ОКСИДЫ.

Оксиды-сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород в степени окисления -2 .

ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ.

Окисление кислородом	простых веществ	2Mg +O2=2MgO
сложных веществ	2H2S+3O2=2H2O+2SO2
Разложение	нагреванием солей	СaCO3=CaO+CO2
нагреванием оснований	Cu (OH)2=CuO+H2O
нагреванием кислородсодержащих кислот	H2SO3=H2O+SO2
нагреванием высших оксидов	4CrO3=Cr2O3+3O2
Окисление низших оксидов	4FeO+O2=2Fe2O3
Вытеснение летучего оксида менее летучим	Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2

КЛАССИФИКАЦИЯ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ.

Основные-реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды.Основным оксидам соответствуют основания. 1.Взаимодействие с водой(оксиды щелочных и щелочноземельных мет.) CaO+H2O=Ca(OH)2 2.Все-с кислотами МgO+2HCl=MgCl2+H2O 3.С кислотнями оксидами CaO+CO2=CaCO3 4.С амфотерными оксидами Li2O+Al2O3=2LiAlO2	Амфотерные (ZnO, Al2O3,Cr2O3, MnO2 ) 1.Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями. ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4] 2.Реагируют с основными и кислотными оксидами ZnO+CaO=CaZnO2 ZnO+SiO2=ZnSiO3	Кислотные-реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты. 1.Большинство взаимодействуют с водой SO3+H2O=H2SO4 2.Со щелочами NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O 3.С основными оксидами SiO2+CaO=CaSiO3 4.С амфотерными оксидами Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3

10 Гидроксиды (определение, название, кислотность, растворимые, нерастворимые, основные, кислотные, амфотерные).

Гидроксиды - продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты). Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы: NaOH = Na⁺ + OH^-. Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства оснований обусловлены гидроксид-ионами OH^-. Кислотность основания определяется числом ионов OH^-, образующихся при диссоциации. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Mg(OH)₂ ⇄ (MgOH)⁺ + OH^-, (MgOH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^-.

По растворимости в воде различают два вида основания: а) основания, растворимые в воде. К ним относятся LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, а также TlOH; NaOH и KOH называют щёлочами; б) основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)₂, Fe(OH)_3, Cr(OH)₃ и др. Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Ca(OH)₂ - гидроксид кальция, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III). Водные растворы оснований изменяют окраску индикаторов. В их присутствии лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет, фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – жёлтым. Основания образуют с кислотными оксидами соль и воду:

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O.

Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): 2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O. При действии оснований на растворы солей получаются новые соль и основание, при этом одно из полученных веществ должно выпадать в осадок: 2 KOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄; Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2 NaOH.

Нерастворимые в воде основания, так же как и растворимые, взаимодействуют с кислотами: Fe(OH)₃ + 3 HCl = FeCl₃ + 3 H₂O и разлагаются при нагревании: t 2 Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3 H₂O. Основания получают растворением в воде соответствующих оксидов: CaO + H₂O = Ca(OH)₂

или разложением воды очень активными металлами (K, Na, Ca, Ba): 2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H₂

Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие щёлочей на растворимые соли металлов, основания которых нерастворимы: 2 NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO_4.

Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺): HCl = H⁺ + Cl^-_.

Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства кислот обусловлены ионами водорода Н⁺. Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например: H₂CO₃ ⇄ H⁺ + НCО₃^-, НCО₃^- ⇄ H⁺ + CО₃^2-. Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H₂S) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄). В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово водородная. Например, HCl - хлороводородная, H₂S - сероводородная.

Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс –н или -ов (-ев) и окончание –ая. Например, HN⁺⁵O₃ - азот-н-ая кислота, H₂S⁺⁶O₃ – серная кислота, HCl⁺⁷O₄ - хлорная кислота, H₃As⁺⁵O₄ - мышьяковая кислота, H₂Si⁺⁴O₃ - кремниевая кислота. По мере понижения степени окисления центрального атома суффиксы изменяются в следующей последовательности: -оват-, -ист-, -оватист-. Например, HCl⁺⁵O₃ - хлорн-оват-ая, HCl⁺³O₂ - хлористая, HCl⁺¹O - хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс –ист; например HN⁺³O₂ – азотистая кислота. Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO₃ и H₃PO₄), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой мета-, а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода - приставкой орто- (HPO₃ - метафосфорная кислота, H₃PO₄ - ортофосфорная кислота). Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед её названием помещается числительная приставка дву- или ди-, например: H₄P₂O₇ - двуфосфорная кислота, H₂S₂O₇ – двусерная кислота.

В растворах кислот некоторые индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым.

Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду стандартных электродных потенциалов, образуя соль и водород: Са + H₂SO₄ = СаSO₄ + H₂. Водород не выделяется при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами, а также разбавленной азотной кислотой.

Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами: H₂SO₄ + Mg(OH)₂ = MgSO₄ + 2 H₂O, 2 HNO₃ + CaO = Ca(NO₃)₂ + H₂O.

При взаимодействии кислот с солями образуются новые соль и кислота:

CO₂

2 HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + H₂CO₃

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2 HCl.

Кислоты получают следующими способами: 1) гидратацией кислотных оксидов P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄; 2)обменной реакцией соли с кислотой CaСl₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2 HCl.

Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и с щёлочами. С кислотами они реагируют как основания, а с щёлочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерный. Например,

Cr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O; Cr(OH)₃ + 3 NaOH (разб.) = Na₃[Cr(OH)₆]; Cr(OH)₃ + NaOH (конц.) = NaCrO₂ + 2 H₂O.

Гидроксиды образованы атомами некоторого элемента (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппами OH^-:

Э(OH)n (n = 1 - 6)

При n > 2 существуют орто- и мета-формы гидроксидов:

Орто-гидроксиды переходят в мета-форму при отщеплении молекул воды.