Химические свойства оксидов

Министерство образования Российской Федерации

Новгородский Государственный университет им. Ярослава Мудрого

Кафедра фундаментальной и прикладной химии

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Великий Новгород

2012г.
СОДЕРЖАНИЕ

1.	Оксиды
2.	Гидроксиды
2.1.	Основания
2.2.	Кислоты
3.	Соли
3.1.	Средние соли
3.2.	Кислые соли
3.3.	Основные соли
3.4.	Двойные и смешанные соли
4.	Галогенангидриды
	Литература

Неорганические соединения можно классифицировать по составу и свойствам.

Способ классификации по составу предполагает разделение соединений на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные (тринарные, тетрарные и т.д.). Оксиды, галогениды, например, являются бинарными соединениями, гидроксиды – тринарными.

Большее значение для химии имеет классификация неорганических соединений по свойствам (функциональным признакам). При таком способе классификации выделяют следующие классы соединений: оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты, соли. Обычно основания, амфотерные гидроксиды и кислородсодержащие кислоты ввиду сходства их составов объединяют в класс гидроксидов.

 

 

ОКСИДЫ

 

Оксиды – это бинарные соединения элементов с кислородом, в которых он имеет степень окисления –2. Из этого определения следует, что большая группа соединений, включающая пероксид водорода и его производные, к оксидам не относится.

В зависимости от степени окисления элемента (Э) формулы оксидов имеют следующий вид:

⁺¹Э₂О, ⁺²ЭО, ⁺³Э₂О₃, ⁺⁴ЭО₂, ⁺⁵Э₂О₅, ⁺⁶ЭО₃, ⁺⁷Э₂О₇, ⁺⁸ЭО₄,

а их графические формулы соответственно имеют вид:

Э – О – Э Э = О О = Э – О – Э = О О = Э = О

 

О

О

О

О

О

О

О

||

||

\\ //

||

||

||

Э

¾

О

¾

Э

Э

О

=

Э

¾

О

¾

Э

=

О

О

=

Э

=

О

||

||

||

||

||

||

О

О

О

О

О

О

Как видно из графических формул, в молекулах оксидов атомы кислорода связаны с атомами элемента и не связаны, как и последние, друг с другом.

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Последних немного (CO, NO, N₂O, SiO). Эти соединения не обладают способностью реагировать с основаниями, кислотами, другими оксидами с образованием солей.

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные (реагируют с кислотами, образуя соли, и не реагируют с основаниями), кислотные (реагируют с основаниями, давая соли, и не реагируют с кислотами) и амфотерные (реагируют как с кислотами, так и с основаниями). Амфотерные оксиды, таким образом, в зависимости от свойств реагента – партнера могут выступать в роли и основных, и кислотных оксидов.

В группу основных входят оксиды металлов, причем обычно одно- и двухвалентных (Na₂O, Cu₂O, MgO, FeO, MnO, Bi₂O₃ и др.), в группу амфотерных – оксиды металлов, чаще трехвалентных, реже – двух- и многовалентных (ZnO, PbO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Sb₂O₃, TiO₂, MnO₂ и др.). Кислотными являются оксиды неметаллов (кроме нескольких, несолеобразующих), а также оксиды металлов, в которых металлы проявляют высокую степень окисления: Cl₂O, B₂O₃, CO₂, P₂O₅, Sb₂O₅, SO₃, Cl₂O₇, CrO₃, Mn₂O₇, XeO₄.

Таким образом, для оксидов металлов наблюдается следующая закономерность: чем выше степень окисления металла, тем более вероятней проявление его оксидом кислотных свойств, и наоборот, чем ниже степень окисления, тем скорее следует ожидать от оксида основных свойств. При промежуточных значениях степени окисления металлов соответствующие оксиды обнаруживают часто те, и другие свойства, то есть оказываются амфотерными.

Существует также связь свойств оксидов с положением элементов в периодической системе. Наиболее ярко она проявляется для высших оксидов. Неметаллический характер, степень ковалентности связи элемент – кислород, а значит, кислотные свойства оксидов нарастают в периодической системе слева направо и снизу вверх. В противоположных направлениях усиливается металлический характер элементов, увеличивается степень ионности связи элемент – кислород и сильнее проявляются основные свойства оксидов, усиливается неметаллический характер элементов, увеличивается степень ковалентности.

При комнатной температуре большинство оксидов – твердые вещества (СuO, Fe₂O₃ и др.), некоторые – жидкости (H₂O, Cl₂O₇ и др.) и газы (NO, SO₂ и др.). Химическая связь в оксидах – ионная (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов), либо ковалентная (CO₂, B₂O₃, Ag₂O, CuO).

 

 

Номенклатура оксидов

 

Если элемент, образующий оксид, имеет единственную степень окисления, то ее в названии оксида можно не указывать: Na₂O – оксид натрия. Если же элемент образует несколько оксидов, то это необходимо: MnO – оксид марганца (II), MnO₂ – оксид марганца (IV), Mn₂O₇ – оксид марганца (VII). По реже используемой в неорганической химии систематической номенклатуре, требующей полного отражения состава соединений, оксиды называются так: CrO – хром оксид, Cr₂O₃ – дихром триоксид.

 

 

Химические свойства оксидов

 

Кислотные оксиды образуют гидратные формы, которые имеют характер кислот, образующихся при непосредственном взаимодействии оксидов с водой, либо косвенным путем. Кислотные оксиды являются ангидридами кислородсодержащих кислот. Такие оксиды, как SO₂, SO₃, N₂O₃, P₂O₅ и другие образуют кислоты при прямом взаимодействии с водой:

SO₃+H₂O®H₂SO₄,

N₂O₅+H₂O®2HNO₃.

В ряде случаев кислотные оксиды практически не реагируют с водой (например, SiO₂) или реагируют весьма незначительно (например, WO₃ и MoO₃). Гидратные формы этих оксидов образуются косвенным путем, то есть сначала их переводят в соли путем взаимодействия со щелочами:

SiO₂+2NaOH®Na₂SiO₃+H₂O,

WO₃+2NaOH®Na₂WO₄+H₂O,

а полученные соли разлагают растворами более сильных кислот:

Na₂SiO₃+2HCl®2NaCl+H₂SiO₃¯,

Na₂WO₄+H₂SO₄®Na₂SO₄+H₂WO₄¯.

Кислотные оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты, называются смешанными ангидридами. К числу таких ангидридов относятся: оксид азота (IV), оксид хлора (IV) и некоторые другие; в них центральные атомы имеют необычные для данного элемента степени окисления. Так при растворении NO₂ в холодной воде образуются азотная и азотистая кислоты:

2NO₂+H₂O®HNO₃+HNO₂,

а при растворении ClO₂ образуются хлорноватая и хлористая кислоты:

2ClO₂+H₂O®HClO₃+HClO₂.

Существует также группа так называемых сложных оксидов. В их состав входят атомы элементов в различных степенях окисления: Fe₃O₄ (FeO × Fe₂O₃), Pb₃O₄ (2PbO × PbO₂), SbO₂ (Sb₂O₃ × Sb₂O₅).

Поведение этих соединений в реакциях подобно поведению смесей соответствующих простых оксидов:

Fe₃O₄+8HCl®FeCl₂+2FeCl₃+4H₂O,

Pb₃O₄+4HNO₃®2Pb(NO₃)₂+PbO₂+2H₂O,

2SbO₂+2NaOH®NaSbO₂+NaSbO₃+H₂O.

Все кислотные оксиды реагируют с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, образуя соли.

CO₂+CaO®CaCO₃,

SO₃+ZnO→ZnSO₄,

SO₂+2NaOH®Na₂SO₃+H₂O

Основными называются оксиды, способные к солеобразованию с кислотами и ангидридами кислот.

Основные оксиды образуют гидратные формы, имеющие характер оснований; последние образуются либо при непосредственном взаимодействии основных оксидов с водой, либо косвенным путем. По первому способу образуются щелочи, например,

K₂O+H₂O®2KOH,

BaO+H₂O®Ba(OH)₂.

В подавляющем большинстве случаев гидратные формы, имеющие характер оснований, получаются из оксидов косвенным путем. Примером могут служить: гидроксид меди (II) – Cu(OH)₂, гидроксид висмута – Bi(OH)₃, гидроксид железа (II) – Fe(OH)₂ и многие другие. Для их получения следует прибегнуть к предварительному превращению данного оксида в соль, например:

CuO+H₂SO₄®CuSO₄+H₂O,

Bi₂O₃+3H₂SO₄®Bi₂(SO₄)₃+3H₂O,

а затем действовать на полученную соль щелочью, в результате чего образуется малорастворимый гидроксид металла:

CuSO₄+NaOH®Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄,

Bi₂(SO₄)₃+6KOH®2Bi(OH)₃↓+3K₂SO₄.

Все основные оксиды при реакции с кислотными оксидами или кислотами образуют соли:

CuO+SO₃→CuSO₄,

MgO+2HCl®MgCl₂+H₂O

Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды:

ZnO®Zn(OH)₂ºH₂ZnO₂,

Al₂O₃®Al(OH)₃ºH₃AlO₃®HAlO₂+H₂O

Амфотерные оксиды и их гидратные формы (амфотерные гидроксиды) являются соединениями двойственной функции. Особенностью их химического поведения является способность к солеобразованию как с кислотами, так и с основаниями.

Амфотерные оксиды образуют соли:

1) при взаимодействии с сильными кислотами (как основные оксиды):

Al₂O₃+6HNO₃®2Al(NO₃)₃+3H₂O;

2) при реакции со щелочами (как кислотные оксиды):

Al₂O₃+2NaOH®2NaAlO₂+H₂O (в расплаве),

Al₂O₃+6NaOH+3H₂O®2Na₃[Al(OH)₆] (в растворе);

3) при нагревании с кислотными или основными оксидами:

ZnO+SO₃®ZnSO₄,

ZnO+Na₂O®Na₂ZnO₂;

4) амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.

 

 

Получение оксидов

 

1) окисление простых веществ:

S+O₂®SO₂,

2Сu+O₂®2CuO;

2) разложение сложных веществ:

а) дегидратация кислородсодержащих кислот:

H₂CO₃«CO₂↑+H₂O,

H₂SiO₃®SiO₂+H₂O;

б) дегидратация нерастворимых оснований при нагревании:

Сu(OH)₂®CuO+H₂O;

в) термическое разложение некоторых солей:

CaCO₃®CaO+CO₂↑,

2Cu(NO₃)₂®2CuO+4NO₂↑+O₂↑;

3) горение органических соединений:

CH₄+2O₂®CO₂+2H₂O;

4) горение летучих водородных соединений (кроме галогеноводородов):

2H₂S+3O₂®2SO₂+2H₂O,

4NH₃+5O₂®4NO+6H₂О;

5) обжиг сульфидов тяжелых металлов:

2CuS+3O₂®2CuO+2SO₂,

4FeS₂+11O₂®2Fe₂O₃+8SO₂;

6) окисление и восстановление оксидов:

2CO+O₂®2CO₂,

6FeO+O₂®2Fe₃O₄,

CO₂+C ®2CO;

7) взаимодействие H₂SO₄(конц.) и HNO₃ с металлами:

Cu+2H₂SO₄(конц.)®CuSO₄+SO₂↑+2H₂O,

Pb+4HNO₃(конц.)→Pb(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O,

3Ag+4HNO₃(разб.)®3AgNO₃+NO↑+2H₂O.

ГИДРОКСИДЫ

 

Гидратные формы оксидов называются гидроксидами. Обычно различают ортоформы, метаформы и пироформы (диформы). В ортоформах число групп ОН^- отвечает степени окисления центрального атома. Так, ортогидратная форма оксида алюминия имеет состав Al(OH)₃, а оксида кремния (IV) - Si(OH)₄ или H₄SiO₄.Однако иногда, как исключение, ортоформами называют соединения, имеющие иной состав. К ним относятся, например, H₃PO₄ – ортофосфорная кислота и H₃AsO₄ – ортомышьяковая кислота.

Метаформы содержат минимальное возможное число ОН-групп, например, AlO(OH) или HАlO₂, SiO(OH)₂ или H₂SiO₃, PO₂(OH) или HPO₃. Пироформы (диформы) содержат в своем составе два центральных атома и нечетное число атомов кислорода, например, H₂S₂O₇, H₄P₂O₇, H₂Si₂O₅ (в их названиях сейчас чаще используют приставку ди-: дисерная, дифосфорная, дикремниевая).

При написании графической формулы гидроксида следует исходить из того, что она состоит из центрального атома – металла или неметалла, соединенного с гидроксогруппами –ОН и с атомами кислорода: =О. В подавляющем большинстве случаев ионы Н⁺ сочетаются с центральным атомом через кислород, и, следовательно, по их числу можно судить о числе ОН-групп, окружающих центральный атом или ион. Так, например, графические формулы Al(OH)₃ и H₄SiO₄ имеют следующий вид:

 

О-Н

Н-O

O-Н

H-O

—

Al

Si

О-Н

Н-О

O-Н

 

Если число атомов кислорода больше числа атомов водорода, то это означает, что избыточные атомы кислорода также соединяются с центральным атомом, который «расходует» при этом две связи на каждый атом кислорода. Так, графические формулы HNO₃, H₂SO₄ и H₃PO4 имеют вид:

 

O

Н-O

O

Н-О

//

//

Н-O

—

N

S

Н-O

—

P

═

O

\\

\\

O

Н-О

O

Н-О

 

Когда в состав молекулы входят два центральных атома элемента, образующего гидратную форму, то при нечетном числе атомов кислорода оба атома элемента соединяются друг с другом общим кислородным атомом, а ОН-группы и остальные атомы кислорода в большинстве случаев располагаются симметрично относительно обоих центральных атомов элемента. В качестве примера приведем графические формулы дисерной H₂S₂O₇ и дифосфорной H₄P₂O₇ кислот:

Н-O

О

O

О-Н

Н-О

O-Н

||

||

S

—

О

—

S

P

—

O

—

P

||

||

||

||

O

O

Н-O

O

O

O-Н

 

По химическим свойствам гидроксиды делятся на три группы – основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные.

 

 

ОСНОВАНИЯ

 

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона NH₄⁺) и одной или нескольких гидроксогрупп, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Me(OH)х, где х равно степени окисления металла. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме. При наименовании оснований для элементов, проявляющих переменную степень окисления, следует указать ее величину: Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Классифицировать основания можно следующим образом:

1) по растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH₄OH) и нерастворимые (все остальные основания);

2) по степени диссоциации основания подразделяются на сильные (щелочи) и слабые (все остальные).

3) по кислотности, то есть по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотные остатки: на однокислотные (NaOH), двухкислотные [Ca(OH)₂], трехкислотные [Al(OH)₃].