Кислотные и основные гидроксиды. Соли

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 _х ЕО _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”. Приведем 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
	В4О72  тетраборат
	ВiО3  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
	MnO42 манганат
	MоO42 молибдат
HNO2  азотистая	NO2 нитрит
HNO3  азотная	NO3 нитрат
HPO3  метафосфорная	PO3 метафосфат
H3PO4  ортофосфорная	PO43 ортофосфат
	НPO42 гидроортофосфат
	Н2PO4 дигидроотофосфат
H4P2O7  дифосфорная	P2O74 дифосфат
	ReO4 перренат
	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
	VO3 метаванадат
	VO43 ортованадат
	WO43 вольфрамат

Менее распространенные кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например:

IO42  тетраоксоиодат (2)	SO22 диоксосульфат(IV)
MoO32  триоксомолибдат(IV)	TeO52 пентаоксотеллурат(IV)
PoO32  триоксополонат(IV)	XeO64 гексаоксоксенонат(VIII)

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.

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 М ⁿ + катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:

NaOH  гидроксид натрия	Ba(OH)2  гидроксид бария
KOH  гидроксид калия	La(OH)3  гидроксид лантана(III)

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие их между собой 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

Соли  тип сложных веществ, в состав которых входят катионы М ⁿ + и кислотные остатки*.

Соли с общей формулой М _х (ЕО _у) _n называют средними солями, 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

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

Ca₂SO₄(OH)₂ + H₂SO₄ = 2CaSO₄ + 2H₂O

Встречаются также соли, содерхащие два разных катиона: их часто называют двойными солями, например:

KAl(SO4)2	 сульфат алюминия-калия
CaMg(CO3)2	 карбонат магния-кальция

2. Кислотные и оснόвные оксиды

Оксиды Е _х О _у  продукты полной дегидратации гидроксидов:

H2SO4    SO3  H2O	H2CO3    CO2  H2O
NaOH    Na2O  H2O	Ca(OH)2    CaO  H2O

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	Na2O  оксид натрия
N2O5  пентаоксид диазота	La2O3  оксид лантана(III)
P4O10  декаоксид тетрафосфора	ThO2  оксид тория(IV)

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой:

N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O

3CaO + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O

La₂O₃ + 3SO₃ = La₂(SO₄)₃

3. 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
AlO(OH)	 метагидроксид алюминия
TiO(OH)2	 дигидроксидоксид 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 . n H2O	 полигидрат оксида олова(IV)
Au2O3 . n H2O	 полигидрат оксида золота(I)
Au2O3 . n H2O	 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 НMn^VIIO₄  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.