид бериллия	FeO оксид железа(II)
Al2O3 оксид алюминия	Fe2O3 оксид железа(III)
SnO оксид олова(II)	MnO2 оксид марганца(IV)
SnO2 диоксид олова(IV)	ZnO оксид цинка(II)

Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает + II) могут находиться в орто или (и) мета форме. Приведем примеры амфотерных гидроксидов:

Be(OH)2	гидроксид бериллия
Al(OH)3	гидроксид алюминия (орто)
AlO(OH)	метагидроксид алюминия
TiO(OH)2	дигидроксидоксид титана
Fe(OH)2	гидроксид железа(II)
FeO(OH)	метагидроксид железа

Амфотерным оксидам не всегда соответствуют амфотерные гидроксиды, поскольку при попытке получения последних образуются гидратированные оксиды, например:

SnO2 . nH2O	полигидрат оксида олова(IV)
Au2O3 . nH2O	полигидрат оксида золота(I)
Au2O3 . nH2O	полигидрат оксида золота(III)

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, а у самого элемента  металлических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента  неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов. Так, у оксида и гидроксида марганца(II) доминируют основные свойства, а сам марганец входит в состав катионов типа [Mn(H₂O)₆]²⁺, тогда как у оксида и гидроксида марганца(VII) доминируют кислотные свойства, а сам марганец входит в состав аниона типа MnO₄^. Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например HMnO₄ марганцовая кислота.

Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическими свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами.

Соли

Соли - сложные вещества, которые состоят из катиов металла и анионов кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация. СОЛИ бывают: средние, кислые, основные, двойные, смешанные, комплексные. Соли тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мⁿ⁺ и кислотные остатки. Соли с общей формулой М_х(ЕО_у)_n называют среднимисолями, а соли с незамещенными атомами водорода - кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид- или(и) оксид-ионы; такие соли называют основными солями. Приведем примеры и названия солей:

Ca3(PO4)2	ортофосфат кальция
Ca(H2PO4)2	дигидроортофосфат кальция
CaHPO4	гидроортофосфат кальция
CuCO3	карбонат меди(II)
Cu2CO3(OH)2	дигидроксид-карбонат димеди
La(NO3)3	нитрат лантана(III)
Ti(NO3)2O	оксид-динитрат титана

Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH₄⁺)
Na₂SO₄ → 2Na⁺ +SO₄^2-
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl^-
Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH₄⁺), ионы водорода и анионы кислотного остатка.
NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^- → Na⁺ + H⁺ + CO₃^2-
Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Zn(OH)Cl → [Zn(OH)]⁺ + Cl^- → Zn²⁺ + OH^- + Cl^-

Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки.
Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.

KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:

CaOCl₂ → Ca²⁺ + Cl^- + OCl^-

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.

[Ag(NH₃)₂]Br → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Br ^-

Na[Ag(CN)₂] → Na⁺ + [Ag(CN)₂]^-

Средние соли

Название

Средние соли называют используя название кислотного остатка в именительном падеже и катиона металла в родительном. Например, соли К₃РО₄, Са(NO₃)₂, NaCl называют фосфат калия, нитрат кальция, хлорид натрия соответственно.

Получение

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:
1) металла с неметаллом:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) металла с кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

3) металла с раствором соли менее активного металла

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом:

MgO + CO₂ = MgCO₃

5) основного оксида с кислотой

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

6) основания с кислотным оксидом

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

7) основания с кислотой:

Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O

8) соли с кислотой:

MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂­

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

9) раствора основания с раствором соли:

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + BaSO₄↓

10) растворов двух солей с образованием осадка нерастворимой соли:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂↓+ 6NaCl

11) Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например:

Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH) = CaSO₄↓+ 2H₂O

(CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CaSO₄↓+ 2H₂O

Химические свойства

1. Термическое разложение.

CaCO₃ = CaO + CO₂­

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

NH₄Cl = NH₃­ + HCl­

2. Гидролиз.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S­

FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O = NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂­ + 8H₂O

Кислые соли

Название

Кислые соли называют аналогичным образом, добавляя к названию кислотного остатка приставку гидро, дигидро, тригидро, и.т.д. Например, соли КН₂РО₄, NaHSO₄, СsHCO₃ называют дигидрофосфат калия, гидросульфат натрия, гидрокарбонат цезия соответственно.

Получение

1. Взаимодействие кислоты с взятым в недостатке основанием.

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂

3. Взаимодействие средней соли с кислотой

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

Химические свойства.

1. Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO_2­ + H₂O

2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

 

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂O

Основные соли

Название

Основные соли называют аналогично средним, добавляя к названию катиона приставку гидроксо, дигидроксо и. т.д. Например, соли ZnOHCl, Fe(OH)₂Cl, AlOHSO₄ называют хлорид гидроксоцинка, хлорид дигидроксожелеза, сульфат гидроксоалюминия соответственно.

Получение

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl₂ + H₂O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов

AlCl₃ + 2NaOH = [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂­ + 4NaCl

Химические свойства.

 

1. Термическое разложение.

 

[Cu(OH)]₂CO₃(малахит) = 2CuO + CO₂­ + H₂O

2. Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl₂ + H₂O

 

Бинарные соединения

 

Большую группу неорганических сложных веществ составляют бинарные соединения. К ним относятся, в первую очередь все двухэлементные соединения (кроме основных, кислотных и амфотерных оксидов), например H₂O, KBr, H₂S, Cs₂(S₂), N₂O, NH₃, HN₃, CaC₂, SiH₄. Электроположительная и электроотрицательная составляющие формул этих соединений включают отдельные атомы или связанные группы атомов одного элемента.

Многоэлементные вещества, в формулах которых одна из составляющих содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также одноэлементные или многоэлементные группы атомов (кроме гидроксидов и солей), рассматривают как бинарные соединения, например CSO, IO₂F₃, SBrO₂F, CrO(O₂)₂, PSI₃, (CaTi)O₃, (FeCu)S₂, Hg(CN)₂, (PF₃)₂O, VCl₂(NH₂). Так, CSO можно представить как соединение CS₂, в котором один атом серы заменен на атом кислорода.

Названия бинарных соединений строятся по обычным номенклатурным правилам, например:

OF2 дифторид кислорода	K2O2 пероксид калия
HgCl2 хлорид ртути(II)	Na2S сульфид натрия
Hg2Cl2 дихлорид диртути	Mg3N2 нитрид магния
SBr2O оксид-дибромид серы	NH4Br бромид аммония
N2O оксид диазота	Pb(N3)2 азид свинца(II)
NO2 диоксид азота	CaC2 ацетиленид кальция

Для некоторых бинарных соединений используют специальные названия, список которых был приведен ранее.

Химические свойства бинарных соединений довольно разнообразны, поэтому их часто разделяют на группы по названию анионов, т.е. отдельно рассматривают галогениды, халькогениды, нитриды, карбиды, гидриды и т. д. Среди бинарных соединений встречаются и такие, которые имеют некоторые признаки других типов неорганических веществ. Так, соединения CO, NO, NO₂, и (Fe^IIFe₂^III)O₄, названия которых строятся с применением слова оксид, к типу оксидов (кислотных, основных, амфотерных) отнесены быть не могут. Монооксид углерода СО, монооксид азота NO и диоксид азота NO₂ не имеют соответствующих кислотных гидроксидов (хотя эти оксиды образованы неметаллами С и N), не образуют они и солей, в состав анионов которых входили бы атомы С^II, N^II и N^IV. Двойной оксид (Fe^IIFe₂^III)O₄ оксид дижелеза(III)-железа(II) хотя и содержит в составе электроположительной составляющей атомы амфотерного элемента

железа, но в двух разных степенях окисления, вследствие чего при взаимодействии с кислотными гидроксидами образует не одну, а две разные соли.

Такие бинарные соединения, как AgF, KBr, Na₂S, Ba(HS)₂, NaCN, NH₄Cl, и Pb(N₃)₂, построены, подобно солям, из реальных катионов и анионов, поэтому их называют солеобразными бинарными соединениями (или просто солями). Их можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в соединениях НF, НCl, НBr, Н₂S, НCN и НN₃. Последние в водном растворе обладают кислотной функцией, и поэтому их растворы называют кислотами, например НF(aqua) фтороводородная кислота, Н₂S(aqua) сероводородная кислота. Однако они не принадлежат к типу кислотных гидроксидов, а их производные к солям в рамках классификации неорганических веществ.

 

Гидриды металлов

Известны соединения с водородом всех элементов, кроме благородных газов, платиновых металлов (кроме Pd): Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl.

Комплексные гидриды металлов LiAlH₄, NaBH₄ широко используются в органическом синтезе в качестве восстанавливающих реагентов.

При нагревании с металлами водород (Н₂) образует гидриды:

2Li + H₂ = 2LiH

Ca + H₂ = CaH₂

Гидриды металлов неустойчивы и легко разлагаются водой:

LiH + H₂O = LiOH + H₂

Они являются сильными основаниями и способны оторвать протон даже от весьма слабых органических кислот:

CH₃-CO-CH₃ + Na⁺H^- = CH₃-CO-C^-H₂Na⁺ + H₂

 

 

СТРОЕНИЕ АТОМА

 

4.1 Исторические этапы развития представлений о строении атома

Большую роль в установлении структуры атома сыграло открытие и изучение радиоактивности. Кроме того, на рубеже XIX–XX вв. были открыты такие явления, как фотоэлектрический эффект, катодные лучи, рентгеновские лучи. Эти открытия свидетельствовали о сложной структуре атома.
Первоначально были предложены две модели атома. Согласно модели Томсона, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда. Для проверки гипотезы Томсона Резерфорд провел опыты по рассеиванию a-частиц металлическими пластинками. Эти опыты показали, что основная доля a-частиц проходила через пластинки беспрепятственно, т.е. подавляющая часть пространства, занимаемого атомом, является «пустой», а почти вся его масса занимает очень малую долю объема. Резерфордом в 1911 г. была предложена планетарная модель атома. Согласно этой модели, атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов.
Эта модель первоначально не могла объяснить устойчивость атома, так как вращающийся вокруг ядра электрон должен излучать энергию. Любая заряженная частица, движущаяся с ускорением, излучает электромагнитные волны. Движение электрона вокруг ядра является ускоренным (центростремительное ускорение). и в конце концов «упасть» на ядро. Вторым противоречием этой модели была невозможность объяснить линейчатый характер атомных спектров, т.е. излучение атомом электромагнитных волн только с определенными длинами волн.
Для устранения этих противоречий Бор в 1913 году дополнил планетарную модель атома на основе следующих предположений (постулаты Бора):
1) Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым орбитам, а лишь по некоторым определенным (стационарным) орбитам, на которых он не излучает энергии.
2) Ближайшая к ядру орбита соответствует наиболее устойчивому состоянию атома. При сообщении энергии извне электрон может перейти на одну из более удаленных орбит (возбужденное состояние атома).
3) Поглощение и излучение энергии атомом может происходить только при переходе электрона с одной орбиты на другую. При этом разность энергий начального и конечного состояний воспринимается или отдается в виде кванта лучистой энергии. Этому излучению соответствует частота колебаний ν, выражаемая уравнением Планка:

hν = Eн – Eк ,

где h – постоянная Планка (h=6,62 ×10–34 Дж×с); Ен, Ек – соответственно энергии начального и конечного состояний (Рис.4.1.).

 

Рис.4.1. Переход электрона с одного энергетического уровня на другой.

Для того, чтобы объяснить, почему имеет место квантование энергетических уровней (существование стационарных орбит), в 1924 г. де Бройлем была выдвинута гипотеза, что любая движущаяся частица одновременно обладает свойствами волны, длина которой

λ = h/(m ^. v), где m – масса частицы, v – ее скорость.

Эта гипотеза основывалась на последних достижениях физики того времени (например, было уже известно, что свет имеет двойственную природу, обладая свойствами электромагнитной волны с длиной λ = с/ν и одновременно свойствами потока частиц – фотонов с энергией каждого Е = hν. Гипотеза де Бройля экспериментально подтверждается дифракцией электронов в кристаллах и позволяет объяснить существование стационарных орбит. Электрон может без потери энергии находиться на тех орбитах, в которых укладывается целое число волн де Бройля. В этом случае соблюдается условие существования стоячей волны.
Возможность рассматривать каждую частицу одновременно как волну называется корпускулярно-волновым дуализмом. Из него вытекает соотношение неопределенностей Гейзенберга. Согласно классической механике, движение материальной точки однозначно описывается значениями координат и импульса. Импульсом называется произведение массы объекта на его скорость: p = mv. В случае микрообъектов, когда движение происходит в соответствии с законами квантовой механики, описать координаты и скорость с любой точностью принципиально невозможно.

 

4.2 Волновое уравнение. Квантовомеханическое объяснение строения атома

Неопределенность установления положения и скорости электрона столь велика, что необходимо вообще отказаться от анализа траектории его движения. Однако есть возможность вероятностного описания строения атома.
Согласно квантовой механике, движение электрона в атоме описывается волновым уравнением (уравнение Шредингера):

где Y – волновая функция;

m – масса электрона. Масса покоя электрона m_e = 9,109.10^-31 кг;

U – потенциальная энергия;

E – полная энергия электрона;

x, y, z – координаты электрона в системе с центром в ядре атома.

Решением уравнения Шредингера является волновая функция Y и соответствующее ей значение энергии электрона E. Вероятность нахождения электрона в пространстве характеризуется квадратом волновой функции. Квадрат волновой функции в данной точке пространства |Y|² – это плотность вероятности обнаружения электрона в этой точке пространства. Значит величина |Y|^{2 .} dv – вероятность обнаружить электрон в области пространства dv. Вероятность обнаружить электрон в какой-нибудь точке пространства равна единице, т.е. , причем величина волновой функции вдали от ядра атома близка к нулю и, поэтому электрон находится вблизи ядра. Область пространства, ограниченная поверхностью одинакового значения величины волновой функции электрона, вероятность обнаружения электрона в которой составляет 0,9 (или 90%) называется электронным облаком.
Таким образом, в квантовомеханической (вероятностной) модели атома исчезает смысл орбиты, на которой находится электрон. Взамен ее мы имеем дело с электронной плотностью, «размазанной» в пространстве атома.
Наличие трех измерений пространства приводит к тому, что в выражении волновой функции Y, являющейся решением уравнения Шредингера, появляются три величины, которые могут принимать только дискретные целочисленные зна