Рекомендации к изучению теоретического материала. Оксиды - бинарные гетеросоединения, молекула которых состоит из атомов элемента в степени окисления от 1 до 8 и кислорода в степени окисления -2

Оксиды - бинарные гетеросоединения, молекула которых состоит из атомов элемента в степени окисления от 1 до 8 и кислорода в степени окисления -2. Учтите, что оксиды делятся на солеобразующие - в реакции с оксидами, основаниями и кислотами образуют соли - и несолеобразующие. К последним относятся некоторые из оксидов неметаллов в низших степенях окисления (N₂O, NO, SiO и т.д.). По кислотно - основной активности солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. К основным относят оксиды щелочных, щёлочно - земельных элементов, магния и металлов в низших степенях окисления (не выше двух). Следует иметь в виду, что связь в таких оксидах преимущественно ионная и в кислотно - основных реакциях элемент, образующий оксид, попадает в состав катиона. Кислотные оксиды образуют неметаллы и металлы в высших степенях окисления (обычно больше четырех), связь в них преимущественно ковалентная и в кислотно - основных реакциях элемент оксида попадает в состав аниона. Амфотерные оксиды образованы металлами в промежуточной степени окисления (чаще всего три или четыре, реже один или два), связь в них смешанная ионо-ковалентная и они, в зависимости от реакции, могут попадать в состав как катиона, так и аниона.

Основные способы получения оксидов:

1. Взаимодействие гомосоединений с кислородом:

Mg + O₂ → 2MgO

2. Окисление водородсодержащих соединений, сульфидов и фосфидов:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Ca₃P₂ + 4O₂ → 3CaO + P₂O₅

3. Окисление низших оксидов до высших:

4VO + 3O₂ → 2V₂O₅

4. Восстановление высших оксидов до низших:

Cr₂O₃ + H₂ → 2CrO + H₂O

4CrO₃ → 2Cr₂O₃ + 3O₂

5. Разложение кислот, оснований, амфотерных гидроксидов:

H₂WO₄ → WO₃ + H₂O

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

Отметьте, что в случае получения термически неустойчивых оксидов на кислоту действуют водоотнимающим средством:

2НNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅

2HClO₄ + P₂O₅ → 2HPO₃ + Cl₂O₇

6. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

CaCO₃ → CaO + CO₂

2NH₄VO₃ → V₂O₅ + 2NH₃ + H₂O

7. Разложение или восстановление пероксидов:

2BaO₂ → 2BaO + O₂

Na₂O₂ + Na → 2Na₂O

8. Взаимодействие солей с оксидами:

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ → 3CaSiO₃ + P₂O₅

При рассмотрении химических свойств оксидов следует учитывать их отнесение к основным, кислотным и амфотерным.

1. Реакция с водой (некоторые из основных или кислотных):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

2. Реакция с кислотами (основные, амфотерные) и основаниями (кислотные, амфотерные):

BaO + 2HNO₃ → Ba(NO₃)₂ + H₂O

SO₂ + Ca(OH)_2(p) → CaSO₃ + H₂O

Cr₂O₃ + 6NaOH_(p) + 3H₂O → 2Na₃[Cr(OH)₆]

CO₂ + NaOH → NaHCO₃

2Mg(OH)₂ + CO₂ → (MgOH)₂CO₃ + H₂O

3. Реакции между оксидами (кислотные с основными, амфотерные с основными и кислотными):

Fe₂O₃ + 3SiO₂ → Fe₂(SiO₃)₃

Al₂O₃ + FeO → Fe(AlO₂)₂

4. Сплавление с солями летучих кислот или оснований:

2(NH₄)₃PO₄ + 3CaO → Ca₃(PO₄)₂ + 6NH₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + K₂CO₃ → KAlO₂ + CO₂

5. Особые случаи реакций:

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

Al₂O₃ + 6NaHSO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 3K₂S₂O₇ → Cr₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

FeO + 4HNO_{3 (k)} → Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2H₂O

Кислотами называют соединения, которые содержат ионы водорода, способные замещаться на катионы. Кроме ионов водорода, в их состав входит кислотный остаток, который в кислотно - основных реакциях попадает в состав солей. По числу подвижных ионов водорода кислоты делятся на одно-, двух-, трёх- ... полиосновные. Учтите, что деление кислот на кислородсодержащие и бескислородные не совсем удачно, хотя и допустимо. Как и основания, ряд кислот хорошо растворимы в воде ( HCl, HNO₃, H₂SO₄, НClO₄ и т.д.), а некоторые - плохо ( Н₄SiO₄, H₂SiO₃, H₂WO₄ и

т.д.). По способности диссоциировать в водных растворах на ионы водорода и кислотного остатка кислоты подразделяются на слабые и сильные. В сильных кислотах связь водорода с кислотным остатком преимущественно ионная, а в слабых - ковалентная. Запомните, что к слабым бескислородным кислотам относятся HF, H₂S, HCN, а к сильным - НВг, HCl, HI, HSCN. В случае кислородсодержащих кислот, имеющих общую формулу (OН)_nЭO_m, к сильным относятся те, у которых m>n ( HNO₃, HClO₃, НСlO₄), кслабым - те, у которых m<n( HClO, H₃PO₄, H₂CO₃). Если m = n, то одноосновные кислоты - слабые ( НСlO₂, HNO₂ ), а двухосновные - сильные (Н₂SO₄, H₂CrO₄). При определении основности кислоты будьте внимательны - ни в коем случае не устанавливайте её по общему количеству ионов водорода. Так, фосфористая кислота (Н₃РО₃) - двухосновна, фосфорноватистая (Н₃РО₂) - одноосновна, уксусная (Н₄С₂О₂₎ - одноосновна и т.д. Отдельную группу кислот составляют изо- и гетерополикислоты - полимерные кислоты, анионы которых построены из полиэдров (чаще всего тетраэдров или октаэдров), связанных друг с другом вершинами, рёбрами и реже - гранями. Если полиэдры одного сорта, то образуются изополикислоты (Н₂S₂O₇, H₃P₃O₁₀, H₃V₃O₉), если разного – то гетерополикислоты (Н₄SiW₃O₁₃, H₃PW₁₂O₄₀). Кроме того, замещение одного или нескольких кислородов в монокислоте сульфид-ионами или пероксид-ионами приводит к образованию тио- ( H₂S₂О₃ - тиосерная кислота) и пероксокислот (Н₂SO₅ - пероксомоносерная кислота).

Названия кислот образуются от русских названий кислотообразующего элемента с суффиксом, характеризующим его степень окисления, окончания -ая и слова «кислота». По мере понижения степени окисления используют суффиксы: -н; -ев; -ов; -оват; -новат; -ист; -новатист. Если известно несколько кислот без изменения степени окисления кислотообразующего элемента, то кислота с максимальным содержанием протонов относится к орто-, а с минимальным - к метакислотам. При этом учтите, что метакислоты - полимерные. В международной номенклатуре название образуется из латинского названия кислотообразующего элемента, суффиксов -ат (высшая степень окисления), -ит (низшая), окончания -ная и слова «кислота». Если элемент проявляет более двух степеней окисления, то добавляются приставки гипо- (низшая) и пер- (высшая). Бескислородные кислоты имеют суффикс -ид. Рассмотрим названия некоторых кислот: HCl - соляная или хлоридная кислота; HNO₃ - азотная или нитратная кислота; НNO₂ - азотистая или нитритная кислота; НClO₄ - хлорная или перхлоратная кислота; HClO₃ - хлорноватая или хлоратная кислота; НСlО₂ - хлористая или хлоритная кислота; HClO - хлорноватистая или гипохлоритная кислота; H₃РО₄ - ортофосфорная или ортофосфатная кислота; H₃P₃O₉ (НРО₃) - метафосфорная или триметафосфатная кислота; H₄P₂O₇ - пирофосфорная или диполифосфатная кислота.

Следует обратить внимание на генетическую связь кислот и кислотных оксидов, которые в этом случае называют ангидридами кислот. Это связано с тем, что тогда кислоту можно рассматривать как продукт взаимодействия оксида с водой. Кроме того, не всякомукислотному оксиду соответствует кислота и не всякая кислота имеет ангидрид. Так, оксиду МnО₃ соответствует гипотетическая кислота H₂MnO₄, хотя ее соли манганаты хорошо известны, а кислоте Н₃РO₂ - гипотетический ангидрид Р₂О.

Запомните способы получения кислот:

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO₃ + Н₂O = Н₂SO₄

2NO₂ + Н₂O = НNO₃ + HNO₂

2СгO₃ + H₂О = Н₂Сг₂О₇

Учтите, что ряд кислотных оксидов непосредственно с водой не взаимодействуют (SiO₂, V₂O₅, WO₃ и т.д.).

2. Взаимодействие между солями и кислотами:

FеS + 2НCl = FеCl₂ + Н₂S

К₂НPO₄ + H₂SО₄ = K₂SO₄+ H₃PO₄

3Ca(NO₃)₂ + 2Н₃РO₃ = Ca₃(PO₄)₂↓ + 6HNO₃

PtCl₄ + 2НCl = H₂[PtCl₆]

В этом случае среди продуктов реакции должен быть осадок или слабый электролит.

3. Соединение неметаллов с водородом и растворение образовавшегося продукта в воде:

Н₂ + С1₂ = НС1

Н₂ + S = Н₂S

4. Взаимодействие активных неметаллов с водой:

С1₂ + Н₂O ↔ НC1 + НСlО

2F₂ + 2Н₂O = 4НF + O₂,

5. Окисление металлов и неметаллов кислотами:

3J₂ + 10HNO₃ = 6HJO₃ + 10NO + 2H₂O;

Au + 4HC1 + НNO₃ = Н[AuС1₄] + NO +2H₂O;

Sb + 5HNO_3(к) →HSbO₃ + 5NO₂ +2H₂O.

6. Гидролиз кислотных галогенидов:

PC1₅ + 4H₂О = 5HC1 + H₃PO₄

2AsJ₃ + 3H₂O = 6HJ + As₂O₃

7. Частичное отщепление воды от кислот: