 |
Главная |
Основания (основные гидроксиды)
 2015-11-23 |
 3909 |
 Обсуждений (0) |
из
5.00
|
Основные классы неорганических соединений
*(Уважаемые студенты! Для изучения данной темы и выполнения тестовых заданий в качестве наглядного материала необходимо иметь таблицу Периодической системы элементов, таблицу растворимости соединений и ряд напряжений металлов.
Все вещества делятся на простые, состоящие из атомов одного элемента, и сложные, состоящие из атомов двух и более элементов. Сложные вещества принято делить на органические, к которым относятся почти все соединения углерода (кроме простейших, как, например: CO, CO2, H2CO3, HCN) и неорганические. К наиболее важным классам неорганических соединений относятся:
а) оксиды - бинарные соединения элемента с кислородом;
б) гидроксиды, которые подразделяются на оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные;
в) соли
Прежде, чем приступить к характеристике классов неорганических соединений, необходимо рассмотреть понятия валентности и степени окисления.
Валентность и степень окисления
Валентность характеризует способность атома образовывать химические связи. Количественно валентность - это число связей, которые образует атом данного элемента в молекуле. В соответствии с современными представлениями о строении атомов и химической связи атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и образовывать общие электронные пары. Полагая, что каждая химическая связь образована парой электронов, валентность можно определить как число электронных пар, которыми атом связан с другими атомами. Валентность не имеет знака.
Степень окисления (СО) - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.
Ионы - это положительно и отрицательно заряженные частицы вещества. Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно - анионами. Ионы могут быть простыми, например Cl- (состоять из одного атома) или сложными, например SO42- (состоять из нескольких атомов).
Если молекулы веществ состоят из ионов, то условно можно предположить, что между атомами в молекуле осуществляется чисто электростатическая связь. Это значит, что независимо от природы химической связи в молекуле, атомы более электроотрицательного элемента притягивают к себе электроны менее электроотрицательного атома.
Степень окисления обычно обозначается римскими цифрами со знаком “+” или “-” перед цифрой (например, +III), а заряд иона обозначается арабской цифрой со знаком “+” или “-” позади цифры (например, 2-).
Правила определения степени окисления элемента в соединении:
1. СО атома в простом веществе равна нулю, например, О20, С0, Na0.
2. СО фтора всегда равна -I, т.к. это самый электроотрицательный элемент.
3. СО водорода равна +I в соединениях с неметаллами (Н2S, NH3) и -I в соединениях с активными металлами (LiH, CaH2).
4. СО кислорода во всех соединениях равна -II (кроме пероксида водорода Н2О2 и его производных, где степень окисления кислорода равна -I, и ОF2, где кислород проявляет СО +II).
5. Атомы металлов всегда имеют положительную степень окисления, равную их номеру группы в Периодической таблице, или меньшую, чем номер группы. Для первых трех групп СО металлов совпадает с номером группы, исключение составляют медь и золото, для которых более устойчивыми степенями окисления являются +II и +III соответственно.
6. Высшая (максимальная) положительная СО элемента равна номеру группы, в которой он расположен (например, Р находится в V группе А подгруппе и имеет СО +V). Это правило применимо к элементам как главных, так и побочных подгрупп. Исключение - для элементов I B и VIII А и В подгрупп, а также для фтора и кислорода.
7. Отрицательная (минимальная) СО характерна только для элементов главных подгрупп IV A - VII A, причем она равна номеру группы минус 8.
8. Сумма СО всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона.
Пример: Рассчитайте степень окисления хрома в соединении K2Cr2O7.
Решение: Обозначим СО хрома за х. Зная СО кислорода, равную -II, и СО калия +I (по номеру группы, в которой находится калий) составим уравнение:
K2+ICr2хO7-II
1·2 + х·2 + (-2)·7 = 0
Решив уравнение, получим х = 6. Следовательно, СО атома хрома равна +VI.
Оксиды
Оксиды - это соединения элементов с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах -II.
Составление формул оксидов
Формула любого оксида будет иметь вид Э2Ох, где х - степень окисления элемента, образующего оксид (четные индексы следует сократить на два, например, пишут не S2O6, а SO3). Для составления формулы оксида необходимо знать, в какой группе Периодической системы находится элемент. Максимальная СО элемента равна номеру группы. В соответствии с этим формула высшего оксида любого элемента в зависимости от номера группы будет иметь вид:
| Группа | I | II | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| Формула оксида | Э2О | ЭО | Э2О3 | ЭО2 | Э2О5 | ЭО3 | Э2О7 | ЭО4 |
Задание: Составьте формулы высших оксидов марганца и фосфора.
Решение: Марганец расположен в VII B подгруппе Периодической системы, значит его высшая СО равна +VII. Формула высшего оксида будет иметь вид Mn2O7.
Фосфор расположен в V A подгруппе, отсюда формула его высшего оксида имеет вид Р2О5.
Если элемент находится не в высшей степени окисления, необходимо знать эту степень окисления. Например, сера, находясь в VI A подгруппе, может иметь оксид, в котором она проявляет СО равную +IV. Формула оксида серы (+IV) будет иметь вид SO2.
Номенклатура оксидов
В соответствии с Международной номенклатурой (IUPAC) название оксидов образуется из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже.
Например: СаО - оксид (чего?) кальция
Н2О - оксид водорода
SiO2 - оксид кремния
CО элемента, образующего оксид, можно не указывать, если он проявляет только одну СО, например:
Al2O3 - оксид алюминия;
MgO - оксид магния
Если элемент имеет несколько степеней окисления, необходимо их указывать:
СuO - оксид меди (II), Сu2O - оксид меди (I)
N2O3 - оксид азота (III), NO - оксид азота (II)
Сохранились и часто употребляются старые названия оксидов с указанием числа атомов кислорода в оксиде. При этом используются греческие числительные- моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.
Например:
SO2 - диоксид серы, SO3 - триоксид серы
NO - монооксид азота
В технической литературе, а также в промышленности широко употребляются тривиальные или технические названия оксидов, например:
CaO - негашеная известь, Al2O3 - глинозем
СО2 - углекислый газ, СО - угарный газ
SiO2 - кремнезем, SO2 - сернистый газ
Методы получения оксидов
а) Непосредственное взаимодействие элемента с кислородом в надлежащих условиях:
Al + O2 → Al2O3;(~ 700 °С)
Cu + O2 → CuO(< 200 °С)
S + O2 → SO2
Данным способом нельзя получить оксиды инертных газов, галогенов, “благородных” металлов.
б) Термическое разложение оснований (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов):
Cu(OH)2 → CuO + H2O(> 200 °С)
Fe(OH)3 → Fe2O3 + H2O(~ 500-700 °С)
в) Термическое разложение некоторых кислот:
H2SiO3 → SiO2 + H2O(1000° )
H2CO3 → CO2 + H2O(кипячение)
г) Термическое разложение солей:
СаСО3 → СаО + СО2(900° C)
FeCO3 → FeO + CO2(490° )
Классификация оксидов
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие (безразличные) оксиды не образуют ни кислот, ни оснований (не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, ни с водой). К ним относятся: оксид углерода (II) - CO, оксид азота (I) - N2O, оксид азота (II) - NO и некоторые другие.
Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные и амфотерные.
Оснóвными называют те оксиды, которым соответствуют гидроксиды, называемые основаниями. Это оксиды большинства металлов в низшей степени окисления (Li2O, Na2O, MgO, CaO, Ag2O, Cu2O, CdO, FeO, NiO, V2O3 и др.).
Присоединяя (прямо или косвенно) воду, основные оксиды образуют основные гидроксиды (основания). Например, оксиду меди (II) - СuO соответствует гидроксид меди (II) - Cu(OH)2, оксиду BaO - гидроксид бария - Ba(OH)2.
Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующем ему гидроксиде одинакова!
Оснoвные оксиды взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли.
Кислотными называют те оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды, называемые кислотами. Кислотные оксиды образуют неметаллы и некоторые металлы в высших степенях окисления (N2O5, SO3, SiO2, CrO3, Mn2O7 и др.).
Присоединяя воду (прямо или косвенно), кислотные оксиды образуют кислоты. Например, оксиду азота (III) - N2O3 соответствует азотистая кислота HNO2, оксиду хрома (VI) - CrO3 - хромовая кислота H2CrO4.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или основными оксидами, образуя соли.
Кислотные оксиды можно рассматривать как продукты “отнятия” воды от кислот и называть их ангидридами (т.е. безводными). Например, SO3 - ангидрид серной кислоты H2SO4 (или просто серный ангидрид), P2O5 - ангидрид ортофосфорной кислоты H3PO4 (или просто фосфорный ангидрид).
Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте, а также в анионе этой кислоты одинакова!
Амфотерными называются те оксиды, которым могут соответствовать и кислоты, и основания. К ним относятся BeO, ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, Cr2O3 и оксиды некоторых других металлов, находящихся в промежуточных степенях окисления. Кислотные и оснóвные свойства у этих оксидов выражены в различной степени. Например, у оксидов алюминия и цинка кислотные и основные свойства выражены примерно одинаково, у Fe2O3 преобладают основные свойства, у PbO2 преобладают кислотные свойства.
Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.
Химические свойства оксидов
Химические свойства оксидов (и соответствующих им гидроксидов) подчиняются принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства, реагируют с соединениями, обладающими основными свойствами.
Основные оксиды взаимодействуют:
а) с кислотами:
CuO + H2SO4→ H2O + CuSO4;
BaO + H3PO4 → H2O + Ba3(PO4)2;
б) с кислотными оксидами:
CuO + SO2→ CuSO3;
BaO + N2O5→ Ba(NO3)2;
в) оксиды щелочных и щелочноземельных металлов могут растворяться в воде:
Na2O + H2O → NaOH;
BaO + H2O → Ba(OH)2.
Кислотные оксиды взаимодействуют:
а) с основаниями:
N2O3 + NaOH → H2O + NaNO2;
CO2 + Fe(OH)2 → H2O + FeCO3;
б) с основными оксидами:
SO2+ CaO → CaSO3;
SiO2 + Na2O → Na2SiO3;
в) могут (но не все) растворяться в воде:
SO3 + H2O → H2SO4;
P2O3 + H2O → H3PO3.
Амфотерные оксиды могут взаимодействовать:
а) c кислотами:
ZnO + H2SO4 → H2O + ZnSO4;
Al2O3 + H2SO4 → H2O + Al2(SO4)3;
б) с кислотными оксидами:
ZnO + SO3 → ZnSO4;
Al2O3 + SO3 → Al2(SO4)3;
в) с основаниями:
ZnO + NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4];
Al2O3 + NaOH + H2O → Na3[Al(OH)6];
г) c основными оксидами:
ZnO + Na2O → Na2ZnO2;
Al2O3 + Na2O → NaAlO2.
В первых двух случаях амфотерные оксиды проявляют свойства оснóвных оксидов, в двух последних случаях - свойства кислотных оксидов.
Гидроксиды
Гидроксиды представляют собой гидраты оксидов с общей формулой mЭ2Ох·nH2O (n и m - небольшие целые числа, х - валентность элемента). Гидроксиды отличаются от оксидов по составу только наличием воды в их молекуле. По своим химическим свойствам гидроксиды делятся на основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные.
Основания (основные гидроксиды)
Основанием называется соединение элемента с одной, двумя, тремя и реже четырьмя гидроксильными группами с общей формулой Э(ОН)х. В качестве элемента всегда выступают металлы главных или побочных подгрупп.
Растворимые основания - это электролиты, которые в водном растворе диссоциируют (распадаются на ионы) с образованием анионов гидроксильной группы ОН‾ и катиона металла. Например:
KOH = K+ + OH‾;
Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH‾
За счёт наличия в водном растворе гидроксильных ионов ОН‾ основания проявляют щелочную реакцию среды.
Составление формулы основания
Чтобы составить формулу основания, необходимо написать символ металла и, зная его степень окисления, приписать рядом соответствующее число гидроксильных групп. Например: иону Mg+II соответствует основание Mg(OH)2, иону Fe+III соответствует основание Fe(OH)3 и т.д. Для первых трех групп главных подгрупп Периодической системы степень окисления металлов равна номеру группы, поэтому формула основания будет ЭОН (для металлов I A подгруппы), Э(OH)2 (для металлов II A подгруппы), Э(ОН)3 (для металлов III A подгруппы). Для других групп (в основном побочных подгрупп) необходимо знать степень окисления элемента, т.к. она может не совпадать с номером группы.
Номенклатура оснований
Названия оснований образуются из слова “гидроксид” и названия элемента в родительном падеже, после которого римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента, если это необходимо. Например: KOH - гидроксид калия, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 - гидроксид железа (III) и т.д.
Существуют технические названия некоторых оснований: NaOH - едкий натр, КОН - едкое кали, Са(ОН)2 - гашеная известь.
Методы получения оснований
а) Растворение в воде оснoвных оксидов (в воде растворимы только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):
Na2O + H2O → NaOH;
CaO + H2O → Ca(OH)2;
б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
Na + H2O → H2 + NaOH;
Ca + H2O → H2 + Ca(OH)2;
в) Вытеснение сильным основанием слабого из соли:
NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4;
Ba(OH)2 + FeCl3 → Fe(OH)3 ↓ + BaCl2.
Классификация оснований
а) По количеству гидроксильных групп основания делятся на одно- и многокислотные: ЭОН, Э(ОН)2, Э(ОН)3, Э(ОН)4. Индекс х в формуле основания Э(ОН)х носит название “кислотность” основания.
б) Основания могут быть растворимыми и нерастворимыми в воде. Большинство оснований нерастворимы в воде. Хорошо растворимые в воде основания образуют элементы I A подгруппы - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (щелочные металлы). Они называются щелочами. Кроме того, растворимым основанием является гидрат аммиака NH3·H2O, или гидроксид аммония NH4OH, но он не относится к щелочам. Меньшей растворимостью обладают гидроксиды Ca, Sr, Ba (щелочноземельных металлов), причем растворимость их увеличивается по группе сверху вниз: Ba(OH)2 - наиболее растворимое основание.
в) По способности диссоциировать в растворе на ионы основания делятся на сильные и слабые. Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов - они диссоциируют на ионы полностью. Остальные основания являются основаниями средней силы или слабыми. Гидрат аммиака также является слабым основанием.
Химические свойства оснований
Основания взаимодействуют с соединениями, проявляющими кислотные свойства:
а) Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации:
Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O;
б) Взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами (эти реакции также можно отнести к реакциям нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия):
Cu(OH)2 + SO2 → H2O + CuSO4;
NaOH + ZnO → Na2ZnO2 + H2O;
в) Взаимодействуют с кислыми солями (кислые соли содержат атом водорода в анионе кислоты);
Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O;
NaOH + Ca(HSO4)2 → CaSO4 + Na2SO4 + H2O;
г) Сильные основания могут вытеснять слабые из солей:
NaOH + MnCl2 → Mn(OH)2 ↓ + NaCl;
Ba(OH)2 + Mg(NO3)2 → Mg(OH)2 ↓ + Ba(NO3)2;
д) нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на оксид и воду:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
| 2015-11-23 |
3909 |
Обсуждений (0) |
из
5.00
|
Обсуждение в статье: Основания (основные гидроксиды) |
|
Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓ |
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...
Система поиска информации
Мобильная версия сайта
Удобная навигация
Нет шокирующей рекламы