Основные оксиды реагируют:
1) с водой с образованием оснований:
Na2О + H2O = 2NaОH;
CaO + H2O = Ca(OH)2;
2) с соединениями кислотного характера (кислотными оксидами, кислотами) с образованием солей и воды:
CaO + СО2 = СаСО3;
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;
3) с соединениями амфотерного характера:
Li2O + Al2O3 = 2Li AlO2;
3NaOH + Al(OН)3 = Na3AlO3 + 3Н2О;
Кислотные оксиды реагируют:
1) с водой с образованием кислот:
SO3 + H2O = H2SO4;
2) с соединениями основного характера (основными оксидами и основаниями) с образованием солей и воды:
SO2 + Na2O = Na2 SO3;
CO2 + 2NaОH = Na2CO3 + H2O;
3) с соединениями амфотерного характера
СО2 + ZnO = ZnCO3;
СО2 + Zn(OH)2 = ZnСО3 + H2O;
Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. Им отвечают амфотерные гидроксиды:
кислая среда щелочная среда
Ве(ОН)2 ВеО Н2ВеО2
Zn(OH)2 ZnO Н2ZnО2
Аl(OН)3 Al2O3 H3AlО3 , НАlO2
Cr(OН)3 Сr2O3 HCrO2
Pb(OH)2 PbO Н2PbО2
Sn(OH)2 SnO Н2SnО2
Амфотерные оксиды взаимодействуют с соеднинениями кислого и основного характера:
ZnO + SiO2 = ZnSiO3; ZnO + H2SiO3 = ZnSiO3 + H2O; | Al2O3 + 3Na2O = 2Na3AlO3; Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O. |
Металлы с переменной валентностью могут образовывать оксиды всех трех типов. Например:
|
|
CrO основной Cr(OH)2;
Cr2O3 амфотерный Cr(OH)3;
Cr2O7 кислотный H2Cr2O7;
MnO, Mn2O3 основной;
MnO2 амфотерный;
Mn2O7 кислотный HMnO4.
Основания
Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и одна или несколько гидроксидных групп (ОН‾). Общая формула оснований – Ме(ОН)у, где у – число гидроксидных групп, равное валентности металла.
Номенклатура
Название основания складывается из слова «гидроксид» + название металла.
Если металл имеет переменную валентность, то ее указывают в конце в скобках. Например: CuOH – гидроксид меди (I), Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), NaОH – гидроксид натрия.
Основания (гидроксиды) являются электролитами. Электролитами называются вещества, которые в расплавах или растворах полярных жидкостей распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Распад вещества на ионы называется электролитической диссоциацией.
Bсe электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично и в растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: NН4ОН NH4+ + ОН-.
Классификация
а) по числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность основания.
Основания делятся на:
- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NaOH, KOH, LiOH и др.;
- двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Ca(OH)2, Fe(OH)2 и др.;
|
|
- трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы: Ni(OH)3, Bi(OH)3 и др.
Двух- и трехкислотные основания называются многокислотными.
б) по силе основания делятся на:
- сильные (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 , Ba(OH)2;
- слабые: Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и др.
Сильные основания растворимы в воде, а слабые – нерастворимы.
Диссоциация оснований
Сильные основания диссоциируют практически полностью:
Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН-.
Слабые основания диссоциируют ступенчато. При последовательном отщеплении гидроксид-иона от многокислотных оснований образуются основные остатки гидроксокатионы, например:
Fe(OH)3 OH- + Fe(OH)2+ дигидроксокатионы железа;
Fe(OH)2+ OH- + FeOH2+ гидроксокатионы железа;
Fe(OH)2+ OH- + Fe3+ катионы железа.
Число основных остатков равно кислотности основания.