Примечание. Наиболее полные поэлементные описания приведены в книге
Б.Д. Степин. Неорганическая химия. М.: 1994
Все неорганические вещества могут быть разделены на два класса:
простые вещества:
■ одноэлементные:
o металлы
o металлоиды
o неметаллы:
сложные вещества (химические соединения) - определяют химические индивиды, содержащие два и более компонентов: оксиды, гидроксиды (амфотерные, основания, кислородсодержащие кислоты), кислоты бескислородные и соли:
■ двухэлементные (бинарные) - можно рассматривать как продукты взаимодействия простых веществ:
o интерметаллиды (Cu3Au,
Ti2Hg3 и др.)
o соединения металл-неметалл:
* ковалентные (координационные и молекулярные) {K2O, SnCl4, TiCl4 и др.}
* ионные (бинарные) соли (NaBr, SnCl2 и др.)
o соединения неметаллов: галогениды, карбиды, нитриды и др. (BN, NO, S2Cl2 и др.)
■ многоэлементные (химические индивиды с числом элементов более двух; их можно рассматривать как продукты взаимодействия бинарных соединений):
o кислоты (бескислородные и кислородсодержащие): HNO3, H2S и др.
o основания (гидроксиды) и щелочи {Al(OH)3, Ca(OH)2, LiOH, NaOH и др.}
o соли (KMnO4, KNO3 и др.)
o другие {комплексы и химические соединения на основе благородных газов (HArF, HXeCl)}
Тип химической связи определяет все особенности химического соединения (структуру, состав и свойства вещества). Вещество само по себе не является ни кислотой, ни основанием, а в зависимости от условий проявляет кислотные или оснОвные свойства
Примечания:
1. Химические соединения можно также классифицировать:
o по группам на:
- нестехиометрические (химически индивидуальные вещества, в которых атомы не объединены в простых пропорциях из целых чисел - бертоллиды или вещества переменного состава)
- стехиометрические (химически индивидуальные вещества, подчиняющиеся законам кратных и постоянных отношений)
o по функциональному признаку:
- кислоты и основания
- восстановители и окислители
- осадители и растворители
o по виду химической связи:
- соединения с ковалентной неполярной связью (атомов элементов с одинаковой электроотрицательностью - атомами неметаллов): Br2, F2, N2, О2 и др.
- соединения с ковалентной полярной связью (атомов элементов с незначительной разницей в электроотрицательности): НCl, Н2О, H2S, NH3, РCl3 и др.
- соединения с ионной связью (атомов элементов с резко различной друг от друга электроотрицательностью): BaCl2, CaF2, K2S, Li2O, MgO и др.
- соединения с металлической связью (атомов металлов): Al, Au, Cu и др.
o в зависимости от теплоты образования на:
- экзотермичные (если их теплота образования отрицательна: их разложение сопровождается поглощением теплоты) - вода, CO, HF и др.; такие соединения обычно устойчивы и образуются из простых веществ
- эндотермичные (если их теплота образования положительна: их разложение сопровождается выделением теплоты) - ClO2, Cl3N, CN, HI, NO и др.; такие соединения обычно неустойчивы и содержат больше энергии, чем исходные вещества
o по другим критериям (например, все соединения можно разделить на сильные и слабые кислоты, слабые основания, амфотерные и нейтральные соединения)
Примечание.
В зависимости от условий одна и та же молекула (например, HCl) может распадаться как гетеролитически, так и гомолитически
2. В зависимости от характера связи между структурными элементами все сложные вещества можно разделить на две большие группы:
- неэлектролиты
- электролиты
3. Соединения металлоподобные - соединения элементов со свойствами, близкими к металлическим.
К ним, в частности, относят соединения Co3C, Co2N, металлоподобный оксид Ti3O и др.
4. Благородные газы могут образовывать валентные соединения, молекулярные ионы и соединения включения
5. Вещества протогенные - вещества, способные отдавать протоны (являются кислотами (CH3COOH, HNO3, H2SO4 и др.)
6. Вещества протофильные - вещества, способные легко присоединять протоны (являются основаниями)
Известны комплексные соединения (рассматриваются отдельно):
- кислоты {H2[SiF6], H[AuCl4], H4[Fe(CN)6] и др.}
- оксиды {[KCuO2], [K2CuO2] и др.}
- основания {[Ni(NH3)6](OH)2 и др.}
- соли {Na3[Ag(S2O3)2]}, K2Zn[Fe(CN)6]} и др.
Химические соединения по сложности могут быть также классифицированы на:
■ соединения первого порядка (атомные или обычные) - простые по структуре вещества: BF3, CH4, CO2, H2O, NaCl, NH3, PCl3 и др. (элемент проявляет максимальную обычную валентность); они образуются в процессах взаимодействия между атомами, а не молекулами
■ соединения второго (или высшего) порядка - комплексы {образуемые в результате взаимодействия соединений первого порядка друг с другом: аммиакаты, гидраты, двойные соли, продукты присоединения кислот и многие другие}:
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония, средняя соль)
СuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4
BF3 + HF = H[BF4]
В свою очередь соединения высшего порядка делятся на соединения:
- внедрения {например, [Pt(NH3)2Cl4] + NH3 → [Pt(NH3)3Cl3]Cl} - при образовании комплекса изменяется характер связей: один из 4-х ионов Cl неионогенно связанный превращается в ионогенно связанный
- присоединения {например, PtCl4 + 2NH3 → [Pt(NH3)2Cl4]} - при образовании комплекса характер связей (в данном случае - 'Pt-Cl') не меняется: ионы Cl связаны неионогенно
Обычно в соединениях высшего порядка элемент после насыщения его обычных валентностей может проявлять дополнительную (координационную) валентность
Примечания:
1. Иногда соединения первого и второго порядка называют валентнонасыщенными и валентноненасыщенными соответственно
2. Для различия сходных по наименованию химических соединений иногда указывают их валентные особенности (степени окисления):
N2H4 + HCl → N2H5Cl {хлорид гидразиния(+1)}
N2H4 +2HCl → [N2H6]Cl2 {хлорид гидразиния(+2)}
2VF5 + 5H2O = 10HF + V2O5↓ {оксид ванадия(V)}
3. С целью исключения многократного дублирования фактического материала в большинстве случаев приводится только одно уравнение реакции. Например, окислительно-восстановительная реакция
Cr2O3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2CrO4 + 6KBr + 5H2O
может быть приведена в описании только оксидов, оснований(щелочей), бескислородных, кислородсодержащих или средних солей. Аналогично, из двух похожих уравнений реакций:
Cu(OH)2 + 2HBr = CuBr2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
в большинстве случаев приводится только одно
4. Хотя формула одного и того же вещества может быть описана различным образом:
KСr(SO4)2 = KCrS2O8
Mg(KSO4)2 = MgK2(SO4)2
NaSH = NaHS
в примерах может быть приведена только одна нотация. В ряде случаев могут встречаться совершенно необычные формулы соединений, например: H2MnO4=(HO)2MnO2, HNO3=NO2(OH), H3PO4=PO(OH)3 и др.
5. В некоторых случаях название не совсем точно отражает принадлежность соединения
к определенному классу, например, оксид-сульфид (оксосульфид) углерода COS:
CS2 + 3SO3 = COS↑ + 4SO2
6. В зависимости от условий одно и то же соединение может реагировать как кислота или как основание. Например, уксусная кислота (CH3COOH) в водном растворе проявляет себя как кислота, а в среде концентрированной серной кислоты - как основание.
7. Кластеры - химические соединения, содержащие ковалентную связь между атомами или молекулами {например, Os3(CO)12}
8. Состояние окисления - символы, указывающие степени окисления у обозначений атомов элементов в соединениях {например: Fe2+ или Fe(III)}
9. В зависимости от электроотрицательности все элементы можно разделить на:
- электроположительные (элементы первых трех групп Периодической системы)
- электротрицательные (остальные элементы)
10. Для веществ молекулярного строения под природой реагирующих веществ понимают тип химических связей в молекулах реагентов и прочность связей (для реагирования молекулы необходимо разорвать в ней химическую связь). Химическая природа вещества иногда совершенно изменяется при растворении его в жидком аммиаке
ОКСИДЫ
бинарные соединения химического элемента с кислородом в степени окисления (−2), в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Иначе - соединения (реальных или формальных) катионов элементов с кислородом (например, N2O) и не содержащие цепочек из атомов кислорода, за исключением:
- дифторидов (с положительной степенью окисления кислорода: OF2, O2F2 и др.)
- молекулярного кислорода (O2)
- [над/пер]оксидов (H2O2, KO2, Na2O2 и др.)
- озонидов (KO3) и др.
ОснОвные оксиды - ионные соединения, амфотерные - имеют смешанный тип связи, а кислотные оксиды - ковалентные соединения. У оксидов отсутствует ковалентная связь между атомами кислорода вида (-O-O-).
Кроме Ar, He и Ne все остальные химические элементы образуют оксиды, даже ксенон:
XeF4 + 6H2O → XeO3 + 2Xe + 3/2O2 + 12HF
Химический элемент, образующий несколько оксидов, характеризуется бОльшей степенью окисления (NO, NO2, N2O). Чисто формально атомы азота в оксиде N2O имеют разные степени окисления и валентности. Степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются при образовании ими солей:
Ca+2O + C+4O2 = Ca+2C+4O3
В главных подгруппах Периодической системы при переходе сверху-вниз от
одного элемента
к другому наблюдается усиление оснОвных свойств оксидов (в пределах периода свойства оксидов изменяются от оснОвных к кислотным через амфотерные). С повышением степени окисления соответствующие оксиды приобретают все более кислотный характер.
Оксиды широко распространены в природе {вода H2О, песок SiO2, углекислый газ CO2 и др.}.
Некоторые элементы образут только один оксид (например, PdO)
Примечания:
1. Среди оксидов обычно распространено явление гетеро- и изовалентного изоморфизма
2. Ряд оксидов могут быть получены необычными способами, например:
Hf + 2H2O(пар) → HfO2 + 2H2↑
2KMnO4 + H2SO4(конц.) = K2SO4 + Mn2O7 + H2O
3. Разновидностью оксидов следует считать и соединения типа карбонил_(селен/теллур)оксидов, например: COSe, COTe
4. В ряде случаев образование оксидов протекает через несколько стадий, например:
Nb + O2 → Nb2O (→ NbO → NbO2 → Nb2O5)
5. Ag, Au, Pt и Br2, Cl2, F2, I2 непосредственно с килородом не взаимодействуют
6. Оксиды могут быть образованы и при окислении сложных веществ:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
7. Примеры взаимодействия оксидов различных типов между собой специально не выделены, а приведены по тексту раздела 'ОКСИДЫ'
8. Для удобства пользования справочником в раздел 'ОКСИДЫ' отнесены и соединения, формально
не являющиеся оксидами элементов, но содержащие в наименовании слово 'оксид'
Принадлежность оксида к конкретному типу зависит от разностей электроотрицательностей атомов элементов. Достаточно полно оксиды могут быть классифицированы по следующим критериям:
■ по типу химической связи на:
* ионные (оксиды металлов: Fe2O3, Na2O и др.)
* ковалентные (оксиды неметаллов: P2O5, SO3 и др.)
■ в зависимости от степени окисления элемента оксида на:
* высшие (CO2, Cl2O7)
* низшие (СО, Cl2O)
Примечание.
Обычно оксиды, соответствующие низшим степеням окисления, являются оснОвными, а высшим - кислотными
■ в зависимости от вида атомов, образующих оксиды, на:
* оксиды металлов {безводные (Al2O3, UO2) и гидратированные (MnO2, Ta2O5)*xH2O}
* оксиды неметаллов (P2O5, SO3)
* оксиды полуметаллов или полуметаллические (As2O3, Sb2O5, Te4O9)
Примечание.
Обычно оксиды металлов имеют оснОвные свойства, а оксиды неметаллов - кислотные (при взаимодействии с растворами щелочей образуют кислые / оснОвные соли, при этом степени окисления элементов не изменяются)
■ в зависимости от химических свойств на:
* несолеобразующие:
- безразличные {индифферентные, нейтральные (СО, IO, NO, N2O, S2O и др.); они не образуют ни кислот, ни оснований, ни солей}
- солеобразные (или двойные)
* нормальные или солеобразующие (CO2, CaO, ZnO и др.):
- амфотерные (Cr2O3)
- кислотные (SO3)
- оснОвные (Na2O)
* смешанные
Примечания:
1. Между амфотерными и оснОвными/кислотными оксидами нет резкой границы
2. Все кислотные оксиды реагируют со щелочами, а все оснОвные - с кислотами
3. Характер свойств оксидов зависит, в первую очередь, от степени окисления элемента:
Cr+2O(оснОвный) → Cr2+3O3(амфотерный) → Cr+6O3(кислотный)
4. Некоторые оксиды (RuO4, OsO4) растворяются в воде, не взаимодействуя с ней химически
■ в зависимости от состава на:
* простые - оксиды одного элемента
* сложные - оксиды нескольких элементов (комбинированные)
или на:
* нестехиометрические {имеющие непостоянный состав, т.е. их состав не может быть выражен
формулами с целочисленными стехиометрическии индексами,например: FeO(0.05-0.10), TiO(0.60-1.35))}
* нормальные
* пероксиды/перекиси
* смешанные
* субоксиды {имеющие химическую связь как между элементом и кислородом, так и между
атомами элементов, например: C3O2 = (O=C=C=C=C=O)}
* супероксиды (содержащие ион O2-, например, K+O2-)
■ в зависимости от числа атомов кислорода на:
* монооксиды (моноокиси, закиси) - (CuO)
* диоксиды (двуокиси, двуоксиды) оксиды 4-валентных элементов - (GeO2, NO2)
* триокиси (триоксиды) - (SO3)
* тетраоксиды - (N2O4)
* пентаоксиды - (N2O5)
* гексаоксиды - (W2O6)
* гептаоксиды - (ди_рения Re2O7)
* октооксиды - (урана U3O8)
■ в зависимости от агрегатного состояния (физических свойств) на:
* газообразные (CO2, N2O, NO, SO2)
* жидкие {N2O4, Cl2O7, Cs4O, H2O, тетраоксид азота N2O4 (в нормальном состоянии частично
ионизирован): N2O4 ↔ NO+ + NO3-}
* твердые (MgO, Fe2O3, а также все оснОвные оксиды)
Примечание.
Например, кристаллический оксид N2O5 (нитрат нитрония)- ионное соединение строения (NO2)+(NO3)−
■ в зависимости от наличия воды или группы ОН на:
* безводные (K2О)
* гидроокислы
■ в зависимости от растворимости в воде на:
* нерастворимые (Al2O3, CuO, SiO2, ZnO)
* слабо растворимые (GeO)
* растворимые {CO2 → H2CO3, CaO → Ca(OH)2 и др.},
т.е. образующие соответствующий растворимый гидроксид
■ в зависимости от окраски соединения на:
* бесцветные (например, CO2, H2O, SO2)
* окрашенные (например, Al2O3, CrO3, NO2)
■ в зависимости от токсичности на:
* ядовитые (например, CO, CrO3, SO2 и др.)
* не ядовитые - большинство соединений (например, Al2O3, H2O и др.)
Соединения CO, NO и NO2 (не имеющие соответствующих кислотных гидроксидов и не образующие солей) формально не могут быть отнесены к оксидам.
Существуют соединения, относящиеся к оксидам, но по строению и свойствам скорее относящиеся
к классу солей (например, пероксид бария BaO2). Обычно это соли очень слабой кислоты (пероксида H2O2), получаемые действием концентрированного раствора пероксида на некоторые гидроксиды:
H2O2 + 2NaOH → Na2O2 + 2H2O
.................................................................................................................
Названия оксидов начинаются со слова 'оксид', за которым следует название элемента, образующего конкретный оксид:
Mn2O7 - оксид марганца,
Ti(NO3)2O - оксид-ди_нитрат титана, и т.д.
Если элемент имеет переменную степень окисления (например, ванадий), образуя несколько оксидов,
то в названии этого элемента указывают его степень окисления по примеру:
V2O5 - оксид ванадия(V) (или пента_оксид ди_ванадия)
Примечания:
1. Гидратные соединения оксидов могут быть записаны по примерам:
H2GeO3 = GeO2*H2O (для кислот)
Ge(OH)2 = GeO*H2O (для оснований)
2. Часто в литературе химические соединения металлов (Fe, Mn, Cr, Ti, Sn, Zr, иногда - меди и др.)
с кислородом называют окисями и окислами
3. Известны даже оксиды:
- золота (AuO2, Au2O3)
- платины (PtO, PtO2, PtO3, Pt2O3, Pt3O4)
- палладия (PdO, PdO2, Pd2O3)
В пределах одного периода при увеличении атомного номера элементов происходит усиление кислотных свойств оксидов и силы соответствующих им кислот, а при переходе от одного элемента к другому (сверху-вниз) в главных подгруппах усиливаются оснОвные свойства оксидов:
Na2O(оснОвный оксид) → NaOH(основание сильное)
MgO (оснОвный оксид) → Mg(OH)2(основание слабое)
Al2O3(амфотерный оксид) → Al(OH)3(основание амфотерное)
SiO2(кислотный оксид) → H2SiO3(кислота очень слабая)
P2O5(кислотный оксид) → H3PO4(кислота средней силы)
SO3(кислотный оксид) → H2SO4(кислота сильная)
Cl2O7(кислотный оксид) → HClO4(кислота очень сильная)
Некоторые оксиды нерастворимы в воде, но взаимодействуют с ней с образованием гидроксидов:
Ln2O3+ 3H2O → 2Ln(OH)3
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, растворяясь в воде, образуют щелочи:
Na2O + H2O = 2NaOH
BaO + H2O = Ba(OH)2
Следует выделить ряд оксидов, которые особо взаимодействуют с водой, кислотами или щелочами. Например, диоксид NO2 в реакции с щелочами образует сразу две соли, содержащие N(III) и N(V):
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
но неизвестны кислоты или соли, содержащие азот N(IV)Неметаллы образуют только кислотные и несолеобразующие
оксиды. Металлы образуют все оснОвные и все амфотерные,
а также некоторые кислотные оксиды.
Многие металлы побочных подгрупп,имеющие в соединениях
переменную степень окисления атомов,могут образовывать
несколько оксидов и гидроксидов,характер которых зависит
от степени окисления атома элемента.
Наибольшая известная степень окисления(+8) известна для
оксидов вида OsO4, RuO4, XeO4 и некоторых других.
С ростом степени окисления атома элемента растут его
электроотрицательность, неметаллические свойства,а также
кислотные свойства его оксида и гидроксида
Некоторые элементы (например, марганец) образуют большое количество разнообразных оксидов:
MnO, MnO2, MnO3, Mn2O3,
Mn2O7, Mn3O4, Mn5O8
с соответствующими реакциями получения:
2H2O + 4KMnO4 = 4MnO2↓ + 3O2↑ + 4KOH
MnCO3 = MnO + CO2
3MnO2 → MnO3 + Mn2O3
4MnO2 → 2Mn2O3 + O2
2KMnO4 + 2H2SO4 = Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O
2KMnO4 +3K2S +4H2O → 8KOH +2MnO2 +3S
6Mn(OH)2 + O2 = 2Mn3O4 + 6H2O
10MnO + 3O2 → 2Mn5O8
Соединения марганца(VII) (Mn2O7) являются сильными окислителями (cпирт при соприкосновении
с ними воспламеняется).
Азот также образует большое количество
- устойчивых {N2O(газ)(сильн.окисл.),
NO, N2O3(жидк.)(кисл.), NO2 (и его димер-N2O4), N2O5(тв.)(кисл.)}
- неустойчивых (N4O - нитрозил_азид и др.)
оксидов, например, по реакциям:
HNO2 + HNO3 = N2O4 + H2O
2HNO3 + As2O3 + H2O → N2O3 + 2H3AsO4
2N2O = 2N2 + O2 (разложение)
2N2O = 2NO + N2 (диспропорционирование)
2N2O3 + O2 = 2N2O4 (при -10 оC)
5(NO2)Cl(жидк.) = N2O5 + N2O4 + (NO)Cl + 2Cl2↑
(N2O4 - димер, сильный окислитель,
молекула с непрочной связью N-N)
Оксиды азота, выбрасываемые от двигателей
сверхзвуковых самолетов и ракет,разрушают
озон и связывают атомарный кислород защитной
оболочки Земли по реакциям:
NO + O3 = NO2 + O2
NO2 + O = NO + O2
Хлор, как и азот, также образует несколько оксидов:
Cl2O, ClO2, Cl2O3 {=ClOClO2}, Cl2O4 {=Cl(ClO4) = Cl(ClO3)O}, Cl2O6 и Cl2O7
на основе которых могут быть получены соответствующие кислоты:
Cl2O + H2O = 2HClO
2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3 {=ClO2(OH)}
Известны также многочисленные оксиды хрома, переходящие при нагревании друг в друга
(с отщеплением кислорода):
CrO3 220o→ Cr3O8 280o→ Cr2O5 370o→ CrO2 450o→ Cr2O3
например: Na2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2NaHSO4 + H2O
Оксиды при взаимодействии с другими соединениями могут образовывать:
* простые вещества:
Fe2O3 + 3C to= 3CO + 2Fe (металл)
SO2 + 2H2S to= 2H2O + 3S (неметалл)
* сложные вещества:
SO2 + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO2↑ (кислоту)
SO3 + H2O = H2SO4 (кислоту)
FeO + 2HClO4 = Fe(ClO4)2 + H2O (соль - перхлорат железа)
2SO2 + 2NO2 = 2SO3 + 2NO
Все оксиды взаимодействуют с диоксидом СО2, например:
4CsO3 + 2CO2 = 2Cs2CO3 + 5O2↑
Ряд оксидов могут быть получены при термическом разложении кислот и оснований, а также при взаимодействии металлов с водой:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2↑
Zn + H2O(гор.) = ZnO + H2↑
Оксиды щелочных металлов могут быть получены при взаимодействии [над]пероксида с соответствующим металлом:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
Амфотерность
химическое свойство оксидов и гидроксидов, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, в реакциях:
2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 +
3H2O
и
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
гидроксид и оксид алюминия проявляют свойства оснОвных гидроксидов и оксидов [реагируют с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль Al2(SO4)3]. Алюминий здесь проявляет
свойства металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al3+),
а в реакциях
2Al(OH)3+ Na2O= 2NaAlO2 + 3H2O (в расплаве)
и
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
гидроксид и оксид алюминия проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов (реагируют
с оснОвными оксидом и гидроксидом, образуя соль - ди_оксо_алюминат(III) натрия NaAlO2). Алюминий здесь проявляет свойство неметалла и входит в состав иона соли (AlO2-).
Если указанные реакции протекают в водном растворе, то состав образующихся солей меняется, но присутствие алюминия в
катионе и анионе остается:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 = [Al(H2O)6]2(SO4)3
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
{квадратными скобками выделены комплексные ионы: катион гекса_аква_алюминия(III)
[Al(H2O)6]3+
и тетра_гидроксо_алюминат(III)-ион [Al(OH)4]-}
Амфотерность элементов зависит как от положения элемента в Периодической системе, так и от его степени окисления
Ангидрогидраты (ангидриды неполные) (и см. Оксид-гидроксиды)
соединения, образованные из гидратов, содержащих две или большее количество гидроксильных групп, причем гидрат может терять гидроксильные группы полностью или по частям. Иначе - соединения, содержащие группы 'ОН' и кислород. Например, из гидрата Fe2(OH)6 могут образоваться как безводный оксид Fe2O3, так и ангидрогидрат Fe2O2(OH)2. Аналогично, из молекул борной кислоты B(OH)3 может образовывается ангидрогидрат BO(OH). К ангидрогидратам относят также SCl(OH)O2 и ряд других соединений. Примеры реакций получения соединений:
H3PO4 → H2O + POO(OH) (при прокаливании)
PCl5 + H2SO4 = HCl + POCl3 + SCl(OH)O2 (= неполный хлор_ангидрид)
Ангидриды
солеобразующие оксиды, проявляющие кислотные свойства, и производные кислородных кислот, в которых безводные кислотные остатки замещены атомами другого элемента (например, хлор_ангидрид угольной кислоты CСl2O и др.). Ангидриды не могут образоваться из соединений, в составе которых имеется всего одна гидроксильная группа. К примеру, из борной кислоты B(OH)3 может образоваться как ангидрогидрат BO(OH),так и борный ангидрид B2O3(=B-O-O-O-B), в котором исходный атом кислорода связывает оба остатка от каждой молекулы кислоты. При взаимодействии с водой (происходит быстрая гидратация) ангидриды образуют соответствующие кислоты (например, Cl2O является ангидридом кислоты HСlO:
Cl2O + H2O → 2HClO
а Cl2O7 - ангидридом хлорной кислоты HClO4). Оксиды, образующие в реакции с водой две кислоты:
2NO2 + H2О → HNO2 + HNO3
рассматривают как ангидриды обеих кислот. Ангидриды могут быть:
- твердыми веществами (В2O3, Р2O5 и др.)
- жидкостями (Мn2O7, SO3 и др.)
- газами {Сl2О (строения s2p4), SO2 и др.}
При взаимодействии ангидридов с оснОвными оксидами и основаниями образуются соли. Ряд ангидридов (Cl2O, СrO3, Мn2O7 и др.) являются сильными окислителями. Ангидриды могут взаимодействовать с водой, образуя кислоты:
Cl2O7 + H2O = 2HClO4 {=ClO3(OH)}
Ангидриды могут быть получены взаимодействием:
- концентрированной кислоты с неметаллом
4HNO3(конц.) + C = CO2↑ + 4NO2 + 2H2O
4HNO3(конц.) + 3C = 3CO2↑ + 4NO + 2H2O
- химического элемента с водой
2B + 3H2О = B2O3 (атом кислорода связывает оба остатка 'В-О-О-О-В' борной кислоты)
- сернистых соединений с водой, кислородом
S2Cl2 + 2H2O = SO2 + H2S + 2HCl
2H2S + ЗO2 = 2SO2 + 2H2О
и другими методами:
2H3BO3 → B2O3 + 3H2O (дегидратацией кислоты при нагревании)
2HClO = Cl2O + 2H2O (= ангидрид кислоты)
4HСlO4 + P4O10 = 2Cl2O7 + 4HPO3 (обезвоживанием HClO4)
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3 (воздействием сильных поглотителей влаги)
H2SO4 - H2O = SO3 (обезвоживанием кислоты)
SCl2 + 3SO3 → S2O5Cl2 + 2SO2 (при избытке SO3)
Ангидриды могут участвовать в различных реакциях:
PCl5 + H2O = POCl3 + 2HCl
SO2 + Cl2 → SO2Cl2 (сульфурил-хлорид - хлорангидрид серной кислоты)
SO2 + KF = KSO2F (фторсульфинат калия)
SO2 + PCl5 → SOCl2 + POCl3 (тионилхлорид - хлорангидрид сернистой кислоты)
Примечания:
1. При взаимодействии борного ангидрида с мочевиной (карбамидом) образуется нитрид бора -
широко используемое соединение:
B2O3 + CO(NH2)2 = 2BN + 2H2O + CO2↑
2. Галогенангидриды кислот - производные кислот, в которых гидроксильные группы замещены атомами галогенов типа: H2SO4 {=SO2(OH)2} → SO2Cl2 и др. Они обладают высокой реакционной способностью, так как их атом галогена легко замещается на функциональные группы -CN,-OH,-NH2,-SH
и др. При гидролизе галогенангидридов образуются две кислоты, одна из которых галогенводородная:
PBr3 + 3H2O = 3HBr + H3PO3
PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4 (при двухступенчатом гидролизе)
SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl (во влажном воздухе)
3. Галогенводороды - полярные молекулярные вещества. Пример реакции получения:
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑
4. Сероуглерод (CS2) - кислотный ангидрид с высокой реакционной способностью:
CS2 + 2Cl2 = CCl4 + 2S
CS2 + 3Cl2 = CCl4 + S2Cl2
CS2 + 3Cl2O → COCl2 + 2SOCl2 (=фосген)
CS2+2H2O→CO2+2H2S (гидролиз,при нагревании)
|
CS2(газ)+ 3H2O(жидк.)= H2CO3(р-р.)+ 2H2S(р-р.)
CS2 + 2КОН = K2COS2 + Н2О
CS2 + 3O2 → CO2↑ + 2SO2
|
5. Соединение FeAsS можно рассматривать как продукт изоморфного замещения серы или мышьяка
в соединениях FeAs2 и FeS2, а соединение CSO (= COS) - как соединение CS2 (сероуглерод), в котором один атом серы заменен на атом кислорода или атом другого элемента:
H2S + CO2 = COS + H2O (гомогенная реакция)
2COS ↔ CS2 + CO2↑
COS + 2H2O = H2CO3 + H2S (растворение тиооксида)
|
CCl4 + 3S → CSCl2 + S2Cl2 (=тиофосген, при нагревании)
CSCl2 + 2Cl2(изб.) → CCl4 + S2Cl2
CSCl2 + 2H2O → CO2 + 2HCl + H2S (при гидролизе)
|
Известны также смешанные производные серы и ее аналогов, в частности: SCSe, SCTe и др.
6. В органической химии ангидридами называют соединения, состоящие из двух кислотных остатков, соединенных через атом кислорода
Ангидриды смешанные
кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с водой или щелочью две кислоты:
Cl2O6 + H2O = HClO3 + HСlO4
Cl2O6 + 2KOH → KСlO3 + KСlO4 + H2O
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
P2O4 + 3H2O = H3PO3 + H3PO4
Гемиоксиды (полуоксиды) и гемисоединения
устоявшиеся наименования оксидов вида Э2Х (например, Сl2О, Cu2O, Hg2O, N2O, гемихлорид натрия Na2Cl и др.)
Гидроокислы
простые и сложные соединения металлов с гидроксильной группой [OH]-, полностью или частично замещающую ионы кислорода в оксидах. Простые гидроокислы представлены катионами Al, В, Са, Fe, Mg, Mn, W и некоторых других металлов. Гидроокислы могут содержать кристаллизационную воду в виде твердого раствора
Диоксиды
оксиды 4-валентных элементов: CO2, MnO2, PbO2, SiO2 и др.
Межоксоиды / межокислители
соединения различных оксоидов между собой. Образующаяся при этом между атомами связь - ковалентная (ее полярность зависит от соотношения электроотрицательностей элементов, входящих
в состав соединения). Межоксоиды могут быть разделены на два подкласса:
- ацидофоры (кислотообразователи) - координационно ненасыщенные соединения - акцепторы отрицательно заряженных ионов
- межоксоиды предельные - координационно насыщенные соединения, отличающиеся химической инертностью (например, элегаз или гексафторид серы SF6)
Внимание!
Для удобства (далее по тексту) цвет формул оксидов обозначает их тип: амфотерные - сиреневый, кислотные - красный, основные - синий
Надоксид
анион O2- (в соответствии с номенклатурой неорганических ионов)
Оксиды амфотерные
образуются переходными элементами - с промежуточной степенью окисления {от (+2) до (+4)}
и проявляющие,- в зависимости от условий реакции,- свойства как кислотных, так и оснОвных оксидов. Непосредственно с водой они не взаимодействуют, но реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Они образуются в результате полной дегидратации амфотерных гидроксидов (Аl(OH)3, Ве(OH)2, Сr(OH)3, Рb(OH)2, Sn(OH)2, Zn(OH)2 и др.), сохраняя при этом их свойства.
В зависимости от условий они могут выступать, как:
* оснОвные оксиды (например, Sb2O3)
* кислотные оксиды (например, PbO2)
Амфотерные оксиды твердые, образуются большинством переходных металлов. Перечень амфотерных оксидов:
Al2O3, As2O3, BeO, Cr2O3, Cu2O, Fe2O3, Ga2O3, GeO, GeO2, In2O3,
MnO2, Mn2O3, PbO, PbO2, Sb2O3, SnO, SnO2, TiO2, VO2, ZnO и др.
{диоксид свинца PbO2 способен окислять воду до кислорода и должен рассматриваться как кислотный ангидрид двух кислот: ортосвинцовой (H4PbO4) и метасвинцовой (H2PbO3)}.
Вода также является идеальным амфотерным оксидом: она диссоциирует на одинаковые количества ионов водорода (проявляя кислотные свойства) и гидроксид-ионы (проявляя оснОвные свойства). Эта
ее особенность хорошо проявляется при гидролизе растворенных в ней солей:
Cu2+ + H2O ↔ Cu(OH)+ + H+
Амфотерные оксиды в реакциях с щелочами образуют средние (в расплаве) или комплексные (в растворе) соли.
Взаимодействие амфотерных оксидов:
* с кислотами и кислотными оксидами (продукт - соль [и вода]); в реакции проявляются оснОвные свойства этих оксидов:
BeO + HNO3 = Be(NO3)2 + H2O
BeO + N2O5 = Be(NO3)2
PbO2(влажн.)+2H2S(газ)= PbS +S↓ +2H2O |
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + SO2 = ZnS + O2↑
ZnO + SeO3 = ZnSeO4
2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4
|
* с сильными основаниями (щелочами) или карбонатами (продукт - соль [и вода]);
в реакции проявляются кислотные свойства этих оксидов:
Al2O3 + 2NaOH to= 2NaAlO2 + H2O
Fe2O3 + K2CO3 = KFeO2 + CO2↑
* могут вытеснять летучие оксиды из солей:
K2CO3 + ZnO to= K2ZnO2 + CO2↑
* другие примеры взаимодействия:
2TiO2 + C → Ti2O3 + CO↑
Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с оснОвными, так и с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли:
ZnO + SO3 = ZnSO4 (проявляет оснОвные свойства)
Al2O3 + K2O = 2KaAlO2 (проявляет кислотные свойства)
Амфотерные оксиды не реагируют с водой (в ней не растворяются). С водными растворами щелочей амфотерные оксиды образуют комплексные соединения:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Оксид бериллия взаимодействует с основными и кислотными оксидами при сплавлении:
BeO(осн.) + SiO2 = BeSiO3
BeO(кисл.) + Na2O = Na2BeO2
и растворяется в кислотах и щелочах:
BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O2
BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4]
Свойства оксида PbO зависят от среды реакции:
- в кислой среде он проявляет свойства оснОвного оксида:
PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + H2O
- в щелочной среде - свойства кислотного оксида:
PbO + 2NaOH(тв.) to= Na2PbO2 + H2O
Аналогично реагирует и оксид алюминия:
с кислотами: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
с щелочами: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
Амфотерные оксиды при взаимодействии с другими типами оксидов, щелочами или солями могут образовывать двойные (или похожие им по свойствам) соли:
Al2O3 + CaO = Ca(AlO2)2
Fe2O3 + Na2CO3(тв.) = 2NaFeO2 + CO2↑ (при нагревании)
ZnO + CaO = CaZnO2
Амфотерные оксиды могут реагировать друг с другом (при преобладании у одного из них оснОвных, а у другого - кислотных свойств) с образ соли:
Al2O3 + As2O3 = 2AlAsO3
и даже могут вытеснять летучие оксиды из солей:
K2CO3 + ZnO = K2ZnO2 + CO2
Амфотерным оксидам практически всегда соответствуют амфотерные гидроксиды (например, Al2O3 → Al(OH)3). В зависимости от условий протекания реакции амфотерные гидроксиды в литературе могут быть приведены в оснОвной или кислотной формах (например, Al(OH)3 и HAlO2, Sn(OH)2 и H2SnO2 и др.). Гидратные формы амфотерных оксидов получают косвенно:
H2SiO3 → SiO2 + H2O
Амфотерные элементы, имеющие в соединениях несколько степеней окисления,
свои амфотерные свойства характерно проявляют для промежуточной степени окисления (например, как у хрома с тремя известными степенями окисления):
(+2) - у веществ преобладают оснОвные свойствa
[Cr(II) → CrO, Cr(OH)2 → CrSO4]
(+3) - у веществ кислотные и оснОвные свойства выражены примерно в равной степени
[Cr(III) → Cr2O3, Cr(OH)3 →
Cr2(SO4)3, KCrO2]
(+6) - у веществ преобладают кислотные свойства [Cr(VI) → CrO3, H2CrO4 → K2CrO4]
Способы получения амфотерных оксидов:
■ окислением простых и сложных веществ (кроме золота, платины и благородных газов)
и простейших (низших) оксидов при нагревании:
4FeO + O2 = 2Fe2O3
2SnO → SnO2 + Sn (диспропорционирование)
■ при обжиге (сгорании) бинарных соединений в кислороде:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2↑
■ разложением (при нагревании):
* солей (кроме некоторых солей щелочных металлов):
4Al(ClO4)3 = 2Al2O3 + 6Cl2↑ + 21O2↑
2Pb(NO3)2= 2PbO + 4NO2 + O2↑
SnC2O4 = SnO + CO2 + CO (образуются сразу 3 оксида)
* гидроксидов:
Be(OH)2 → BeO + H2O
2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O
(гидроксиды щелочных металлов, кроме LiOH, плавятся, не разлагаясь)
* высших оксидов и ангидридов:
4CrO3 = Cr2O3 + 3O2↑
■ взаимодействием:
* различных элементов и соединений (особенно при нагревании):
Ge + GeO2 = 2GeO
H2O2 + Mn(OH)2 = MnO2 + 2H2O
Pb3O4 + 4HNO3 → PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O
SnO2 + Sn → 2SnO
* солей:
2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH
2SbCl3 + 3Na2CO3(конц.) = Sb2O3↓ + 6NaCl + 3CO2↑
* солей и оснований:
2SbCl3 + 6NaOH(разб.) = Sb2O3↓ + 6NaCl + 3H2O (= триоксид сурьмы)
и другими методами:
8Al + 3Fe3O4 = 9Fe + 4Al2O3 (металл + двойной оксид)
CuO + Zn → ZnO + Cu
(Оксиды / полиоксиды) водорода
- гидроксил (одноэквивалентная группа) - 'OH'
- пери_гидроксил (HO2)
- вода {H2O (протиевая), 'тяжелая' - D2O (дейтериевая), 'сверхтяжелая' - T2O (тритиевая) и их разновидности на основе различных изотопов кислорода (HDO, HTO, DTO)}
- пероксид (H2O2)
- поливодород (Н2О3 со структурой НО-ООН)
- гиперводород (Н2О4 со структурой НО-О-О-ОН)
- гидроксил-моногидрат (Н3О2)
Все они обладают как окислительными, так и восстановительными свойствами, неограниченно растворимы в воде, спирте и эфире. Из-за слабых кислотных свойств пероксид водорода
диссоциирует двухступенчато как слабая двухоснОвная кислота:
H2O2 ↔ H+ + HO2-
HO2- ↔ H+ + O22-
В ряде источников упоминается возможность получения высших пероксидов водорода
при воздействии электрического разряда и низкой (до -196 оС) температуры:
O2 --H2--→ H2O3 или H2O4
Наиболее распространенные реакции с их участием:
BaO2 + CO2 + H2O = BaCO3↓ + H2O2
ВаО2 + 2HCl = H2O2 + BaCl2
BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4↓
CuO2 + 2HNO3 = H2O2 + Cu(NO3)2
H2O2(конц.) + HNO2 = HNO3 + H2O
(H2O2 + NaOH)(оба разбавл.) = NaHO2 + H2O
H2O + O = H2O2
H2O2 + 2HI = I2 + 2H2O
2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O
Пероксид водорода может проявлять как
[преимущественно] окислительные:
5Н2O2 + I2 → 2НIO3 + 4Н2O
H2O2 + 2KNI = I2 + 2KOH
H2O2(-1) + KNO2 → KNO3(-2) + H2O
H2O2 + Mn(OH)2 → MnO(OH)2 + H2O
(= амфотерный гидросид)
так и восстановительные свойства:
H2O2 + Ag2O → 2Ag + H2O + O2↑
H2O2 + 2KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O
3H2O2 + 2KMnO4 → 2KOH + 2MnO2 + 2H2O + 3O2↑
|
Некоторые реакции взаимодействия:
H2O2(конц.) + Ba(OH)2 → BaO2↓ + 2H2O (= оксид)
Н2O2 + H2SO3 = Н2SO4 + Н2O
H2O2 + H2SO4 + NH4VO3 → HVO4 + (NH4)2SO4 + H2O
3H2O2(конц.) + 2Tl = Tl2O3↓ + 3H2O
H2O2 + 2KI = I2↓ + 2KOH (= щелочь)
H2O2 + Cl2(насыщ.) = O2↑ + 2HCl (= кислота)
H2O2(безв.) + N2O5 = HNO3 + HNO4
(надазотная кислота)
4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O (= соль средняя)
H2O2(конц.) + KHSO4 = KHSO3(O2) + H2O
(= соль кислая)
Na2O2 + 2Н2O = Н2O2 + 2NaOH (на холоде)
Другие примеры применения:
H2O2 + 2AgNO3 → 2HNO3 + 2Ag + 2O
(окисляется до атомарного кислорода)
H2O2 +I2 +2NaOH(гор.)= 2NaI +O2↑ +2H2O
H2O2(конц.) + MgO = MgO2↓ + H2O
|
Оксиды высшие
оксиды, образованные элементами, отдающими все валентные электроны (для большинства элементов их
число равно номеру группы). Например, для I-ой группы высший оксид - Э2О (щелочной оксид) - степень
окисления равна (+1), а для элементов VI-ой группы (кроме кислорода) высший оксид - ЭO3 (кислотный оксид или
ангидрид). При нагреве высших оксидов отщепляется кислород (O2) и ступенчато образуются низшие оксиды:
MnO2 600o→ Mn2O3
950o→
Mn3O4 1300o→ MnO
(KMnO4 + H2O2 → MnO2 + KOH + 2O2↑)
Высшие оксиды могут быть восстановлены в низшие другими оксидами:
Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2↑
их получают также окислением низших оксидов:
6PbO + O2 = 2Pb3O4
2SO2 + O2 = 2SO3
вытеснением одних оксидов другими:
CaSO4 + B2O3 = Ca(BO2)2 + SO3
или другими способами:
Ba2XeO6 + 2H2SO4 = 2BaSO4 + XeO4(газ) + 2H2O
Свойства оксидов одного и того же химического элемента закономерно изменяются от оснОвных
к кислотным:
CrO(оснОвный) → Cr2O3(амфотерный) → CrO3(кислотный)
(2CrHg + O2 = 2CrO + 2Hg)
Оксиды галогенов
соединения вида ЭX:
Br2O3, Br2O7, ClO2, ClO4, Cl2O6, I2O5, OF2, O2F2(F-OΞO-F), O3F2, O4F2, O5F2 и O6F2 и др.
Примеры реакций получения:
2AgClO3(тв.)+Cl2(газ)= 2ClO2+O2+2AgCl (90 oС)
Br2 + O3 = Br2O3 (в растворе CFCl3)
2ClO2 + 2O3 = Cl2O6 + 2O2↑
F2 + HOF = OF2 + HF (при избытке F)
3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2
F2(ж.) + O2(ж.) = O2F2 (при фотолизе)
5F2 + SO2 = SF6 + 2ОF2 (при 200 оС)
6HClO4 + P2O5 = 2H3PO4 + 3Cl2O7
2О3 + 2НF = ОF2↑ + 2О2↑ + H2O
|
Примеры реакций взаимодействия:
6ClO2+3H2O=HCl+5HClO3 (гидролиз на свету)
6ClO2 + 2O3 → 3Cl2O6 (при 0 оС)
Cl2O + 2NaOH = 2NaOCl + H2O
7I2 + 5Cl2O7(ж.) = 7I2O5 + 5Cl2↑
I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2↑
I2O5 + H2O → 2HIO3
2OF2+2SO2 =SO2F2 +SOF2 (свыше 300 оС)
O2F2 + SbF5 = O2SbF6 + 1/2F2
|
Большинство оксидов галогенов (Br, Cl, I) при взаимодействии с водой обычно образуют кислоты
(оксиды с нечетной степенью окисления - одну кислоту, а с четной - две кислоты)
Примечание.
Молекулы, содержащие кислородо-галогенные группы, в зависимости от условий могут образовывать ряд соединений, например:
H5IO6{= (HO)5IO} → NaH4IO6 → Na2H3IO6 → Na3H2IO6 → Na4HIO6 → Na5IO6
с соответствующими реакциями получения/взаимодействия:
3Ba(NO3)2 + 2Na3H2IO6 → Ba3(H2IO6)2 + 6NaNO3
Na3H2IO6 + 2HNO3(конц.) = NaH4IO6 + 2NaNO3
2Na3H2IO6 + Na2O = 2Na4HIO6 + H2O
|
NaIO3 + Cl2 + 3NaOH = Na2H3IO6
NaIO4 + 2NaOH(разб.) = Na3H2IO6↓ (нераств.)
NaIO4 + 2Na2O = Na5IO6 (нераств., 500 oC)
|
Оксиды гидратированные
оксиды вида 'оксид * число_молекул_воды'. Например, гидратированный оксид мышьяка может быть представлен как в виде формулы мышьяковистой кислоты (HAsO2), так и в стандартном виде: As2O3*H2O
Оксид-гидроксиды (метагидроксиды, оксогидроксиды, гидроксиды кислородсодержащие, гидроксид-оксиды) - смешанные гидроксиды, в которых,- в отличие от однородных,- атомы электроположительных элементов связаны непосредственно как с гидроксогруппами, так и с атомами кислорода, т.е. соединения Al, Cr, Cu, Ga, Mo, Mn, Ti, V и других элементов со структурой, подобной 'O=Cu-OH'. Гидроксид-оксиды могут образовывать структуры как с водородной связью, так и без нее. Обычно их названия начинаются префиксом 'мета', например: АlOOH (=Al2O3*H2O ) - метагидроксид алюминия. Переход от гидроксида к оксид-гидроксидам чаще всего осуществляется через соединения промежуточного типа {например, для цепочки: Mn(OH)2 → Mn(OH)3 → Mn(OH)2O} это:
{4Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Mn(OH)3} → {4Mn(OH)3 + O2 = 4Mn(OH)2O + H2O}
Другие примеры реакций получения / взаимодействия оксид-гидроксидов:
Al(OH)3 - H2O = AlO(OH) (с потерей воды при нагревании)
Ca(ClO)2 + 4Ca(OH)2 + 4MnCl2 = 5CaCl2 + 4MnO(OH)↓ + 2H2O
4Cr(OH)2 + O2 = 4CrO(OH) + 2H2O
2NiO(OH) + Cd + H2O = 2Ni(OH)2 + Cd(OH)2
Тi(OH)4 = TiO(OH)2 + H2O
Гидропероксиды - соединения, содержащие гидропероксидную
группу 'OOH', являющиеся кислыми солями щелочных металлов
или аммония, образованные на основе пероксида H2O2. Они
обычно существуют только в растворах и могут разрушаться в
реакциях по двум параллельным направлениям:
- гемолитически(с образованием свободных радикалов)
- гетеролитически(с образованием молекулярных продуктов)
Примеры реакций получения и использования:
2Ga + 4H2O = 2GaOOH {=HGaO2 =GaO(OH)} + 3H2↑
Na2O2 + C2H5OH = C2H5ONa + NaOOH
NaOOH + HCl = NaCl + H2O2
2NaOOH → 2NaOH + O2↑
2NH4OOH → 2NH3 + 2H2O + O2↑
Оксиды двойные / солеобразные
оксиды, содержащие один и тот же амфотерный элемент в разных степенях окисления {Ag(I)Ag(III)O2, Fe3O4, Pb3O4 и др.} или атомы различных (амфотерных и металлических) элементов {типа (CaTi)O3, феррат KFeO2, (MgAl2)O4 и др.}. Часто их рассматривают как продукт соединения двух или более простых оксидов (кислотно-оснOвные свойства исходных оксидов должны быть близки). Формулы этих оксидов могут
быть записаны по-разному:
оксид Fe3O4 {= двойной оксид FeO*Fe2O3 = солеобразное соединение Fe(FeO2)2}
т.е. он представляет собой оснОвный оксид FeO, химически связанный с амфотерным оксидом Fe2O3, проявляющий в данном случае свойства кислотного оксида.
Pb2O3 {=PbO*PbO2 =PbPbO3}
Pb3O4 {= (Pb2IIPbIV)O4 = Pb2II(PbIVO4)}
Кроме того, оксид Fe3O4 формально можно рассматривать также как соль основания Fe(OH)2
и реально не существующей кислоты HFeO2 в реакции:
Fe(OH)2 +2[НFeO2] = Fe(FeO2)2 + H2O
Характерной чертой таких оксидов является их способность соединяться между собой и с водой (как небезразличным оксидом), а также с кислотами или щелочами не как в обменной реакции. Обычно это твердые, малорастворимые в воде вещества, при взаимодействии с кислотами образующие две разные соли:
(Fe(II)Fe2(III))O4 + 4H2SO4 = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
Некоторые оксиды представляют собой димерные продукты (например, Mo2O6 является димером три_оксид_молибдена MoO3). Сюда же можно отнести оксид золота Au2O2, у которого атомы имеют разные степени окисления: (Au(I)Au(III))O2. Примеры реакций с оксидами:
2AgNO3 + K2S2O8 + 4KOH = Ag2O2
{=Ag(I)Ag(III)O2}↓ +2KNO3 +2K2SO4 +2H2O
4(FeIIFe2III)O4 + O2 = 6Fe2O3 (больше 450 oC)
6Fe2O3 = 4Fe3O4 + O2↑
3PbO2 = Pb3O4 [= (Pb2(II)Pb(IV))O4] + O2↑
Pb3O4 + 8HCl → 3PbCl2 + 4H2O + Cl2↑
Примечания:
1. Оксид Fe3O8 фактически представляет собой сложное соединение: закись (FeO) + оксид (Fe2O3)
2. У самого устойчивого оксида Sb2O4 один атом сурьмы трех-, а другой 5-валентен
3. Иногда окислительную способность оксидов типа бинарного соединения серебра с кислородом (Ag(I)Ag(III))O2 называют смешанной валентностью позиционного типа (с значениями +1 и +3).
4. Во избежание путаницы с формулами солей катионы оксидов обычно выделяют скобками,
а в названиях металлические элементы иногда указывают через дефис:
U3O8 {= U2(V)U(VI)} - окта_оксид_три_урана = оксид урана(VI)-ди_урана(V)
5. Часто понятия 'двойные' и 'смешанные' оксиды считаются синонимами
Оксиды ионные
ангидриды оснований, содержащие ионы (O2-): CaO, Na2O и др. (они всегда имеют координационное строение и отличаются ионными и оснОвными свойствами). В ряде случаев ионными называют оснОвные оксиды. Пример реакции получения оксида:
TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl
Оксиды кислотные (или ангидриды кислот)
оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав кислородсодержащего аниона (им соответствуют кислоты). Практически все кислотные оксиды образованы неметаллами.
Они образуются в результате полной дегидратации (реальной или условной) кислотных
гидроксидов, проявляют кислотные свойства (реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды). Такие оксиды образованы кислородом и неметаллами (в любой степени окисления), металлами со степенями окисления (+5...+8) и оксидами неметаллов (за исключением несолеобразующих оксидов CO, NO, N2O, S2O и SiO). Перечень большинства кислотных оксидов:
As2O3, As2O5, B2O3, CO2, ClO2, Cl2O, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7, CrO3, I2O5, MnO3,
Mn2O7, MoO3, NO2, N2O3, N2O5, P2O5, SeO2, SeO3, SO2, SO3, SiO2 и др.
Оксиды ClO2, NO2 также относят к кислотным, хотя они не образуют гидроксидов. В кислотных оксидах степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте совпадает: SO2-H2SO3, Cl2O-HClO
и др. Примеры реакций с участием оксидов:
2SO3 = 2SO2 + O2 (при 400-700 оС)
2BI3 + 9O2 = B2O3 + 3I2O5 (при 150 оС)
5CO2 + 4P → 2P2O5 + 5C
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O (диспропорционирование)
H2SO4 + 2NaClO3 + SO2 → 2ClO2 + 2NaHSO4
2SO2 → 2SO + O2
Большинство кислотных оксидов являются молекулярными веществами с ковалентной связью
и по агрегатному состоянию в обычных условиях могут быть:
* газообразными (CO2, SO2)
* жидкими (Cl2O7, Mn2O7, N2O3)
* твердыми веществами (B2O3, N2O5, P2O5, SiO2)
Немолекулярные кислотные оксиды{B2O3, CrO3, SO3(тв.),SiO2 и др.} при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными.
Взаимодействие кислотных оксидов:
* с амфотерными оксидами (продукт - соль):
3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3
SiO2 + ZnO = ZnSiO3
* с водой (образуются соответствующие кислородсодержащие кислоты, за исключением оксидов
MoO3, SiO2, TeO2, TeO3, WO3):
2ClO2 + Н2O(хол.) = НClO2 + НClO3
2CrO3 + H2O = H2Cr2O7
* с кислотами (при этом соль не образуется):
SiO2 + HF = SiF4 + 2H2O
CrO3 + H2CrO4 = H2Cr2O7
* с солями:
SO3 + K2Se4O = SeO3 + K2SO4
* с щелочами (продукт - соль и вода):
Cl2O + 2NaOH = 2NaClO + H2O
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Оксид ClO2, реагируя с водой, образует 2 кислоты:
2ClO2 + H2O(хол.) = HClO2 + HClO3
реагируя с щелочью, образует две соли:
2ClO2 + 2NaOH(хол.) = NaClO2 + NaClO3 + H2O
реагируя с пероксидом образует кислородсодержащие соединения:
2ClO2 + H2O2 + 2NaОН = 2NaClО2 + 2H2O + О2↑
а реагируя с другим оксидом в щелочной среде образует соль:
2ClO2 + PbO + 2NaOH = 2NaClO2 + PbO2 + H2O
причем в некоторых случаях подобные реакции протекают только при нагревании.
Кислотные оксиды (за исключением SiO2) растворимы в воде. Они активно участвуют в окислительно-восстановительных реакциях:
CO2 + C to= 2CO
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
а также реагируют с пероксидом:
N2O5 + 2H2O2 = 2HNO4 + H2O
Кислотные оксиды могут записываться в гидратной форме (как кислота): CrO3 → H2CrO4.
Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р2О5) могут отвечать несколько кислот, различающихся между собой числом молекул воды. Форма с наименьшим содержанием молекул воды имеет префикс 'мета' в наименовании, а с наибольшим - 'орто':
Р2О5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная)
P2O5 + 2H2O = 2H4P2O7 {(пиро/ди)фосфорная кислота}
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная)
С участием кислотных оксидов могут протекать окислительно-восстановительные реакции (ОВР) при взаимодействии
(с восстановителем): SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
(с окислителем): 2SO2 + O2 = 2SO3
Некоторые кислотные оксиды взаимодействует со щелочами только при нагревании:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
Примечания:
1. Некоторые оксиды при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие
им кислородсодержащие кислоты, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде
и кислоте совпадает:
SO3 + H2O = H2SO4 (для серы: +6 = +6)
2. Хотя оксид SO2 (сернистый газ) хорошо растворяется в воде {до (40 л) в (1 л) воды}, сернистую кислоту (H2SO3) он не образует {этот газ, растворенный в воде, медленно окисляясь (т.е. присоединяя кислород), превращается в кислоту}
3. Кислотные оксиды не относятся к бинарным соединениям
4. Для кислотных оксидов характерна ковалентная полярная химическая связь
5. Если кислотному оксиду соответствует нерастворимая кислота, такие оксиды не взаимодействуют с водой (например, SiO2)
Способы получения кислотных оксидов:
■ взаимодействием кислотных оксидов с серой и сернистых соединений между собой:
SO2 + S = S2O2 (димер, ангидрид тиосерной кислоты)
SOCl2 + Ag2S = 2AgCl + S2O (получение низшего оксида серы - гемиоксида)
■ восстановлением высших оксидов в низшие и взаимодействием оксидов:
Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2↑
NO + NO2 = N2O3
NO2 + NO3 = N2O5
SO2 + NO2 = NO↑ + SO3
■ вытеснением летучего оксида из солей:
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2↑
■ окислением простых и сложных веществ (кроме золота, платины и благородных газов)
и простейших (низших) оксидов при нагревании:
C + 2O3 → CO2↑ + 2O2↑ (озонированием)
4Cl + 3O2 = 2Cl2O3
3FeS + 5O2 = Fe3O4 +3SO2
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
2NO + O2 = 2NO2
|
2NO2 + O3 → N2O5 + O2↑
4P + 5O2 to= 2P2O5
2S + 3O2 = 2SO3
WC + 2O2 to= WO3 + CO
2ZnS + 3O2 to= 2ZnO + 2SO2
|
■ окислением кислоты:
4HCNS + 9O2 → 4CO2↑ + 4SO2 + 2H2O + 2N2↑
■ полной дегидратацией соединений:
2HClO4 → Cl2O7 + H2O
(обезвоживание в присутствии Р4O10)
2HIO3 → I2O5 + H2O
H2SO4 → SO3 + H2O
■ при обжиге (сгорании) бинарных соединений в кислороде:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2↑
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
■ разложением (при нагревании):
* солей (кроме некоторых солей щелочных металлов): 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2↑
BaCO3 → BaO + CO2↑
Са(HCO3)2 → СаCO3 + H2O + CO2↑
SnC2O4 → SnO + CO2↑ + CO↑ (образуются сразу 3 оксида)
2(VO)SO4 → V2O5 + SO2 + SO3 (образуются сразу 3 оксида)
* кислородсодержащих кислот:
2H3AsO4 → As2O5 + H2O
H2SeO4 → SeO3 + H2O
* высших оксидов и ангидридов:
As2O5 → As2O3 + O2
2N2O5 → 4NO2 + O2↑
SO2 → SO + O (фотохимически)
■ взаимодействием:
* веществ, отнимающих воду, с [кислотами / солями]:
3KClO3 + 3H2SO4(конц.) = 3KHSO4 + 2ClO2 + HClO4 + Н2О (разложение вытесняемой
из соли кислоты за счет диспропорционирования)
2KClO4 + H2SO4(конц) → K2SO4 + Cl2O7 + H2O
2KMnO4 + H2SO4 → Mn2O7 + K2SO4 + H2O (оксид может быть получен только косвенным путем)
* галогена с оксидом кислотным:
2Cl2 + 2HgO → Hg2OСl2 + Cl2O
I2 + N2O5 → I2O5 + N2↑
* кислот с металлами / неметаллами / озоном:
4HNO3 + Zn = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
H2S + O3 → SO2 + H2O
2H2SO4 + C = 2SO2 + CO2↑ + 2H2O
2H2SO4(конц.) + S = 3SO2 + 2H2О
* кислот с оксидами:
2HClO4 + P2O5 = 2HPO3 + Cl2O7
* кислот с солями:
H2SO4 + 2NaClO3 + SO2 =
2ClO2 + 2NaHSO4
* различных элементов и соединений (особенно при нагревании):
Na2Cr2O7 + H2SO4 → 2CrO3 + Na2SO4 + H2O
* растворов сильных кислот с солями слабых неустойчивых кислот:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + (H2CO3 → H2O + CO2↑)
* солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑
■ и другими методами:
2FeO + C = CO2↑ + 2Fe (из оснОвного)
H2S + 3SO3 = 4SO2 + H2O
3PCl5 + 2B(OH)3 = B2O3 + 3PCl3 + 6HCl
PbS + РbSO4 = 2Рb + 2SO2↑ (побочный продукт)
2Cl2 + HgO = Cl2O + HgCl2 (при 0 оС)
Оксиды кластерные
К ним относят низшие оксиды Mo, Nb и Ta {например, оксид МоO2
является двухядерным кластерным}.
К металлическим кластерным оксидам относится также соединение
Mg2Mo3O8. Пример реакции получения оксида:
MoS2 + 2H2O(пар) = MoO2 + 2H2S
Оксиды ковалентные
оксиды неметаллов, обладающие свойствами ковалентных соединений (CO2, NO2, P2O5, SO2, SO3 и др.). При растворении в воде они образуют кислые растворы
Оксиды комбинированные / сложные / смешанные
оксиды, содержащие атомы разных (металлических, амфотерных) элементов (близких по свойствам
по их отношению к кислороду):
Al2MgO4 {=Mg(AlO2)2}, AlNaO2, BaCuO2, BaCu2O2, BeAl2O4, BiNaO3 {=Na2O*Bi2O5}, CaMg(CO3)2,
CaTiO3, (Cr2CuII)O4, Gd2Hf2O7, KNaO, Mg3Al2O6, Na2CrO4, Na2ZnO2, Y2Zr2O7, ZnAl2O4, Zn(AlO2)2
и др. Такие оксиды не являются механической смесью двух оксидов или их твердыми растворами.
Многие из них имеют нестехиометрический состав и не следуют закону постоянства состава. Так,
оксид ThVO2 имеет состав Th0.7V0.3O1.85. Примеры реакций получения и взаимодействия:
Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2↑
BaO2 + 2Cu = BaCu2O2 {=Ba(CuO)2}
Be(OH)2 + 2KOH = K2BeO2 + 2H2O↑ (спеканием)
3Br2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH = 2K2FeO4 +6KBr +8H2O
CaO + MnO2 = CaMnO3
CaO + Mn(OH)4 = CaMnO3 + 2H2O
2Cr2O3 + 4Na2CO3 + 3O2 → 4Na2CrO4 + 4CO2↑
CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH(расплав) = Na2CuO2 + 2H2O
Fe + 2KOH + 2H2O = K2FeO4 + 3H2↑
Fe2O3 + Na2CO3 = 2FeNaO2 + CO2↑
2In+2NaOH+3/2O2=2NaInO2+H2O (в расплаве щелочи)
|
4K2FeO4+10H2SO4= 2Fe2(SO4)3+4K2SO4+10H2O+3O2↑
3MoO3 + 2NaOH = Na2Mo3O10 + H2O
NaAlO2 + 4HCl(конц.) = NaCl + AlCl3 + 2H2O
5NaBiO3 + 2MnSO4 + 16HNO3 →
5Bi(NO3)3 +2HMnO4 +NaNO3 +2Na2SO4 +7H2O
3Na4FeO4 + 5H2O = Na2FeO4 + Fe2O3 + 10NaOH
(диспропорционирует в воде)
3Na4FeO4 + 8H2O = 2Fe(OH)3↓ + Na2FeO4 + 10NaOH
2ReO3 + NaNO3 + 2NaOH = 2NaReO4 + NaNO2 + H2O
4RuO4 + 4KOH(конц.)= 4KRuO4↓ + O2↑ + 2H2O
4Zn + KNO3 + 7KOH = 4K2ZnO2 + H2O + NH3↑
|
Оксиды металлоподобные - специфические оксиды некоторых элементов (например, Ti3O) или оксиды групп элементов
Оксиды молекулярные
оксиды р-элементов (CO2 , RuO4, OsO4 и др.). Обычно они обладают кислотными свойствами. Пример реакции получения:
2Ru + 3O2 = RuO2 + RuO4 (свыше 700 оС)
2RuO2 = Ru + RuO4
Оксиды необычные
оксиды, существующие только в особых средах, имеющие особое атомное строение или состав. Сюда,
в первую очередь, можно отнести оксиды Bi6O7 и Bi8O11, конденсированный тример S3O9, бесцветный газообразный монооксид серы(II) SO (являющийся триплетом в основном состоянии; он не растворяется
в воде, а реагирует с ней) и др.. Основные реакции получения:
* фотохимически:
O + S2 → S + SO
SO2 → O + SO
* окислением сероводорода:
2H2S + O2 = 2H2 + 2SO (2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O - при недостатке кислорода)
3H2S + 2O3 = 3H2O + 3SO
Оксиды несолеобразующие
делятся на безразличные (или индифферентные), пероксиды и солеобразные (двойные). Такие оксиды образуются неметаллами с небольшой степенью окисления {+1 или +2}. Они плохо растворимы в воде, не образуют соответствующих кислот и солей:
CO, NO, N2O, SiO
Индифферентные оксиды путем окисления можно превратить в солеобразующие, например:
2CO + O2 = 2CO2
Так как гидроксидов, соответствующих данным оксидам, не существует, их нельзя получить прямым взаимодействием с водой. Количество таких соединений невелико. В некоторых случаях таким оксидам все же могут соответствовать кислоты (например закиси азота N2O соответствует азотноватистая (гипоазотистая) кислота H2N2O2, со структурной формулой 'Н-О-N=N-O-H'). Примеры реакций получения оксидов:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 2P + 5CO↑
(при сжигании кокса с выделением летучего оксида)
3Mn + 8HNO3(разб., горяч.) = 2NO↑ + 3Mn(NO3)2 + 4H2O
4NH3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О (катализатор: Cr2O3, Pt и др.)
NH2SO2 + HNO3 → N2O + H2SO4 + H2O (75%-ая_азотная)
Возможны окислительно-восстановительные реакции с учаcтием несолеобразующих оксидов:
N2O + SO2 + H2O → N2 + H2SO4
2NO + O2 = 2NO2 (под действием сильных окислителей окисляется)
2NO +2H2 = N2 + 2H2O (при восстановлении взрывается)
Примечание.
Несолеобразующие оксиды иначе называют нейтральными оксидами или бинарными соединениями
Оксиды низшие (закиси, недо[о]киси)
оксиды, в которых атом проявляет низшую степень окисления (содержат значительно меньше кислорода, чем это определено законами валентности и стехиометрии). Они образуются при взаимодействии металла с дозируемым количеством кислорода. Оксид с меньшим, чем в закиси, содержанием кислорода называется недокисью. Примеры соединений:
CO, Cs4O4, Cu2O, FeO, N2O, Nb6O, Rb6O, Rb9O2, Ti6O, Ti3O, W3O (в т.ч. недоокись углерода C3O2)
Низшие оксиды могут быть получены различными способами:
2Cu + NO2 = Cu2O + NO (окисление оксидом азота)
3S + SO2 = 2S2O
(закись серы образуется при действии тлеющего электрического разряда на смесь паров серы
с оксидом SO2).
Низшие оксиды и их соли являются восстановителями, проявляя оснОвный характер. Например, низшие оксиды СО и SiO являются несолеобразующими оксидами, а оксиды Ge(II)O, Sn(II)O и РЬ(II)О - амфотерными оксидами. Интересны свойства хрома: гидроксид низшего оксида обладает оснОвными свойствами, а высшего - кислотными:
(оснОвный оксид)СгО
↓
(гидроксид)Сг(OH)2
↓
(амфотерное соединения){Сг(OH)3 / НСгO2 / Сг2O3}
↓
(кислотный оксид)СгO3
↓
(кислоты){H2СгO4 и H2Сг2O7}.
Низшие и промежуточные оксиды при повышенных температурах в присутствии кислорода воздуха неустойчивы. Низшие оксиды могут переходить в высшие под действием кислорода
(при нагревании или в присутствии катализатора):
2SO2 + O2 to= 2SO3
4FeO + O2 → 2Fe2O3
Оксиды нормальные
соединения, в молекулах которых все атомы кислорода ионно или ковалентно связаны с атомами электроположительного элемента (у них отсутствуют пероксидные группы '-O-O-'), например: MnO2, N2O5, PbO2, SnO2 и др. К ним относят также соединения, в молекулах которых атомы кислорода связаны между собой (например, озон O3). К нормальным относят простые (простейшие), двойные и смешанные оксиды. Нормальные оксиды могут быть, в частности, получены восстановлением пероксидов одноименными металлами:
Na2O2 + Na = 2Na2O
Оксиды оснОвные
оксиды, элемент которых при образовании соли становится катионом (гидраты которых являются основаниями). Они взаимодействуют с амфотерными и кислотными оксидами, а также с кислотами. ОснОвным оксидам соответствуют основания (гидроксиды). ОснОвными являются:
- оксиды щелочных и щелочноземельных элементов в степени окисления (+1) [K2O, Na2O]
- большинство оксидов металлов в степени оксиления (+2) [FeO, MnO и др.]
- оксиды некоторых переходных элементов (Cr, Cu и др.) [за исключением BeO, ZnO, PbO и SnO, являющихся амфотерными].
Все оснОвные оксиды являются твердыми немолекулярными веществами с ионной связью. Перечень оснОвных оксидов:
Ag2O, BaO, Bi2O3, CaO, CrO, Cs2O, CuO, FeO, Fr2O,
HgO, K2O, Li2O, MgO, MnO, Na2O, NiO, Rb2O, Rh2O3, Sr2O
Из-за предельно низкой растворимости оксидов Ag2O и FeО в воде, они не участвуют в реакциях образования оснований, хотя нейтрализуют кислоты и не взаимодействуют со щелочами, поэтому их относят к основным оксидам (Ag2O - полностью оснОвный оксид).
ОснОвные оксиды могут записываться в гидратной форме (как основание): CaO → Ca(OH)2
Если металл образует один оснОвный оксид, то последний называют окисью (CaO, MgO и др.)
Если существует два оснОвных оксида, то оксид с меньшим содержанием кислорода называется
закисью (например, закись железа FeO в противоположность окиси Fe2O3)
Взаимодействие оснОвных оксидов:
* с водородом (продукт - металл и вода):
CuO + H2 → Cu + H2O
* с кислотами (продукт - соль и вода):
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
* с кислотными оксидами (продукт - соль):
CaO + CO2 = CaCO3
Cs2O + SeO3 = Cs2SeO4
K2O + Cr2O3 to= 2KCO2
* с амфотерными оксидами (продукт - соль):
Li2O + Al2O3 = 2LiAlO2
MgO + SiO2 = MgSiO3
CaO + ZnO = CaZnO2
* оксиды [щелочных / щелочноземельных] металлов с водой {за исключением оксидов
Be и Mg} - образуются гидроксиды:
CaO + H2O = Ca(OH)2
Li2O + H2O = 2LiOH
Примечания:
1. ОснОвные оксиды обычно не разлагаются, за исключением оксидов ртути и благородных металлов, которые при нагревании разлагаются на металл и кислород:
2HgO to→ 2Hg + O2↑
2Ag2O to→ 4Ag + O2↑
2. ОснОвные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции с восстановителем
NiO + C to→ Ni + CO
или с окислителем
4FeO + O2 to→ 2Fe2O3
3. Хотя оксиды Ag2O и FeO нерастворимы в воде, они нейтрализуют кислоты, но не взаимодействуют со щелочами
4. ОснОвные оксиды не относятся к бинарным соединениям
Способы получения оснОвных оксидов:
■ восстановлением надпероксидов:
KO2 + 3K = 2K2O
■ окислением простых и сложных веществ (кроме золота, платины и благородных газов)
и простейших (низших) оксидов при нагревании: 2Bi2S3 + 9O2 = 2Bi2O3 + 6SO2
2CrHg3 + O2 = 2CrO + 6Hg
4Cs + O2 = 2Cs2O
2Mg + O2 = 2MgO
4Rb + O2 → 2Rb2O (исключение:
окисление рубидия - на холоде)
■ разложением (при нагревании) солей (кроме некоторых солей щелочных металлов): BaCO3 → BaO + CO2↑
(CuOH)2CO3(сусп.) → 2CuO↓ + CO2↑ + H2O (оснОвной соли)
2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2↑
2Hg(NO3)2 → 2HgO + 4NO2 + O2↑
Sc2(SO4)3 → Sc2O3 + 2SO2 + SO3 + O2↑
(свыше 600 оС)
■ взаимодействием:
* оснований с солями:
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
* [над][пер]оксидов) с соответствующим металлом:
3BaO2 + 2Rh = Rh2O3 + 3BaO
Na2O2 + 2Na to= 2Na2O
* различных элементов и соединений (часто при нагревании или сплавлении):
3Ca + 4NaOH = 3CaO + 2Na + Na2O + 2H2↑
2KNO2 + 6K = 4K2O + N2↑
2KNO3 + 10K → 6K2O + N2↑
■ и другими методами
Оксиды полуторные (или сесквиоксиды)
оксиды вида Cs2O3, K2O3 (парамагнитный), Mn2O3, Rb2O3, оксиды 3-валентных металлов типа Fe8O3, Al8O3, оксиды большинства редкоземельных элементов типа La2O3, Pr2O3 и др. Примеры реакций получения и взаимодействия:
2FeS + 3.5O2 → Fe2O3 + SO2↑
4KO2 = 2K2O3 + O2↑
6NH4HF2 + V2O3 = 2(NH4)3VF6 + 3H2O
V2O3 + 6HF = 2VF3 + 3H2O
Оксиды промежуточные
оксиды Мо8О23, TiO2, ZrO2 и др. Ряд из них образуются в многоступенчатых реакциях (например, двуокись марганца MnO2 в некоторых реакциях является промежуточным продуктом). Промежуточные оксиды
Pb2O3 и Pb3O4 следует рассматривать как смешанные оксиды свинца РbО-РbO2
и 2РbО-РbO2 (свинец входит в состав соединения как катионом, так и анионом). При нагревании оксиды одного вида могут переходить в другой:
PbO2 -300oC→ Pb2O3 -400oC→ Pb3O4 -550oC→ PbO
Примеры реакций получения и взаимодействия оксидов:
3PbO2 = Pb3O4 + O2↑
Pb3O4 {=Pb2PbO4} + 4HNO3 = H4PbO4 + 2Pb(NO3)2
Pb2PbO4 + 4HNO3 = 2Pb(II)(NO3)2 + Pb(IV)O2 + 2H2O
Оксиды простые / простейшие
соединения одного 2-, 3- или 4-валентного элемента с кислородом (например: Al2O3, CoO и др.). Оксиды с химической формулой Э2O3 и Э2O4 достаточно редки (катионом чаще всего выступают H, Si, Al, Fe, Ti, Mn, Sn, Pb, Mg, As, Sb, Bi, Cu, U), а координационные числа катионов обычно 4 или 6. Пример реакции получения оксида:
2Sb2O3 + O2 = 2Sb2O4
Оксиды смешанные
Хотя формально смешанные оксиды и пероксиды/перекиси относят к классу оксидов, по своим свойствам и строению они скорее принадлежат к классу солей
Оксиды солеобразующие (и см. ангидриды)
оксиды неметаллов и металлов (MgO, SiO2, P2O5, Cl2O7 и др.), способные образовывать:
- с водой - образующие соответствующие кислоты и основания
- с основаниями - образующие кислые и нормальные соли
В общем случае к солеобразующим оксидам следует относить оксиды, образующие соли без изменения степени окисления оксидообразующего элемента. Высшие солеобразующие оксиды и летучие водородные соединения относятся к характеристическим соединениям. Солеобразующие оксиды в зависимости от степени окисления и характера соответствующих гидратов делятся на три класса:
* амфотерные (реагирующие как кислотные и как оснОвные оксиды: Al2O3, ZnO)
* кислотные (элемент которого при образовании соли входит в состав кислородсодержащего аниона: NO2, SO3)
* оснОвные(элемент которых при образовании соли становится катионом):СаО, CuO, K2O, Na2O и др.
Примеры реакций получения и взаимодействия:
2AgI + KOH = Ag2O + KI + HI
Na2O + SiO2 → Na2SiO3 (при нагревании)
Примечание.
'Солеобразующие' оксиды и 'солеобразные' оксиды - разные понятия
Оксиды солеподобные - оксиды двойные и смешанные
Оксиды стеклообразующие
оксиды типа As2O5, В2О3, GeO2, SiO2 и ряд других, образующие переохлаженную (не успевшую закристаллизироваться) жидкость
Оксиды тройные - обычно оксид металла, редкоземельного и щелочноземельного элементов:
Ca2La4Ti5O18, La2MgTiO6, Nd2MgTiO6, Sm2MgTiO6 и др.
Оксиды характеристические
кислотные и оснОвные оксиды, подчиняющиеся правилу формальной валентности {т.е. у которых наглядно прослеживается взаимосвязь между положением элемента в Периодической системе и характерными для него степенями окисления: Li2O, CaO и ряд других: (Al, Ga, In, Ln, Sc, Tl)2O3, MgO, а также галогениды и характерные оксиды подгруппы галлия (Al2O3, Ga2O3, In2O3 и Tl2O3)}. В таких оксидах преобладает
ионно-ковалентный тип связи, поэтому их можно подразделить на два вида:
- с преимущественно ионной связью (оснОвные - оксиды металлов)
- с преимущественно ковалентной связью (кислотные - оксиды неметаллов): {координационные (типа SiO2) и молекулярные (типа CO2)}.
Анионо- и катионоизбыточные оксиды не являются характеристическими. Пример реакции получения оксида:
2Li[AlH4] + 4O2 = Li2O + Al2O3 + 4H2O
Оксогалогениды
соединения элементов с кислородом и галогенами вида ЭOX2, ЭO2X2 и др., например:
POCl2, SOCl2, SO2Cl2, SO2ClBr, SO2ClF и др. Примеры реакций получения и взаимодействия:
СO + Cl2 = COCl2 (фосген, сильно ядовит)
COCl2 + H2O = 2HCl + CO2↑ (гидролиз фосгена)
COCl2 + 2NH3 = (NH2)2CO + 2HCl
CrO3+ 2HCl(газ) = CrO2Cl2 + H2O
|
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
SO2 + PCl5 = SOCl2 + POCl3
SO3 + SCl2 = SOCl2 + SO2
SO2Cl2 + NaF = SO2F2 + NaCl
3SOCl2 + 2SbF3 → 3SOF2 + 2SbCl3
|
Оксоиды (окислители элементарные)
вещества, состоящие из атомов одинаковых окислительных элементов (неметаллы, простые вещества которых проявляют ярко выраженные окислительные свойства: p-элементы VII группы). Характерное их отличие - способность своих атомов образовывать только отрицательно заряженные ионы вследствие большого сродства к электрону
Сверхоксиды (устар.) - оксиды переходных металлов типа Fe2O8 и другие, имеющие в своем составе ион-радикалы. Пример реакции взаимодействия:
Fe2O8 + 8CO = 2Fe + 8CO2
Субоксиды
химические соединения, содержащие связанные между собой атомы электроположительного элемента (например: полуоксиды Hg2O, N2O, Re2O, третьоксиды Ti3O и W3O, и др.). Обычно это продукты неполного окисления металлов, например: Cs3O, Cs7O, Rb6O и другие. Известны также смешанные субоксиды типа Rb7Cs11O3 и др. Известен субоксид C5O2
с линейной структурой: O=C=C=C=C=C=O. Пример реакции получения:
2P2O5 + 3CH2(COOH)2 = 3C3O2 + 4H3PO4 (=субоксид углерода + фосфорная кислота)
Графическое изображение формул оксидов
Каждая черточка в графическом изображении обозначает единицу связи:
Mn2O3 → O=Mn-O-Mn=O
SnO2 → O=Sn=O
Некоторые оксиды имеют необычное строение. Например, оксид Rb4O6 имеет состав
{Rb4(O22-)(O2-)2}, в котором различные двухатомные ионы кислорода (O22- и O2-) неразличимы
Реакционные свойства оксидов
Большинство оксидов при нагревании разлагается, восстанавливаются или окисляется до простых веществ:
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3
CuO + CO → Cu + CO2↑
3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2↑ + 3H2O
4FeO → Fe3O4 + Fe (диспропорц.)
|
P2O5 + 5C → 2P + 5CO↑
Rb9O2 → 5Rb + 2Rb2O
2V2O5 → 4VO2 + O2↑
ZnO + C → Zn + CO↑
|
Некоторые оксиды могут взаимодействовать между собой в присутствии других веществ:
NO + NO2 + 2HClO4 → 2NOClO4 + H2O (перхлорат нитрозила)
Кислотные свойства оксида усиливаются с увеличением степени окисления (оснОвные свойства, соответственно, ослабевают), например, в ряду:
Mn+2O (оснОвный)
↓
Mn2+3O3(амфотерный - более оснОвный)
↓
Mn+4O2 (амфотерный - более кислотный)
↓
Mn+6O3 (кислотный)
↓
Mn2+7O7(кислотный)
В реакции
CrO3(тв.) + 2HCl(газ) = CrO2Cl2(жидк.) + H2O(газ)
происходит взаимодействие сухого вещества (CrO3) с газообразным (HCl).
Одни и те же оксиды в зависимости от условий могут реагировать по-разному. Например,
оксид азота NO2 в обычных условиях взаимодействует с водой (растворяясь в ней):
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
(при этом происходит диспропорционирование на азотную и азотистую кислоты), а при температуре
выше (0 oС) реакция протекает по-другому:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
а если через воду пропускать смесь оксида азота и воздуха, то вообще образуется только азотная кислота:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Оксид кобальта(III) является сильным окислителем, восстанавливаясь даже соляной кислотой:
Co2O3 + 6HCl → 2CoCl2 + 3H2O + Cl2↑
Некоторые оксиды могут быть получены окислением бинарных соединений:
2СdSe + 3О2 = 2СdО + 2SeО2
или косвенным путем:
Ag2CO3 = Ag2O + CO2
Примечания:
1. Понятно, что если оснОвные оксиды реагируют с амфотерными и кислотными, а также
с кислотой, то амфотерные и кислотные реагируют с оснОвными оксидами
2. Хотя щелочные металлы и их соединения обладают близкими химическими свойствами,
при взаимодействии с кислородом они образуют как оксиды:
4Li + O2= 2Li2O
так и [над/супер]оксиды и озониды (см. Пероксидные соединения)
3. Оксиды других щелочных металлов (Ba, Cs, K, Rb) могут быть получены косвенным путем:
при сплавлении:
2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2↑
при термическом разложении [над]пероксида:
2BaO2 to→ 2BaO + O2↑
4. Практически амфотерные, кислотные и несолеобразующие оксиды могут быть получены аналогично методам получения оснОвных оксидов. Так как большинство оксидов химически не взаимодействует с водой и не растворяется в ней (Сг2O3, SiO2, ZnO и др.), соответствующие им гидроксиды могут быть получены только косвенным путем, например, из солей:
Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4
5. Некоторые оксиды образуются при воздействии тлеющего электрического разряда (например, трехокись водорода H2O3 образуется при низкой температуре как промежуточный продукт реакции водорода и кислорода). Ряд неметаллов могут реагировать даже с перегретым водяным паром, образуя оксиды:
С + H2O = CO↑ + H2↑
Si + 2H2O = SiO2 + 2H2↑
6. Некоторые оксиды могуть быть получены взаимодействием оксида (ангидрида) и концентрированной кислоты (происходит отщепление воды):
P4O10 + 4HNO3 = (HPO3)4 + 2N2O5
P4O10 + 2HClO4 → H2P4O11 + Cl2O7
7. Некоторые оксиды (например, протактиния) могут растворяться в горячей серной кислоте:
Pa2O5 + H2SO4 = (PaO2)2SO4 + H2O
8. Оксид может быть получен при гидролизе солей:
Ce(NO3)3OH(разб.) + H2O = CeO2↓ + 3HNO3
TeCl4 + 2H2O = TeO2 + 4HCl
из других оксидов:
7ReO2 = 2Re2O7 + 3Re (850 oC)
ReO2 + Re2O7 = 3ReO3
3ReO3 = Re2O7 + ReO2 (диспропорционированием, в вакууме)
Re2O7 + CO = 2ReO3 + CO2↑ (при нагревании)
или по реакции окисления гидроксида:
4Co(OH)2 + O2 = 2Co2O3 + 4H2O
9. Оксид азота (NO) и молекулярный кислород (O2) при высокой температуре не взаимодействуют
Области применения оксидов
1. Получение металлов из природных минералов (бокситов - Al2O3, гематитов -
Fe2O3, магнетитов - FeO*Fe2O3 и др.)
2. Использование в качестве абразивных материалов {например, корунд (Al2O3) обладает большой
твердостью при пескоструйной обработке поверхности металлов} и в производстве огнеупоров
3. Использование как драгоценных камней (рубины и сапфиры)
4. Производство негашеной извести (при обжиге известняка CaCO3):
CaCO3 = СаО + CO2 - Q
(широко используемой в строительстве и сельском хозяйстве)
5. При производстве металлов, стекла, цемента и эмалей {в том числе с использованием кварцевого песка [оксида SiO2]}
6. В качестве катализаторов в современных химических производствах (Al2O3,V2O5,CuO и др.)
7. Оксид азота(IV) NO2 и оксид серы(IV) SO2 - в производстве азотной и серной кислот соответственно:
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 (при определенных условиях возможна обратная реакция - разложение азотной кислоты)
SO2 + H2O(пар) + NO2 = H2SO4 + NO (побочный продукт нитрозного способа получения серной кислоты)
8. Ряд оксидов придают веществам особые свойствами. Так, оксид лантана La2O3 используется для получения оптических стекол с большим углом преломления.
9. Некоторые оксиды обладают уникальными свойствами. Например, оксиды фосфора способны отнимать связанную воду из других соединений, поэтому их часто используют в качестве химических осушителей:
4HClO4 (= 2Cl2O7 + 2H2O) + P4O10→ (HPO3)4 +
2Cl2O7
10. Некоторые оксиды (например, V2O5) при пропускании через них электрического тока изменяют
свой цвет (с желтого на сине-зеленый)
11. Для тяжелой воды (D2O) по сравнению с обычной (H2O) характерны бОльшие значения вязкости, плотности, температур плавления и кипения, а также теплоемкости вследствие более прочных связей
D-O по сравнению с H-O. Разновидности тяжелой и сверхтяжелой воды (HTO, DTO и Т2О) широко применяются в качестве радиоактивных индикаторов влагонепроницаемости веществ
ГИДРОКСИДЫ, ОСНОВАНИЯ и ЩЕЛОЧИ
Гидроксиды / гидроокиси
сложные вещества ионного строения, образующиеся при взаимодействии оксидов с водой. Общая формула гидроксидов: M(OH)n (где n - степень окисления металла 'М'). В зависимости от свойств соответствующего оксида они делятся на три группы:
- амфотерные (основания) - гидроксиды металлов (со степенью окисления +3, +4 и ряд +2), в зависимости от условий проявляющие свойства как кислот, так и оснований {Al(OH)3, Be(OH)2, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Zn(OH)2 и др.}. Амфотерные свойства тем сильнее, чем меньше радиус атомов металла и чем выше его максимальная степень окисления (среди гидроксидов 1-валентных металлов амфотерные отсутствуют, а все гидроксиды 4-валентных металлов сильно амфотерны). Многие основания (в отличие от кислот) являются ионными соединениями. При амфотерном основании амфотерны как соответствующий оксид, так и соответствующий металл
- кислотные (кислоты кислородсодержащие) - гидроксиды неметаллов и металлов (со степенью окисления +5 и +6), проявляющие кислотные свойства, у которых возможно отщепление протона при диссоциации и в реакциях; они образованы неметаллическими элементами, проявляя свойства кислот и содержат атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла {примеры записи кислотных гидроксидов в виде кислот:H2CO3, H2CrO4, HNO3, H3PO4, H2SO4 и др., или в виде оснований: As(OH)3, IOH, Nb(OH)5, Re(OH)4, Zr(OH)4 и др.}
- оснОвные (основания) - гидроксиды металлов (со степенью окисления +1 и +2), проявляющие оснОвные свойства, и у которых возможно отщепление ОН-групп; они могут быть растворимыми в воде (щелочи) и нерастворимыми (основания) {Ca(OH)2, KOH, Mg(OH)2, NaOH и др.}
Гидроксиды металлов с высокими степенями окисления фактически являются кислотами (например, H2CrO4, HMnO4, HVO3 и др.). Свойства гидроксидов закономерно изменяются (от ионных к ковалентным) по группам и периодам Периодической системы, в частности:
(оснОвные): RbOH→Sr(OH)2 → (амфотерные): In(OH)3→Sn(OH)4 → (кислотные): Sb(OH)5→Te(OH)6
Однородные и смешанные гидроксиды - см. 'Оксид-гидроксиды'. Свойства смешанных гидроксид-оксидов аналогичны свойствам однородных гидроксидов. Кислотные свойства гидроксидов и/или соответствующих им оксидов зависят от степени окисления основообразующих атомов. Анионы (кислотные остатки) или катионы амфотерных гидроксидов солей могут выступать в солях в роли кислотных или оснОвных гидроксидов соответственно. Гидроксиды состава H2ЭO4 можно рассматривать как основания типа ЭO2(OH)2. Известны гидроксиды почти всех химических элементов, даже довольно редких. Ряд металлов придают гидроксидам характерную окраску (цвет): Cu - желтый, Fe - красно-коричневый, Ni - светло-зеленый, и др.
В некоторых случаях одно и то же соединение называется по-разному, например: кислота (HNO3) и гидроксид нитроила (NO2OH). Более подробно о гидроксидах - см. далее по тексту
Основания (гидроксиды оснОвные):
- твердые вещества, состоящие из атомов металла (или иона аммония NH3+) и гидроксогруппы 'ОН',
а также гидразин N2H4 и гидроксид аммония NH4OH (существует только в растворах)
- соединения - акцепторы протонов (в протонной теории)
- соединения - доноры электронных пар (по электронной теории)
- электролит, диссоциирующий в водных растворах на гидроксид-ионы (OH-) и катионы металла (или ион аммония NH4+): KOH ↔ K+ + OH-
- химические соединения, способные образовывать ковалентную связь с протоном или со свободной орбиталью другого химического соединения
- соединения, при растворении которых увеличивается концентрация отрицательных ионов растворителя
- соединения, отщепляющие в водных растворах ион гидроксила (гидроксид-ион)
Молекулы оснований являются акцепторами протонов (они способны отдавать анионы и присоединять катионы). Основание образует сопряженную ему кислоту, присоединяя протон.
Основания могут реагировать с кислотами, кислотными оксидами, неметаллами и солями. Вода в серной кислоте проявляет свойства основания:
H2O + H2SO4 = HSO4-+ H3O+
Гидроксид и оксид соответствуют друг другу, если они содержат один и тот же элемент в одной и той же степени окисления атома. Kислотно-оснОвные свойства родственных оксидов и гидроксидов (например, Na2O и NaOH, SO3 и H2SO4) cовпадают.
При отщеплении молекул воды орто-гидроксиды {Э(OH)3, Э(OH)4 и др.} переходят в мета-форму {ЭО(OH), ЭО(OH)2 и др.} соответственно.
Чем выше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов) элементов, имеющих несколько степеней окисления:
Cr(II)(OH)2(осн.гидроксид) → Cr(III)(OH)3 (амф.гидроксид) → H2Cr(IV)O4(кислота)
Примеры реакций образования и разложения гидроксида:
Hg(NO3)2 + 2NaOH = Hg(OH)2 + 2NaNO3
Hg(OH)2 = HgO↓ + H2O
Ряд гидроксидов могут быть образованы по окислительно-восстановительным реакциям:
Mg(NO3)2 + Na2S + 2H2O = Mg(OH)2↓ + H2S + 2NaNO3
или при совместном гидролизе:
2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S + 6NaNO3
Гидроксиды классифицируют (Википедия) по разным признакам:
★ по растворимости в воде:
- малорастворимые {Ca(OH)2, Sr(OH)2}
- практически нерастворимые {Al(OH)3, Be(OH)2, Ca(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Mg(OH)2, Zn(OH)2 и др.}
- растворимые (щелочи) - ионные, сильные {Ba(OH)3, CsOH, KOH, Li(OH), Na(OH), Rb(OH), Sr(OH)2, Tl(OH) и др.}
- молекулярные (слабые) {NH3*H2O (= NH4OH)}
Примечание.
Нерастворимые основания могут быть получены по реакциям обмена растворов солей со щелочами:
CuSO4(раствор) + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4
★ по силе взаимодействия с другими веществами:
сильные (щелочи, гидроксиды металлов), растворимые: Ba(OH)2, Ca(OH)2, CsOH, KOH, NaOH, RbOH, Sr(OH)2
слабые (LiOH и гидроксиды переходных элементов), нерастворимые: Al(OH)3, Cu(OH)2, Mg(OH)2 и др.
★ по кислотности (количеству гидроксильных групп в молекуле):
однокислотные (NaOH и др.)
2-кислотные {Cu(OH)2} и др.
3-кислотные {Fe(OH3)} и др.
4-кислотные {Pb(OH4)} и др.
2K2RuO4 + 4HNO3 = 4KNO3 + Ru(OH)4 + RuO4
3Мо(ОН)3 + 2Н2О = 2Мо(ОН)4 + Н2↑
O3 + MnCl2 + 3H2O = Mn(ОН)4↓ + 2HCl + O2↑
Pb(OH)4 = Pb2O4 + H2O
Sn(OH)4 + HI = SnI4 + H20
Th(NO3)4 + 4NH4OH → Th(OH)4 + 4NH4NO3
PaF5 + 5NaOH → Pa(OH)5↓ + 5NaF
|
Sn(OH)4 + NaOH = Na2[Sn(OH)6]
TeF6 + 6H2O → Te(OH)6 (= H6TeO6) + 6HF
14Al(OH)3 +3Cl2O7 = 6Cl(OH)7 +7Al2O3
8H3PO4 + 3Os(OH)8 = Os2(PO4)8 + 24H2O
Tc2O7 + 7H2O = 2Tc(OH)7
WO3 + 3H2O = W(OH)6
WO4 + 4H2O = W(OH)8
|
Примечания:
1. В ряде источников трех и более кислотные основания рассматривают как кислоты
2. Характеристическими свойствами (по кислотности) гидроксиды обладают только в водных растворах
3. Характерным для многооснОвных гидроксидов является возможность отщепления воды
с образованием оксидов:
Os(OH)8 - 4H2O → OsO4
4. Иногда гидроксиды по этой классификации рассматривают как:
- простые или однокислотные (KOH, LiOH и др.)
- сложные (двух- и более кислотные: Cu(OH)2, Al(OH)3 и т. д.)
★ по летучести:
летучие (NH3 и др.)
нелетучие (нерастворимые основания)
★ по стабильности:
нестабильные / непрочные (разлагающиеся в момент образования): AgOH, Hg(OH)2, Hg2(OH)2,
NH4OH и др.
стабильные {Ba(OH)2, NaOH и др.}
★ по степени электролитической диссоциации:
сильные (щелочи)
{Ca(OH)2, Sr(OH)2}
слабые (нерастворимые основания)
Примечания:
1. Сила основания и его растворимость - разные понятия. Например, гидроксид Ca(OH)2 достаточно сильное основание при небольшой растворимости в воде. Гидроксид аммония (NH4OH) является растворимым, но слабым основанием
2. Сильные основания реагируют с любой кислотой (независимо от ее силы), например (http://www.hemi.nsu.ru/ucheb184.htm):
2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O
а слабое основание со слабой кислотой реагируют незначительно, например:
2NH4OH + H2S = (NH4)2S + 2H2O
3. Сила оснований зависит от природы растворителя и основания тем сильнее, чем больше
константа диссоциации данного основания
4. Гидроксид-ион (OH-) является самым сильным основанием (его константа оснОвности равна 55.5)
★ по наличию кислорода в соединении:
бескислородные (NH3)
кислородсодержащие {KOH, Sr(OH)2 и др.}
★ по типу соединения:
неорганические (содержащие группы ОН)
органические
Все гидроксиды имеют свою окраску {Cu(OH)2 - голубого цвета, Fe(OH)3 - красно-бурого, и др., а гидроксид Co(OH)2 существует в виде розовой или синей модификаций}.
Платина при щелочном гидролизе хлорплатинатов может образовывать [би/тетра]гидроксиды:
Na2[PtCl4] + 2NaOH → 4NaCl + Pt(OH)2↓
Na2[PtCl6] + 4NaOH → 6NaCl + Pt(OH)4↓
Некоторые гидроксиды могут быть получены разложением бинарных соединений водой:
Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2↓ + SiH4↑
Номенклатура оснований (гидроксидов оснОвных)
Их названия складываются из слова 'гидроксид' и названия металла, а в случае образования элементом нескольких оснований, в скобках указывается его степень окисления:
KOH - гидроксид калия
Ca(OH)2 - гидроксид кальция(II)
Fe(OH)3 - гидроксид железа(III) (эквивалентная форма записи - H3FeO3)
Если в соединении одновременно имеются оксидный и гидроксидный анионы, в названиях оснований используются числовые приставки:
TiO(OH)2 - ди_гидроксид-оксид титана или мета_гидроксид Ti
MoO(OH)3 - три_гидроксид-оксид молибдена
а соединения, проявляющие в водных растворах свойства оснований, называются особо:
NH3*H2O (= NH4OH) - гидрат аммиака
N2H4*H2O - гидрат гидразина
В ряде случаев используются тривиальные названия:
NaOH - едкий натр (каустическая сода, каустик)
KOH - едкое кали
Ca(OH)2 - гашеная известь
Формула одного и того же гидроксида может быть записана по-разному, например, в форме основания {Zn(OH)2} или в форме кислоты (H2ZnO2), а также равнозначно из {Al(OH)3 ↔ H3AlO3 ↔ HAlO2 + H2O}
Примечания:
1. Основания, содержащие несколько гидроксогрупп, диссоциируют ступенчато,
с постепенным отщеплением ионов (ОН-)
2. Некоторые основания [AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH] разлагаются даже при комнатной температуре,
а остальные разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:
Ca(OH)2 to= CaO + H2O (отщепление воды)
3. ОснОвные гидроксиды образуют при диссоциации только гидроксид-ионы (OH-) и могут взаимодействовать с кислотами и другими соединениями с образованием различных солей:
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O (средняя соль)
Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O (кислая соль)
2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O (оснОвная соль)
Ca(OH)2 + Br2 = Ca(OBr)Br + H2O
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
4. Гидроксиды щелочных металлов и Ba(OH)2 устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения),
а гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются
5. Гидроксид, связывающий протоны, в реакциях выступает основанием, а связывающий гидроксильные группы - кислотой
6. В соответствии с электронной теорией, отличительным признаком кислоты и основания является взаимодействие их друг с другом с образованием кислотно-оснОвных комплексов (продукт нейтрализации)
с донорно-акцепторными (координационными) связями. Атом, ответственный за кислотные свойства рассматриваемого соединения, после
приобретения пары электронов обычно
имеет завершенную электронную конфигурацию:
AlCl3 + [Cl]- → [AlCl4]-
Zn(OH)2 + 2OH ↔ [Zn(OH)4]
7. Кислотами и основаниями являются химические соединения, образующие анионы и катионы, идентичные анионам и катионам данного растворителя
Гидроксид-ион
отрицательно заряженный ион (OH-). Например аммиак (NH3), принимает протоны
у молекул воды, образуя ионы (OH-) и ионы аммония (NH4+3).
Раствор аммиака в воде имеет щелочную реакцию, а процесс сопровождается выделением тепла (около 33 кДж/моль) и образованием
гидроксида аммония:
(NH3 + H2O) ↔ NH4OH ↔ (NH4+ + OH-)
Гидроксил (группа гидроксильная, гидроксигруппа, оксигруппа)
функциональная группа (OH), в которой
атомы водорода и кислорода связаны ковалентной связью
Гидроксиды амфотерные
гидроксиды, растворенная в воде часть которых диссоциирует на ионы водорода, катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка. Они проявляют (в зависимости от условий) как оснОвные, так и кислотные свойства (с сильными кислотами амфотерные гидроксиды реагируют как основания, а с сильными основаниями - как кислоты). Растворимость амфотерных гидроксидов в щелочах считается проявлением кислотных свойств. Амфотерные гидроксиды по свойствам близки к оснОвным гидроксидам (основаниям). Амфотерные гидроксиды имеют немолекулярное строение. У них слабо выражены металлические/ металлоидные свойства. К ним относят также гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления (железа или хрома). Примеры амфотерных гидроксидов:
AgOH, Al(OH)3, Be(OH)2, Cd(OH)2, Cr(OH)3, CrO(OH), Ga(OH)3,
In(OH)3, La(OH)3, Mn(OH)4, Pd(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Ta(OH)3, Zn(OH)2
В эту же группу относят и гидроксиды Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и V(OH)3, проявляющие амфотерные свойства с преобладанием оснОвных.
Амфотерные гидроксиды могут быть записаны в виде оснОвной {в случае выполнения роли основания - Zn(OH)2} или кислотной {в случае выполнения роли кислоты - H2ZnO2} форм. Реагируя с кислотами они проявляют свойства оснований:
Al(OH)3 + 2HCl → Al(OH)Cl2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 +
2H2O
а при взаимодействии с щелочами проявляют свойства кислот:
Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O
Zn(OH)2 {=H2ZnO2} + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] {≡ Na2ZnO2 + 2H2O} (в растворе)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O (при сплавлении)
Амфотерные гидроксиды могут быть получены при взаимодействии солей с щелочами
(в эквивалентном отношении):
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
AlCl3 + 2NaOH = Al(OH)3 {=[H3AlO3]} + 3HCl
АlСl3 + 3NаОН = Аl(OH)3 + 3NaCl (в растворе)
Cr2(SO4)3 +3Na2S +6H2O= 2Cr(OH)3↓ +3H2S↑ +3Na2SO4
BeCl2 + 2NH4OH → Be(OH)2 + 2NH4Cl
или другими способами:
AlCl3 + 3(NH3*H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
2Fe + 2H2O + O2 → 2Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
2Pb(порошок) + 2H2O + O2 to→ 2Pb(OH)2↓
2Ti(OH)2 + 2H2O → 2Ti(OH)3 + H2↑
ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2↓ + 2NaCl
В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды образуют соответствующие комплексные соли:
Al(OH)3 + NaOH → Na2[Al(OH)4]
Так как амфотерные гидроксиды - нерастворимые соединения, их обычно получают косвенно (путем взаимодействия щелочей с солями соответствующих металлов):
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
разложением комплексной соли сильной кислотой:
2Na[Al(OH)4] + H2SO4 = 2Al(OH)3 + Na2SO4 + 2H2O
осаждением из растворов солей:
CdCl2 + 2NaOH → Cd(OH)2 + 2NaCl (при кипячении в водном растворе)
In(NO3)3 + 3NaOH → In(OH)3↓ + 3NaNO3 (осаждение щелочью растворимой соли)
VCl3 + 3NaOH = V(OH)3 + 3NaCl (без доступа воздуха)
или другими способами:
4Fe(HCO3)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 + 8CO2↑
4K2FeO4+ 10H2O = 4Fe(OH)3 + 8KOH + 3O2↑
Примечания:
1. При степени окисления элемента больше двух некоторые амфотерные гидроксиды могут находиться в мета- или орто- формах соответственно, например; AlO(OH) и Al(OH)3, FeO(OH), Fe(OH)2 и др.
2. Большинство амфотерных гидроксидов являются амфолитами по отношению к воде
Гидроксиды галогенов
соединения вида BrOH (≡ HBrO), IOH (≡ HIO) и др. Примеры реакций получения и использования:
2Br2 + HgO + H2O = 2BrOH + HgBr2 (на холоде)
F2 + H2O(лед) = HF + FOH (на холоде)
IOH + HNO3 = INO3 + H2O
Гидроксиды кислотные (и см. 'Кислородсодержащие кислоты'):
гидроксиды металлов и неметаллов, проявляющие кислотные свойства (при реакциях и диссоциации у них отщепляется протон). Иначе - это соединения, содержащие в своем составе водород, который может замещаться металлом, образуя соли. Кислотные гидроксиды могут быть:
- молекулярными (H2CO3, H3BO3, HNO3, H3PO4, H2SO3)
- немолекулярными (H2SiO3)
Связь кислорода с электроположительным элементом в кислотных гидроксидах ковалентная, а водорода с кислородом - ионная или сильно полярная. Большинство из них молекулярные вещества, существующие в мета-форме, и если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка, например: HNO3 состава NO2(OH), H3PO4
состава PO(OH)3 или H2SO4
состава SO2(OH)2
Кислотным гидроксидам (H2SO4, H2CO3 и др.) отвечают
кислотные оксиды (SO3, CO2), причем степень окисления металла в оксиде и гидроксиде одинакова. Примеры кислотных гидроксидов: B(OH)3, Sn(OH)4, Ta(OH)5, Te(OH)6, I(OH)7, Os(OH)8. Пример реакции получения:
B + 3HNO3 = B(OH)3 + 3NO2↑
Гидроксиды оснОвные (и см. Основания) - вещества, молекулы которых являются акцепторами протонов
Они содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки с соблюдением стехиометрической валентности. Основные гидроксиды - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления:
Ba(OH)2, Ca(OH)2, CsOH, FrOH, LiOH, La(OH)3, Mn(OH)2, Mn(OH)3, NaOH и др.
Они растворяются только в кислотах (не реагируют с щелочами) и существуют в орто-форме: Ca(OH)2. ОснОвным гидроксидам отвечают оснОвные оксиды (например, CaO). Следует отметить, что степень окисления металла в оксиде и гидроксиде одинакова. Металл с кислородом в оснОвных гидроксидах связан ионной связью, а водород с кислородом - ковалентной. Примеры взаимодействия с их участием
и получения:
Ba(OH)2 + 2CuCNS → Ba(CNS)2 + 2CuOH
Ва(ОН)2 + Li2SO4 = 2LiOH + BaSO4
BaS + 2H2O → Ba(OH)2 + H2S↑
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4
La2O3 + 3H2O → 2La(OH)3
MnCl2 + 2NaOH → Mn(OH)2 + 2NaCl
Mn(OH)NO3 + H2O = Mn(OH)2 + HNO3
|
2Mn(OH)2(как основание)+ Mn(OH)4(как кислота)→
Mn3O4(= Mn2MnO4) + 4H2O
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4
MnSO4 + 2KOH → Mn(OH)2↓ + K2SO4
2NaOH + Cr2O3 = 2NaCrO2 + H2O
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
|
Гидроксиды сложные
гидроксиды двух-трех металлов, в которых металлы электроположительны {Ca3Al2(OH)12} или в которых один металл/неметалл гораздо менее электроположителен, чем другой (образуя с ОН-группами ковалентный гидроксо-ион): AlLa(OH)3, Ba2Cu(OH)6, FeCo(OH)2, NaAlMg(OH), SnZn(OH)6 и др.
Кислотность оснований
число гидроксильных групп 'ОН' в молекуле основания, способных замещаться на кислотные остатки с образованием солей:
- однокислотные основания образуют одновалентные металлы; их нормальная концентрация равна молярной (например, у KOH)
- многокислотные основания {образуют многовалентные металлы:
Ва - Ва(OH)2 - 2-кислотное,
Fe - Fe(OH)3 - 3-кислотное и т.д. (см. классификацию оснований)}
Трех- и более кислотные основания могут образовывать несколько оснОвных солей {например, CrOH(NO3)2 и Cr(OH)2NO3}
Константа оснОвности (Kо)
определяет силу данного основания в водном растворе. Основания со значением
(Kо < 1*10-1) называют слабыми, а со значением (Kо > 1*10-1) - сильными
Основания анионные (по Брёнстеду-Лоури)
имеют очень небольшие константы диссоциации, а в водных растворах они протолитически взаимодействуют с молекулами воды. Например, соли по протолитической теории состоят из катионных кислот и анионных оснований
[хлорид-ионы (Cl-) - это анионы соляной кислоты], а хлорид аммония в водном растворе существует в виде слабой катионной кислоты (NH4+) и очень слабого анионного основания (Сl-). Примеры анионных оснований:
CO32-, Cl-, ClO-, HCO3-, NO2-, PO43-, PO4-, SO32- и др.
Пример реакции: NO-2(о1) + H2O(к2) ↔ HNO2(к1)
+ OH-(о2)
Примечание.
(к1), (о2) и т.п. - это 'кислота-1', 'основание-2' и т.д.
Основания ионные - см. Щелочи
Основания катионные (по Брёнстеду-Лоури)
[Al(H2O)5OH]2+;
[Zn(H2O)5OH]+. Пример реакции:
[Zn(H2O)5OH]+(о1) + H2O(к2) ↔
[Zn(H2O)5]+(к1) +
OН-(о2)
Основание Льюиса (нуклеофил)
анионы или нейтральные молекулы, отдающие (доноры) неподеленную (несвязывающую) пару электронов для образования ковалентной связи - устойчивой электронной группировки другого атома (OH-, NH3, H2O, CO32- и др.). Они являются потенциальными лигандами. Другая молекула/катион, с которой основание образует связь, является акцептором электронной пары. К таким основаниям относятся все анионы, галогены, спирты и др. Например, аммиак выступает как основание Льюиса
в реакциях
HNO3 + NH3 ↔ NO3- + NH4+
AlF3 + :NH3 ↔ [AlF3]:[NH3]
Пример химической реакции между кислотой и основанием Льюиса:
PCl5 + Cl- → PCl6-
Примечания:
1. Основание И. Брёнстеда - акцептор протона
2. Понятия 'основание Брёнстеда' и 'нуклеофил' различны. Основание (имея сродство к протону) является частным случаем понятия 'нуклеофил' (нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице).
3. Основание М. Усановича (1938) - донор аниона (в том числе электронной пары) или акцептор катиона (в том числе ион Н+); иначе - вещество, способное (отщеплять анионы) / (присоединять катионы):
СH3I(кислота) + N(CH3)3(основание) = (CH3)4NI
4. Основание А. Шатенштейна (1960) - электронодонорный реагент, обладающий сродством
к протону
5. Основания Льюиса мягкие - лиганды, донорные атомы которых обладают высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью и относительно легкой окисляемостью (CO, CN-, S2O32- и др.)
6. Основания Льюиса промежуточные: N2, N3-, Br-, SO32- и др.
7. Основания Льюиса жесткие - лиганды, донорные атомы которых обладают низкой поляризуемостью, высокой электроотрицательностью, слабо окисляющиеся
(NH3, OH-, SO42-, PO43- и др.)
8. Пример взаимодействия Льюис-реагентов:
AgCl(тв.) + 2{:NH3}(газ) + H2O(жидк.) ↔ Ag(NH3)2Cl(водн.) {=[H3N:Ag:NH3]+Cl-(водн.)}
Основания молекулярные или нейтральные (по Брёнстеду-Лоури)
вещества, не обладающие щелочной реакцией, но способные
присоединять протон от воды. После присоединения протона основание превращается в катион-кислоту, сопряженную с соответствующим
основанием. Протонирование/депротонирование с образованием соответственно катиона/аниона может существенно изменять распределение электронов в молекулах оснований. Такие основания
в воде настолько слабы, что их сопряженные кислоты
являются гораздо более сильными. Примеры молекулярных оснований:
H2О, NH3,
C6H5NH2, CH3NH2 и др.
Пример реакции:
NH3(о1) + H2O(к2) ↔ NH+4(к1) + OH-(о2)
Основания / гидроксиды нерастворимые
группа практически нерастворимых оснований
Al(OH)3, Be(OH)2, Cr(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Mg(OH)2, Ni(OH)2, Zn(OH)2 и др.
Деление оснований на растворимые и нерастворимые практически полностью совпадает с делением их на сильные и слабые (или гидроксиды металлов и переходных элементов), за исключением LiOH (являющимся слабым растворимым основанием). В общем случае нерастворимые гидроксиды практически не выделяют собственных ионов, хотя могут связывать ионы, уже имеющиеся в растворе. Нерастворимые основания иногда делят на оснОвные и амфотерные. Нерастворимые в воде основания могут быть получены взаимодействием их растворимых солей с щелочами:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4
MnCl2 + 2KOH = Mn(OH)2 + 2KCl
но не могут быть получены из соответствующего оксида и воды (за исключением оксида магния). Примеры реакций получения нерастворимых оснований:
Ca(OH)2 + CuSO4 = CaSO4 + Cu(OH)2↓ (щелочь+соль=основание+соль)
4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Cr(OH)3↓
CuBr2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaBr (реакция в растворе)
Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4
Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Основания протонные
анионы (карбонат- или цианид-ионы), катионы-основания (гидразиния) и нейтральные частицы (гидрат аммиака - NH4OH)
Основания / гидроксиды сильные (щелочи)
основания, реагирующие с избытком воды необратимо(диссоциируют на ионы полностью: КОН→К++ОН-). Сильные основания (как и сильные кислоты) вытесняют аналогичные слабые соединения из растворов их солей. К сильным относятся все хорошо растворимые гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, ионы которых полностью переходят в раствор:
Ca(OH)2, CsOH, Ba(OH)2, KOH, LiOH, NaOH, RbOH
Основание, сопряженное слабой кислоте, является сильным. Сильное основание реагирует с любой кислотой (независимо от ее силы). Примеры реакций получения:
2H2O + 4KMnO4 = 4MnO2↓ + 3O2↑ + 4KOH
Li2SO4 + Ва(OH)2 = BaSO4 + 2LiOH (в обменной реакции)
Растворы слабых кислот и сильных оснований имеют щелочную реакцию
Основания слабые
основания, реагирующие с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно (иначе - соединения, способные быть акцепторами протонов): Fе(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2 и др. Слабым является также гидрат аммиака NH4ОН (хотя он и растворим). Обычно слабым является основание, сопряженное сильной кислоте. Слабые основания - плохо растворимые. Примеры реакций получения слабого основания и взаимодействия его с кислотой:
BeSO4 + 2NaOH(разб.) = Be(OH)2↓ + Na2SO4
Mg(OH)2(тв.) + 2HCl(газ) = MgCl2(тв.) + 2H2O (в отсутствие воды)
PaO2(OH) + HCl = PaO2Cl + H2O
Основание сопряженное
обычно представляет собой соль данной кислоты. Сопряженное основание сильной кислоты является слабым основанием (и наоборот). Так как свободные протоны не могут
существовать
в растворе несвязанными, они переходят от кислоты к основанию, образуя сопряженное основание и
сопряженную кислоту:
(кислота)СH3COOH +(основание)NH3 ↔
(сопряж. основание)CH3COO- +(сопряж. кислота)NH4-
(уксусная кислота, отдавая протон, превращается в сопряженное основание)
Основность среды
играет большую роль, так как металлы-восстановители в слабокислой или нейтральной среде значительно более слабые восстановители, чем в кислой среде
Остаток оснОвный
катион, образующийся после отщепления от молекулы гидроксида одного или нескольких гидроксид-ионов (количество остатков равно числу гидроксогрупп в составе молекулы)
Сила основания
способность отдавать гидрокси-группы в водных растворах (иначе - характеристика основания, показывающая, насколько прочно оно связывает протоны, оторванные от молекул данного растворителя). Сила оснований (а также их растворимость в воде) в каждой группе Периодической системы возрастает сверху вниз (с увеличением радиуса катиона). Основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота. Сила основания зависит от электроотрицательности атома, несущего отрицательный заряд. Она важна
в реакциях с кислотами (слабые кислота и основание реагируют незначительно, а сильное основание реагирует с любой кислотой). Основания делятся на:
- сильные (легко отдают гидрокси-группы)
- слабые (практически не отдают гидрокси-группы)
Для оценки силы основания используется константа кислотности кислоты. Сила оснований убывает
в приведенном ряду (жирным выделены слабые основания):
CsOH → RbOH → KOH → NaOH → LiOH → Ba(OH)2 → Sr(OH)2 → Ca(OH)2 →
→Mg(OH)2→Fe(OH)2→
NH4OH→Zn(OH)2→Al(OH)3→Fe(OH)3 (большинство гидроксидов металлов)
Примечания:
1. За исключением NH4OH большинство слабых оснований нерастворимы.
2. Сила основания и его растворимость - разные понятия. Например, гидроксид Ca(OH)2 - сильное основание, хотя его растворимость в воде низкая
3. Сила оснований и кислот зависит от среды, в которой они растворяются. В водной среде кислотность и основность растворенных соединений ограничиваются кислотностью и основностью ионов (H3О+) и (ОН-) соответственно
4. Чем ниже константа автопротолиза растворителя, тем более сильные кислоты и основания могут существовать в этом растворителе
Суперщелочи
молекулы с экстремально низкими значениями потенциала ионизации, например, в соединениях K4О (3.62 V), K3О (3.65 V), Na2Cl (4.15 V) и др.
Щелочи
хорошо растворимые в воде сильные (ионные) основания (гидроксиды), создающие в водном растворе большую концентрацию ионов (ОН-). К ним относят гидроксиды:
- щелочных металлов: Cs, Fr, K, Li, Na, Rb (LiOH, KOH и др.); основания щелочных металлов (за исключением LiOH) термостойки
- щелочноземельных металлов: Ba, Ca
- гидроксид аммония NH4OH и таллия TlOH
Все щелочи (за исключением гидроксида аммония NH4OH) являются сильными основаниями. CsOH - сильнейшая щелочь (на порядок сильнее остальных гидроксидов щелочных металлов) вследствие легкой диссоциируемости (отщепления иона Cs+). Все щелочи обладают свойством вступать в реакции солеобразования, изменяют окраску индикаторов, и др. Они активно поглощают из воздуха воду. К щелочам относят также электролиты, образующие при диссоциации анионы (ОН-). В общем случае щелочи взаимодействуют с амфотерными гидроксидами, кислотами, кислотными оксидами, переходными металлами и растворами солей (многочисленные примеры, кроме приведенных ниже, рассеяны по тексту справочника со словами 'основание' / 'гидроксид' или без них). Примеры реакций получения щелочей:
Ba(OH)2 + Rb2SO4 → 2RbOH + BaSO4 (в обменной реакции: щелочь + соль)
2Cs + 2H2O → 2CsOH + H2↑ (при взаимодействии с водой)
2KI + H2O + O3 = 2KOH + O2↑ + I2 (в щелочной среде)
K2S + H2O ↔ KOH + KHS (бисульфид / гидросульфид калия)
2NH4Cl + 2NaOH = 2NH4OH + 2NaCl (= гидроксид аммония)
Na2H2P2O5 + 3H2O = 2NaOH + 2H3PO3 (гидролиз, при кипячении)
NaNO3 + 8Ti(OH)3 + 6H2O = NaOH + NH3 + 8Ti(OH)4
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
Щелочи (в растворах) способны реагировать с амфотерными гидроксидами:
3KOH + Cr(OH)3 = K3[Cr(OH)6]
с амфотерными и кислотными оксидами:
2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O
с амфотерными металлами и некоторыми неметаллами:
2NaOH + 2Al + 6H2O = 2NaAl(OH)4 + 3H2↑ (= оснОвная соль)
3KOH + 4P + 3H2O = 3KH2PO2 + PH3↑
6KOH + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3H2O
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑
Продукты взаимодействия щелочей с галогенами (Cl, Br и I) зависят от температуры:
2KOH + Cl2 = KCl + KClO + H2O (при 20 оС)
6КОН(гор.) + 3Сl2 = 5КСl + КClО3 + 3Н2О
Примечания:
1. По другим источникам, к щелочам относят только гидроксиды
Ba(OH)2, CsOH, KOH, LiOH, NaOH, RbOH, Sr(OH)2, так как большинство других оснований
в воде малорастворимы
2. По отношению к щелочам в общем случае можно считать синонимами термины
'гидроксид', 'основание' и 'щелочь', в остальных же случаях - 'гидроксид' и 'основание'
Графическое изображение формул оснОвных гидроксидов:
NaOH → Na-O-H
Ca(OH)2 → H-O-Ca-O-H
Химические свойства щелочей и оснОвных гидроксидов
Щелочи являются сильными основаниями и очень агрессивны (например, гашеная известь вызывает труднозаживающие химические
ожоги). Щелочи поглощают воду и углекислый газ (CO2) из воздуха.
Растворы щелочей (мыльные на ощупь) меняют окраску индикаторов:
а) лакмус - в синий цвет
б) бесцветный раствор фенолфталеина - в малиновый цвет
в) метилового оранжевого - в желтый
Щелочи диссоциируют в растворах на катион металла и анион (ОН-):
KOH ↔ K+ + OH-
Ba(OH)2 ↔ Ba2+ + 2OH-
Гидроксиды взаимодействуют
■ между собой:
2Al(OH)3 + Ca(OH)2 = Ca(AlO2)2 + 4H2O
Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + H2O (при нагревании)
2NaOH(конц)+ Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]
■ с кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
■ с кислотными оксидами:
6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 +
3H2O
4NaOH + 2RuO4 = 2Na2RuO4 + 2H2O + O2↑ (= рутенат натрия)
■ с некоторыми неметаллами:
6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (обычно происходит диспропорционирование)
■ с амфотерными оксидами (при сплавлении):
2KOH(тв.) + ZnO to=
K2ZnO2 +
H2O
■ с солями:
4La(OH)3 + Na2CO3 = Na2La4O7 + 6H2O + CO2↑
2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2 + 2NaCl
а также с металлами
Стойкость к нагреванию
Хотя гидроксиды термически достаточно устойчивы, большинство из них при нагревании разлагаются
на оксид и воду:
Cu(OH)2 to= CuO + H2O
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O (нерастворимый гидроксид)
Sn(OH)2 to= SnO + H2O
Способы получения различных гидроксидов / оснований / щелочей:
■ в окислительно-восстановительных реакциях:
2KMnO4 + H2O2 + 4H2O → 2Mn(OH)4 + 2KOH + 2O2↑
■ взаимодействием {амиака / [щелочных / щелочноземельных] металлов} с водой:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑
NH3 + H2O = NH3*H2O ↔ NH4+ + OH- (образуется гидроксид аммония)
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
■ взаимодействием оксидов [щелочных / щелочноземельных] металлов с водой:
Na2O + H2O = 2NaOH
■ взаимодействием солей с водородом:
NaNO3 + 4H2 = NH3 + NaOH + 2H2O
■ гидролизом взаимозависимым (при смешивании водных растворов солей):
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O(гор.) = 2Al(OH)3 + 6NaCl + 3CO2↑
■ гидролизом солей, протекающим до конца:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ (солей очень слабых оснований с очень слабыми кислотами)
■ обменным взаимодействием гидроксидов с солями (образуется новое основание и слаборастворимая соль):
Ca(OH)2 + Na2CO3 ↔ 2NaOH + CaCO3↓ (= щелочь)
2NH4OH + MgCl2 ↔ Mg(OH)2 + 2NH4Cl
2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2 + Na2SO4↓
3NаОН + SbCl3 = Sb(OH)3 + 3NaCl
6NaOH + Bi2(SO4)3 = 2Bi(OH)4↓ + 3Na2SO4
■ повышением до высшей степени окисления катиона:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
■ разложением (необратимым) некоторых соединений и солей водой:
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑
CaS + 2H2O = Ca(OH)2 + H2S
Li3N + ЗH2O = 3LiOH + NH3
■ разложением некоторых комплексных соединений при нагревании:
[Cr(OH)6] = 3KOH + Cr(OH)3 (здесь из одного сложного
вещества получаются два сложных)
■ электролизом растворов некоторых солей:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2↑ + Cl2↑ (при разделении анодного и катодного пространства); процессы:
- на аноде (2Cl- - 2ё → Cl2)
- на катоде (2H2O + 2ё → H2 + 2OH-)
(электролиз NaCl ведут на железном или на ртутном катоде, а анодом в обоих случаях служит искусственный графит)
Области применения оснОвных гидроксидов.
Основания и щелочи широко применяются в промышленности (в больших количествах используются гидроксиды NaOH и KOH). Они
находят разнообразное применение:
- в производстве мыла, искусственного шелка и бумаги
- в текстильной и кожевенной промышленности
- для очистки нефтепродуктов и др.
Например, гашеная известь Ca(OH)2 применяется в качестве ингибитора коррозии металлов под действием морской воды, а также в качестве реагента для устранения жесткости воды.
Щелочи широко используются также в составе растворов для химического обезжиривания поверхностей черных и некоторых цветных металлов и сплавов перед нанесением на них различных покрытий.
Гидроксиды железа(III), кальция и натрия применяются в качестве реагентов для очистки газов от сероводорода, а гидроксиды алюминия и железа(II) - в качестве флокулянтов для очистки воды
КИСЛОТЫ
Кислота неорганическая (варианты определений):
- вещество, являющееся донором протонов
- вещество, один из атомов которого может принимать в свою (валентную / координационную) орбиталь присущую только основаниям электронную пару какого-либо другого атома
- сложное вещество, состоящее из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться
на атомы металлов, и кислотный остаток
- вещество, образующее при диссоциации в водных растворах ионы гидроксония (гидратированные ионы водорода)
- сложное вещество, способное отдавать катионы (соединяющиеся с анионами или электронами) или нейтрализующее основание с образованием соли
- вещество, диссоциирующее с образованием катиона, соответствующего катиону растворителя
- соединение, при растворении которого увеличивается концентрация положительных ионов растворителя.
Кислоты обладают рядом характерных свойств {в частности, общим признаком кислот явлется наличие в их растворах иона водорода (H+) или гидроксония (H3O+)}, кислым вкусом (изменяют окраску индикаторов). Они диссоциируют на ионы (Н+) и анионы кислотных остатков:
H2SO4 → 2H+ + SO42-
HNO3 → H+ + NO3-
При растворении ряда кислот в воде происходит химическое взаимодействие реагентов:
HNO3 + H2O = H3O+ + NO3-
Возможность кислоты диссоциировать в данном растворителе определяется способностью кислоты к отщеплению протона и способностью основания к его присоединению. Кислота и основание составляют сопряженную пару: кислота образует сопряженное ей основание, теряя протон:
NH3 + H+ ↔ NH4+
При взаимодействии с другими веществами кислоты могут образовывать нерастворимые соли или претерпевать окислительно-восстановительные превращения
К кислотам относят также устойчивые только при низких температурах ионные вещества, содержащие ион оксония: (H3O)Br, (H3O)Cl, (H3O)2SO4 и др. (не отличающиеся по химическим свойствам от обычных молекулярных кислот типа HBr, HCl, H2SO4 и т.д.)
Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные щелочными металлами.
Кислотами могут выступать как нейтральные молекулы, так простые (элементные) и сложные ионы
Примечания:
1. Борная кислота H3BO3 является исключением: она акцептирует ионы (OH-), вследствие чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:
H3BO3 + 2H2О ↔ [В(OH)4]- + H3О+
2. Иногда вместо стандартной формулы (например, кремниевой кислоты - H2SiO3) на практике пользуются эквивалентной формулой H4SiO4, чтобы подчеркнуть связь атома кремния с четырьмя группами (OH), образующих тетраэдрическую структуру
3. Химические формулы кислот и гидроксидов в некоторых случаях записывают несколько экзотически:
H3PO3 = H2(PHO3) = H2(HPO3) = P(OH)3 = (HO)3P= HP(O)(OH)2
H2SO4 = SO3*H2O
4. Кислоты и основания могут реагировать между собой, не диссоциируя на ионы (например, безводный молекулярный HCl легко реагирует с безводными основаниями)
Классификация кислот может быть произведена по многим признакам:
■ по наличию кислорода в кислотном остатке:
* бескислородные (HCl, HCN, H2S)
* кислородсодержащие, оксокислоты или кислородные (HNO3, H2SO4 и др.)
■ по оснОвности (по количеству ионов водорода, отщепляющихся от молекулы кислоты при
ее диссоциации или обменивающихся на катионы металла при взаимодействии кислоты с основанием или с металлом):
* однооснОвные
* многооснОвные (см. Основность кислот)
Примечания:
1. Например, для трехоснОвной кислоты H3PO4 возможно замещение одного, двух или всех (трех) атомов водорода на атомы металла, т.е. возможно образование трех рядов солей: NaH2PO4 (одно-замещенная), Na2HPO4 (2-замещенная) и Na3PO4 (3-замещенная)
2. МногооснОвные кислоты и основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато
(в раствор переходят один, два или большее число ионов водорода H+ или гидроксила OH-)
3. Сила многооснОвных кислот зависит от значения константы диссоциации (особенно по первой ступени)
■ по силе (и см. Сила кислоты):
* очень сильные
* сильные
* средней силы
* слабые
* очень слабые
Примечания:
1. Иногда встречается деление кислот по силе на 2 или 3 группы (в зависимости от степени электролитической диссоциации):
* сильные {т.е. диссоциирующие почти полностью (HBr,HCl,HNO3,H2SO4,HReO4 и др.),
константа диссоциации больше 0.001}
* средней силы {HF, HNO2, H3PO4 и др.}
* слабые {H2CO3, H2S, H2SO3, H2SiO3 и др.; константа диссоциации меньше 0.001} Известно простое правило определения силы
кислородсодержащей кислоты по ее формуле
HnXOm, по которому при (m - n) равном:
0 - кислота очень слабая(например, HClO)
1 - слабая (например, H2SO3)
2 - сильная (например, H2SO4)
3 - очень сильная (например, HClO4)
2. Сильные кислоты в водных растворах диссоциируют полностью, а слабые - незначительно и обратимо
3. Интересно, что некоторые слабые и средней силы (по отношению к воде) кислоты при растворении
в сильных концентрированных кислотах (HCl, H2SO4 и др.) могут выступать в роли оснований:
HClO4(кисл.) + HF(осн.) = H2F+(кисл.) + 4ClO-(осн.)
4. В химических реакциях взаимодействия с солями более сильные кислоты (HCl, H2SO4) вытесняют более слабые (H2CO3, H2S, H2SO3)
■ по устойчивости:
* неустойчивые (или нестабильные), существующие только в разбавленных растворах (их невозможно получить в индивидуальном виде): H2CO3, HClO, HClO2, HNO3, H2SO3, H2SiO3
и другие, обычно разлагающиеся при нагревании или на свету
* устойчивые (или стабильные): HCl, H3PO4, H2SO4 (устойчива к нагреванию) и др., которые
в большинстве случаев бескислородные
Примечание.
Кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами
(K, Na и др.)
■ по окислительным свойcтвам:
* восстановительные (HAsO2, HF, HCl, H2S, H2SO4(разб.) и др.) {они могут реагировать с металлами (расположенными левее водорода в ряду напряжений) с выделением водорода}
* двойственные (окислительно-восстановительные): H2SO3, HNO2, HClO3 и др.
* окислительные (HClO4, HNO3, H2SO4(конц.)) {они могут реагировать с металлами (расположенными как левее, так и правее водорода в ряду напряжений) без выделения водорода}
Примечание.
С неметаллами взаимодействуют только кислоты с СИЛЬНЫМИ окислительными или восстановительными свойствами. Если кислотообразующий элемент находится в промежуточной степени окисления, кислота может проявлять различные свойства:
восстановительные: H2SO3 + NO2 = H2SO4 + NO
оксилительные: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
■ по агрегатному состоянию:
* твердые (H2CrO4, H3BO3, HIO4, H3PO4, H2SeO4, H2SiO3, H6TeO6, H2WO4)
* жидкие (преимущественно), например, H2SO4, HNO3, HClO4,
а Н2СО3, HNO2, H2SO3, HClO известны только в растворах (их невозможно выделить в виде индивидуальных соединений)
* газообразные {HBr, HF, HI(если рядом нет воды), H2S}
Примечание.
Растворы газов в воде: соляная HCl, сероводородная H2S, угольная
H2CO3, сернистая H2SO3 кислоты. Так как кремниевая кислота (H2SiO3) нерастворима, она может реагировать только с щелочами
■ по классам химических соединений:
* неорганические (HBr)
* органические (например, уксусная СH3СООН) - здесь не рассматриваются
■ по летучести:
* летучие (HCl, H2S, HNO3, HClO4 и др.)
* нелетучие (большинство из них): (H2SO4, H3PO4, H2SiO3, HI и др.)
■ по растворимости в воде:
* малорастворимые (H2SiO3 и др.)
* нерастворимые (H2MoO4, H2SiO3 и др.)
* растворимые (HCl, H2SO4, HNO3, H3PO4 и др.)
■ по cоотношению воды и кислотного остатка; названия отличаются друг от друга приставками
(в порядке уменьшения содержания воды):
* ортокислоты (H3PO4, H4SiO4)
* гипокислоты (H4P2O6)
* пирокислоты (H4P2O7) - может быть получена из ортокислот в результате отщепления воды
* динадкислоты (например, динадфосфорная H4P2O8)
* метакислоты (HPO3, H2SiO3)
* кислоты переменного состава (H2MO4*nH2O) и другие, не упомянутые выше (например, H5IO6 - пара_пер_иодная кислота)
Примечания:
1. Префикс 'гипо-' указывает на низкую степень окисления кислотообразующего элемента, если число степеней окисления более двух (например, KClO - гипохлорит калия)
2. Префикс 'пер-' указывает на высшую степень окисления кислотообразующего элемента, если количество степеней окисления более двух (например, NaReO4 - перренат натрия)
3. Префикс 'пиро-' обычно используется для обозначения кислот, содержащих более одного атома кислотообразующего элемента в одной и той же степени окисления (например, H2S2O7 - пиро_серная кислота)
4. Метакислоты при растворении в воде переходят в ортокислоты:
HPO3 + H2O = H3PO4
а ряд кислот при этом гидролизуются:
HCN + 2H2O → HCOONH4 (= NH4HCO2) - формиат аммония
HNCO + H2O → CO2 + NH3
H2SeO3 + H2O → H2(катод)↑ + H2SeO4(анод)
■ по наличию таутомерных форм:
* имеющие таутомерные (изомерные) формы {например, HCN ↔ HNC:
H-C≡N (форма нормальная) ↔ H-N=C (изоформа)}. Следует отметить, что доминирующей таутомерной формой является имеющая меньшую кислотность
* не имеющие таутомерных форм (большинство)
■ по окраске (цвету):
* бесцветные (большинство)
* окрашенные {тример (HSCN)3 и H2WO4 - желтого цвета; H2CrO4 - раствор желтого цвета;
HMnO4 - раствор фиолетово-красного цвета}
■ по сложности молекул:
* простые (HF)
* сложные (HNO3, H2SeO3)
* комплексные (H4[Fe(CN)6])
или альтернативный вариант классификации:
- димерные (H4P2O7)
- мономерные (H3PO4)
- полимерные - (HPO3)n
■ по виду кислотообразующего элемента:
* металл (H2CrO4, H2SnO3)
* металлоид (H3AsO3, H2SiO3)
* неметалл (HCl, H2CS3)
■ по наличию молекул воды (концентрации):
* безводные (концентрированные, неразбавленные)
* разбавленные
■ по физическому существованию:
* реальные
* гипотетические и фиктивные
и по другим признакам.
..........................................................................................................
Номенклатура кислот.
Водные растворы галогеноводородов и водородных соединений (S, Se, Te) и некоторые другие рассматривают как бескислородные
кислоты. Их названия образуются от названия неметалла
с добавлением слова 'водородная':
HCl - хлоро_водородная
HCNS - родано_водородная
а другие называют по образующему элементу и его количеству:
НVО3 {=VO2(OH)} - метаванадиевая кислота
H2V4O9 {=(HV2O4)2O} - тетра_ванадистая кислота
H2VO3 = VO(OH)2 - метаванадистая кислота
H4P2O7 - дву_фосфорная кислота
H6V10O28 - дека_ванадиевая кислота
Префиксы 'пер-' и 'пероксо-' различны. Первый используют для обозначения более высокой степени окисления характеристического атома в ряде кислот, а второй - для обозначения пер_оксо_кислот, например, H2S2O8 - пер_оксо_ди_серная кислота. Префиксы орто- и мета- используют для обозначения кислот, отличающихся друг от друга числом гидроксогрупп (например, HPO3 - ортофосфорная кислота, а H3PO4 - метафосфорная кислота).
Кислоты могут рассматриваться как соли протона (H+): HCl, H2SO4 и др.
В формулах солей катион указывается на первом месте (а если их два - записываются в порядке увеличения их электроотрицательности), например: CaCl2, KCr(SO4)2
Традиционные названия кислородсодержащих кислот
образуются в зависимости от названия кислотооб-
разующего элемента кислоты с добавлением суф-
фиксов:
H3AuO3 - золотая кислота
H3AsO4 - мышьяковая
H2CO3 - угольная
HClO - хлорноватистая
HClO2 - хлористая
HClO3 - хлорноватая
HClO4 - xлорная
H2FeO4 - железная
HMnO4 - марганцовая
H3PO4 - фосфорная
H2SO4 - серная {или даже
тетраоксосульфат(VI) водорода}
H2ZnO2 - цинковая, и т.д.
Если кислота имеет две формы, то менее богатая водой форма - это мета-форма кислоты, более богатая водой форма - орто-форма кислоты. Префикс 'оксо-' показывает наличие в молекуле карбонильной (СО) группы, а префикс 'окси-' - гидроксильной (OH) группы, и др.
На основе фосфора может быть образовано большое
количество кислот, в частности:
- ди_мета_фосфористая H2P2O4
{P2O3 + H2O = H2P2O4}
- фосфорноватистая (гипофосфористая) H3PO2
{Ва(H2PO2)2 + H2SO4 = ВаSO4 + 2H3PO2}
- [орто]фосфористая H3PO3 (= H2HPO3)
{РI3 + 3H2О = H3PO3 + 3HI}
- [орто]фосфорная H3PO4
{Р2O5 + 3H2О = 2H3PO4}
- мононадфосфорная H3PO5
{Р2O5 + 2H2O2 + H2O = 2H3PO5}
- гиподифосфорная(IV) H4P2O4 {=[H2PO2]2}
{P2O3 + 2H2O → H4P2O4}
- пирофосфористая H4P2O5
{5H3PO3 + PCl3 = 3H4P2O5 + 3HCl}
- [гипо/над]фосфорная (фосфорноватая) H4P2O6
{2H2(PHO3) + O2 → 2H4P2O6 + 2H2O}
- [ди/пиро]фосфорная H4P2O7 (пиро_фосфорная)
{2HPO3 + H2O = H4P2O7}
{2H3PO4 - H2O → H4P2O7 (260 oC)}
{P2O5 + 2H2O = H4P2O7}
|
- ди_над_фосфорная H4P2O8
{2HPO3 + H2O2 = H4Р2O8}
- ди_мета_фосфорная H6P2O6 {=[H3PO3]2}
{P2O3 + 3H2O → H6P2O6}
- тетра_фосфорная H6P4O13
{4H3PO4 -( -3H2O)→ H6P4O13}
Упоминаются также:
моно[над/пероксо]фосфорная
H3PO5 {=[OP(OH)2OOH]},
гекса[мета]фосфорная H6P6O12 {=[HPO2)6]},
мета_тетра_фосфорная H4P4O12 {=(HPO3)4}
и другие кислоты.
В разных источниках одни и те же кислоты
могут иметь разные наименования.
Большое количество кислот образуют иод:
HI, HIO, HIO2, HIO3, H3IO5, H5IO6, H7IO7
и хлор:
HCl, HClO, HClO2, HClO3 и HClO4
В ряду HF - HCl - HBr - HI сила кислот
увеличивается вследствие увеличения
размеров галогенид-иона
|
Примечания:
1. Некоторые кислоты имеют разные наименования в концентрированной и стандартной форме. Например, водный
раствор хлороводорода (HCl) называется хлороводородной кислотой, а концентрированный его раствор - соляной кислотой
2. Кислотность плавиковой кислоты можно увеличить при растворении в ней пентафторида антимонида (SbF5):
HF + SbF5 ↔ H+ + [SbF6]- (жидкая HF может самоионизироваться: 3HF = H2F+ + HF2-)
3. Известны также кислоты, содержащие атомы элементов со смешанными степенями окисления {например, надфосфорная кислота H4P2O6 [=H(OH)(O)POP(O)(OH)2] содержит фосфор в степенях окисления '+3' и '+5'}
4. Кислота свободная и кислота связанная - формы существования кислот (проявление их действительных свойств может быть определено химическими или физико-химическими методами)
5. Специфические свойства некоторых кислот обуславливают образование в реакциях нерастворимых солей и/или протекание окислительно-восстановительных процессов.
В ряде случаев специфические реакции кислот обусловлены их окислительно-восстановительными свойствами
6. Ряд кислот могут быть получены по окислительно-восстановительным реакциям:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
SO2 + H2O2 = H2SO4
7. При взаимод кислот с солями возможно образование как кислоты, так и кислых солей:
Na3PO4 + 3HCl = H2PO4 + 3NaCl
Na3PO4 + 2HCl = NaH2PO4 + 2NaCl
Гетерополикислоты
содержат не менее двух различных (кислот / оксидов) и значительные количества воды, например:
H3PO4*12MoO3*nH2O (фосфорно_молибденовая)
H4SiO4*12WO3*nН2O (кремне_вольфрамовая)
Изополикислоты
кислоты, образующиеся при соединении двух или большего числа кислотных остатков одной и той же кислородсодержащей кислоты за счет кислородных мостиков. К ним относят:
- полимолибденовые (H4Мo8O26, H6Mo7O24)
- полисерные (H2S2O7, H2S3O10)
- полихромовые (H2CrO7, H2Cr2O7, H2Cr3O10)
и некоторые другие. Формально их можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты
со своим же ангидридом:
H2CrO4*CrO3 = H2Cr2O7 (двухромовая кислота)
H2CrO4*2CrO3 = H2Cr3O10 (трихромовая кислота)
H2CrO4*3CrO3 = H2Cr4O13 (тетрахромовая кислота)
Кислоты абсолютные
водородсодержащие безводные кислоты
Кислоты анионные (по Брёнстеду-Лоури)
представляют собой отрицательные ионы: HCO3-,
HC2O4-, HSO4-
Пример реакции:
HCO-3(к1) + H2O(о2) ↔ CO2-3(о1) + H3O+(к2)
Кислоты апротонные
вещества, не содержащие протонов в случае кислотно-оснОвного взаимодействия (или иначе - кислоты, не содержащие ионов водорода). Например, в реакции
AlF3 + :NH3 ↔ AlF3:NH3
фторид алюминия принимает электронную пару при взаимодействии с аммиаком
Примечание.
Апротонные кислоты иногда называют кислотами Льюиса, кислотоподобными веществами
или просто акцепторами
Кислоты бескислородные
соединения галогенов, халькогенов или бескислородных радикалов (типа CN, NCS, N3 и др.) с водородом (в отсутствие кислорода). Они не являются гидроксидами. Наиболее распространенные бескислородные кислоты:
HBr, HCl, HCN, HF, HI, HN3, HSCN, H2S, H2Se и H2Te
причем HF, HCN и H2S - слабые кислоты, а остальные - сильные (сероводородная кислота H2S - сильный восстановитель). Хотя соли кислоты HBF4 известны, сама она в свободном виде пока не выделена. Все бескислородные кислоты проявляют некоторые свойства кислотных гидроксидов (диссоциируют в воде, участвуют в реакциях солеобразования в роли кислоты) и обладают восстановительными свойствами:
H2S + Br2 = S↓ + 2HBr (отрывом водорода, в растворах; Br при окислении серы восстанавливается)
Некоторые ионные бинарные соединения (AgF, KСl, Na2S и др.), рассматривающиеся как продукты замещения водорода в соединениях типа HCl, HF, H2S и подвергающиеся протолизу как кислородсодержащие кислоты, также относят к числу бескислородных кислот.
Традиционно слово 'кислота' для бескислородных кислот относится только к случаю раствора вещества. Получение бескислородных кислот - см. дополнительно Способы получения кислот
Примеры реакций с использованием и получением бескислородных кислот:
BaBr2 + H2SO4 = 2HBr + BaSO4↓
3Br2 + 2NH3 = N2 + 6HBr
(окисление аммиака галогенами)
2F2(г.) + 2H2O(ж.) = 4HF(p-р.) + O2(г)↑
4F2 + H2SO4 = 2HF + SF6↑ + 2O2↑
2FeCl3 + 2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl
FeS + H2SO4(разб.) = H2S↑ + FeSO4
2Н2 + ОF2 = 2НF + Н2О
4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2↑ + Q
2HI + 2HNO2 → I2↓ + 2NO↑ + 2H2O
|
5HI + HIO3 = 3I2 + 3H2O
2H2S(газ) + 6NO(газ) = 3N2↑ + 2SO2↑ + 2H2O
H2S + H2SO4(конц.)=S0+SO2+2H2O (в норм. условиях)
H2S + 3H2SO4(конц.)= 4SO2 +4H2O (при нагревании)
2NH3 + 2CH4 + 3O2 = 2HCN + 6H2O
3HN3 + Cu = Cu(N3)2 + N2↑ + NH3 (азотоводородной)
KI + 3H2O + 3Cl2(изб.) = KIO3 + 6HCl
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) = HCl↑ + NaHSO4
Zn + 2HF(ж.) = ZnF2 + H2↑ (плавиковой)
|
Бескислородные кислоты могут быть получены непосредственным синтезом из элементов,
с последующим растворением полученного соединения в воде:
H2(газ) + Cl2(газ) = 2HCl(газ)↑
H2 + S = H2S
(реакции соединения водорода с Br, Cl, F являются экзотермическими, а с иодом - эндотермическая)
или получены по различным реакциям:
■ взаимодействия кислот между собой:
H3PO4 + 6HF(конц.) = HPF6 + 4H2O (= гекса_фторо_фосфорная кислота)
■ вытеснения летучей кислоты из соли менее летучей кислотой:
CaF2 + H2SO4 to→ CaSO4 + 2HF
2NaCl + H2SO4(конц) =
Na2SO4 + 2HCl↑
■ в различных реакциях взаимодействия веществ:
Na2SO3 + I2 + H2O = Na2SO4 + 2HI
■ другими способами:
Al2Se3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2Se↑
Al2Te3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2Te↑
Au + 4HCl + HNO3 = HAuCl4 + 2H2O + NO↑
BaS + 4Br2 + 4H2O = BaSO4 + 8HBr
CNBr + NH3 = NH2CN
{=H2CN2 - цианамид, свободная кислота
амидной (NH2C≡N) или диимидной (HN=C=NH)
формулы}
CO + NH3 = HCN + H2O
2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2 - 28 Ккал
(восстановлением хлора до соляной кислоты)
FeS + H2SO4 = H2S + FeSO4
HClO + 2HI = HCl + I2 + H2O
(окислением галогенводорода)
I2 + H2S = S↓ + 2HI
2NF3 + 3H2O = N2O3 + 6HF
(NF3 - фторсодержащий аналог аммиака)
2NH3 + 3Cl2 → 6HCl + N2↑
(окислением аммиака хлором)
|
4NH3(жидк.) +10S → 6H2S +N4S4 (азотистая сера)
(NH4)3AsS4 + 3HCl = 3NH4Cl + H3AsS4
(=тио_мышьяковая)
N2H4(гидразин)+HNO2= HN3 +2H2O (=азидоводород)
NaCl + H3BO3 = HCl↑ + Na2B4O7
(слабая кислота способна вытеснять из солей
более сильные летучие кислоты)
NaHSO4 + NaCl to= HCl↑ + Na2SO4
3NaN3 + H3PO4 → 3HN3 + Na3PO4
PBr5 + H2O = POBr3 + 2HBr↑
(гидролиз галогенангидридов кислот)
PH4I = PH3 + HI (в воде)
SOCl2 + H2O = SO2↑ + 2HCl
(гидролиз хлорид тионила)
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO↑ + 8H2O
(= гекса_фторо_кремниевая кислота;
существует только в водном растворе)
Si+(4HNO3 +6HF)(смесь)= H2SiF6 +4NO2↑ +4H2O
ZnCl2 + 2HCl = H2ZnCl4
|
При гидролизе соединений металлов обычно образуются основание и кислота, например:
NaCN + H2O ↔ NaOH + HCN
В водном растворе бескислородные кислоты могут только окисляться:
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
H2S + Br2 = S↓ + 2HBr
Кислоты-восстановители
выступают в роли восстановителей в химических реакциях. К ним относят кислоты HNO2, H2S, H2SO3, H2S2O5 и некоторые другие. Например, сернистая кислота H2SO3 в реакциях с сильными окислителями играет роль восстановителя, а в реакциях с сильными восстановителями - роль окислителя. Если кислотообразующий элемент имеет промежуточную степень окисления, одна и та же кислота также
может выступать двояко:
H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O (как окислитель)
H2SO3 + NO2 = H2SO4 + NO↑ (как восстановитель)
Кислоты с элементами в отрицательных (не высших положительных) степенях окисления также проявляют восстановительные свойства:
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O
I2 + H2SO3 + H2O = H2SO4 + 2HI
Кислоты гипотетические
теоретически возможные, но пока не синтезированные кислоты, в частности H7[As(V)O6], H7[P(V)O6], H9[B(III)O6] и другие
Кислоты замещенные
кислоты, образованные при полном или частичном замещении групп OH или атомов кислорода атомами F, S или другими атомами/группами:
H2CS3, HNO2(O2), H2PO3(NH2), H3PO3Se, H3PS4, HSO3F, HSO3(NH2),
H2SO3(S), H2SO3(O2), HSeOF5, HSeO3F и др.
Примеры реакций получения кислот:
HNO3(конц.) + H2O2(конц.) = HNO2(O22-) + H2O
K2CS3 + 2HCl = H2CS3 + 2KCl
Кислота Каро
однооснОвная [над/пероксомоно]серная кислота H2SO5 {более правильно ее формулу следует записывать как H2SO3(O2) или HOOSO2(OH)}, образуемая при замене атома кислорода гидроксильной группы серной кислоты H2SO4 на перекисную группу. Атом водорода пероксидной группировки у нее не диссоциирует. Она является сильным окислителем, активно взаимодействует с водой:
H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2
Примеры реакций получения:
H2O2(безв.) + ClSO2(OH) → H2SO5 + HCl (взаимодействие пероксида водорода с хлоросерной кислотой)
H2O2 + H2SO4 → H2SO5 + H2O
Кислоты катионные (по Брёнстеду-Лоури)
водные растворы гидратированных ионов металлов:
[Mg(H2O)6]2+, NH+4, [Zn(H2O)6]2+,
H3O+
Пример реакции:
NH+4(к1)+ H2O(о2) ↔ NH3(о1)+ H3O+(к2)
Кислоты кислородсодержащие (гидроксиды кислотные / неметаллов)
диссоциируют по кислотному типу, содержат кислород или гидраты кислотных оксидов (ангидридов кислот): HNO3, H2SO4, HOF, HVO3 и др. Чтобы подчеркнуть их особые свойства такие кислоты иногда вместо традиционной записи показывают в виде выделенных атомов кислорода и/или групп ОН:
HP(O)(OH)2 - фосфоновая
H2P(O)OH - фосфиновая и др.
Примеры реакций с их участием:
B(OH)3= HBO2 +H2O (при нагревании свыше 70 оС)
H5IO6 → HIO4 + 2H2O (при слабом нагревании)
H5IO6 + 2HCl = HIO3 + 3H2O + Cl2↑
НОF + Н2O = H2O2+ HF
HNO2 + PbO2 + H2SO4 = HNO3 + PbSO4 + H2O
|
10HNO3 + 3I2 → 6HIO3 + 2H2O + 10NO↑
H2SO4(конц.) + КClО4 = НClО4 + КНSO4
3H2SO4 + 2NH2OH+4FeSO4=2Fe2(SO4)3+(NH4)2SO4 +2H2O
Ni(NO3)2 + 2H3OCrO4 = Ni(CrO4)2 + 2H3ONO3
TiOSO4 + O3 + 2Н2O = Н2ТiO4 + O2 + Н2SO4
|
Кислота (HClO) в водном растворе может по-разному разлагаться:
НСlО → НCl + О (под действием света, в присутствии катализаторов);
2НСlО → Н2О + Сl2О (в присутствии водоотнимающих веществ: СаСl2, Р2О5)
3HClO → HClO3 + 2HCl
(при изменении условий можно добиться преимущественного протекания реакции по одному какому-нибудь направлению)
У некоторых кислот - сильных окислителей (HNO3, HMnO4, Н2Сr2О7, НСlO и др.) окислительная активность в водном растворе выражена сильнее, чем у образуемых ими солей (кислородсодержащие кислоты - более сильные окислители, чем их соли).
Кислотные свойства кислот обусловлены атомом водорода, который может замещаться металлом. Если у кислоты имеются атомы H, не связанные с кислородом (например, в фосфорноватистой H3PO2 имеются две связи P-H), они не отщепляются в водном растворе с образованием оксония и не участвуют в реакциях кислот с основаниями. По строению кислородсодержащие кислоты являются гидроксидами.
Кислородсодержащие кислоты могут быть получены:
■ взаимодействием кислотных оксидов с водой:
As2O3 + H2O = 2HAsO2
Cl2O + H2O = 2HClO
CrO3 + H2O = H2CrO4
2CrO3 + H2O = H2Cr2O7
N2O3 + H2O = 2HNO2
|
N2O5 + H2O = 2HNO3
P2O5 + H2O = 2HPO3
3P2O5 + 3H2O = 2H3(PO3)3 (= три_мета_фосфорная)
SO3 + H2O = H2SO4
V2O5 + H2O → 2HVO3
|
■ в окислительно-восстановительной реакции:
3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO↑
{в одном соединении окисляются сразу 2 атома:
As и S в сульфиде As2S3; аналогично реагирует висмут}
5CuI2 +2KMnO4 +8H2SO4 = 5I2 +K2SO4 +2MnSO4 +5CuSO4 +8H2O
(= 3 соли; окисление иодид-ионов до иода)
3H2SO4 + 5H3PO3 + 2KMnO4 = 5H3PO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
■ взаимодействием солей:
2NH4HSO4 + 2NaNO3 → 2HNO3 + Na2SO4 + (NH4)2SO4
■ взаимодействием кислоты и оксида кислотного:
HCl + SO3 → ClSO2OH {= HSO3Cl}
HNO3 + SO2 = NOHSO4 (нитрозилсерная кислота)
H2SO4(100 %) + SO3 = H2S2O7 (= дисерная)
■ взаимодействием галогенсодержащих и других веществ с пероксидом H2O2:
As2S5 + H2O2 → H3AsO4 + H2SO4
HIO3 + H2O2 → HIO2 + H2O + O2↑ (= иодистая)
I2 +5H2O2 = 2HIO3 + 4H2O (= иодиоватая кислота)
■ взаимодействием гидроксида с кислотой:
NH2OH(гидроксиламин) {=[H3NO]} + HNO2 = H2N2O2 + H2O
■ взаимодействием кислот с различными веществами:
AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓
Ba(H2PO4)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2H3PO4
CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS↓
HBr + HBrO3 = HBrO + HBrO2
HCl + Na2B4O7 + 5H2O = 4H3BO3 + 2NaCl
(кислота + бура = борная кислота)
2HCl + SnCl4 = H2SnCl6
HIO3 + H2O = HIO4(анод)+ H2(катод) (электролиз)
HNO3(конц.)+HSO3NH2 {=NH2SO2OH,=NH2SO3H}=
H2SO4 + N2O↑ + H2O
|
HNO3(конц.) + H2O2 ↔ HNO4 + H2O (= над_азотная кислота)
4HNO3 + Sn = H2SnO3 + 4NO2 + H2O
7HNO3(разб.) + 3Tc = 3HTcO4 + 7NO + 2H2O
5H2N2O2 + 12H2SO4(разб.) + 8KMnO4 =
10HNO3 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O
(H2N2O2 - азотноватистая кислота)
H4P2O6 + H2O = H3PO3 + H3PO4 (при нагревании)
H4P2O7 + H2O = 2H3PO4
H2SO4 + Ba(ClO3)2 = 2HClO3 + BaSO4
2H2SO4 + N2O3 ↔ 2SO2(OH)ONO + H2O
|
■ взаимодействием кислот между собой:
HIO3 + 3H2SO3 = 3H2SO4 + HI
2HMnO4 + 5HNO2 = 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O (в кислой среде)
HNO2 + H2SO3 → H2SO4 + H2O + 2NO↑
H3PO3 + H2SO4 → H3PO4 + SO2 + H2O (при нагревании)
3H3PO3 + H2SO3 → 3H3PO4 + H2S (восстановлением H2SO3)
■ гидролизом солей:
Ca3(PO4)2 + 3H2O = 3CaSO4↓ + 2H3PO4
2NOHSO4 + H2O = 2H2SO4 + NO↑ + NO2 (нитрозилсерная кислота)
Zr(SO4)2 + H2O → (ZrO)SO4 + H2SO4
■ окислением кислотообразующего элемента (повышение его степени окисления):
H2CrO4 + 2H2O2 = H2CrO6 + 2H2O (= надхромовая кислота)
H3PO3 + H2O2 = H3PO4 + H2O
H2SO3 + H2O2 = H2SO4 + H2O
■ окислением неметаллов кислотой:
3P + 5HNO3(разб.) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑
5Te + 6HClO3 + 12H2O = 5H6TeO6 + 3Cl2↑
■ окислением [бромной / иодной] воды хлором:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl
■ из водного раствора воздействием соляной кислоты:
Na2WO4 + 2HCl = H2WO4↓ + 2NaCl {твердая вольфрамовая (желтого цвета) кислота}
■ взаимодействием металла с кислотой или пероксидом:
2Re + 7H2O2 = 2HReO4 + 6H2O
3Re + 7HNO3 = 3HReO4 + 7NO + 2H2O
■ другими методами, в частности:
2Ba(OH)2 + 3Co2(CO)8 → 2BaCO3 + 2CoCO3 + 4H[Co(CO)4]
2Br2 + H2O + HgO = 2HBrO + HgBr2↓
CO2 + H2O = H2CO3
2Co2(SO4)3 + 2H2O = 4CoSO4 + 2H2SO4 + O2↑
(Co3+-сильный окислитель,разлагает даже воду)
F2 + H2O(лед) = HF + HOF
(= фторо_оксигенат водорода)
(формально HOF не кислота, так как не образует
солей, не ионизуется в воде)
2Ga + 4H2O = 2GaOOH {=HGaO2 =GaO(OH)} + 3H2↑
HCl + KOCN = HOCN + KCl (=изоциановая)
H2O2 + SO3 = H2SO5 (пероксид+ангидрид)
|
H2O4(гор.)+NO2 +SO2= H2SO4 +NO↑
HNO2 + H2O2 → HNO3 + H2O
3HNO2 ↔ HNO3 + 2NO↑ + H2O
7HNO2 + 2KMnO4 → HNO3 + 2KMnO3 + 2Mn(NO3)2 + 3H2O
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
3NO2 +2SO2 + H2O = 2H(NO)SO4 +NO↑
(=нитрозил_серная кислота)
P4(пар) + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2↑
PH3 + 2O2 = H3PO4 (сгоранием на воздухе)
PCl5 + 9Н2О = РО(ОН)3 + 5Н3ОСl
P4O10 + 6H2O = 4H3PO4
3Sb + 5HNO3 → 3HSbO3 + H2O + 5NO↑
|
Если кислотный оксид нерастворим в воде, то соответствующую кислоту получают косвенным путем (например, воздействием другой кислоты на соответствующую соль):
Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4
Серную кислоту можно также получать с использованием озона:
S + H2O + O3 → H2SO4
или из оксидов серы:
SO2 + H2O2 = H2SO4 (пероксид - окислитель)
2SO2 + H2SeO3 + H2O = 2H2SO4 + Se↓
3SO2 + 3H2O + O3 → 3H2SO4
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = 2H2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4
а также взаимодействием оксида азота(IV) в присутствии паров воды:
SO2 + NO2 + H2O = H2SO4 + NO↑
или
2SO2 + 3NO2 + H2O = 2NOHSO4 + NO↑
и другими способами:
Na2TeO3 + 2HCl + 2SO2 + H2O = 2H2SO4 + 2NaCl + Te
а фосфорная кислота может быть получена гидрохимическим способом путем экстракции ее
из гидрокси_апатитов по реакции:
Ca5(PO4)3OH + 5H2SO4 = 3H3PO4 + 5CaSO4 + H2O
Нитрозо-серная кислота - производная серной и азотистой кислот: NHSO5 {= SO5NH = SO3H(NO)O}. Примеры реакций получения и взаимодействия с ее участием:
2NO2 + H2SO4 ↔ HNO3 + NHSO5
2SO2 + N2O3(= NO + NO2) + H2O + O2 = 2SO5NH
SO5NH + NaCl = NaHSO4 + NOCl
Перспективными являются методы получения кислот электролизом растворов солей:
2CuSO4 + 2H2O = 2H2SO4 + 2Cu +O2↑
2Cu(NO3)2 + 2H2O = 4HNO3 + 2Cu↓ + O2↑
2H2SO4(конц., хол.) + 2ё → 2H+(катод) + H2S2O6(O2)(анод)
[кристаллическая пер_оксо_ди_серная кислота]
или получение кислот с использованием катионитов заменой катионов растворенных солей
на ион водорода.
Процесс производства азотной кислоты (HNO3) упрощенно может быть представлен в виде схемы
[N2 →] NH3 → NО → NО2 → НNО3
или в уравнениях:
(1) 4NH3 + 5O2 = 4NO↑ + 6H2O (при 800 oC, катализатор - Pt/Rh)
(2) 2NO + O2 = 2NO2↑
(3) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3(конц.)
Хотя в последнем случае (на третьей стадии) кислоту можно получить и по реакциям:
3NO2 + H2O(гор.) = 2HNO3 + NO↑
или
2NO2 + H2O(хол.) = HNO3 + HNO2
это может оказаться нецелесообразным по различным причинам (в частности, вследствие
образования кислоты вместе с другими азотсодержащими продуктами, т.е. из-за их 'потерь'). Азотная кислота может быть также получена и с использованием озона:
NH3 + 4O3 = HNO3 + 4O2↑ + H2O
Примечания:
1. Если центральный атом кислородсодержащей кислоты имеет низшую или промежуточную степень окисления, такие кислоты могут окисляться:
H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl
2. Известная в свободном виде (в газовой фазе) азотистая кислота HNO2 в водном растворе имеет две таутомерные формы:
- NO(OH), проявляющая слабые кислотные свойства
- N(H)O2 (преобладает при нормальной температуре, но фактически кислотой не является)
Кислоты комплексные
например: H[Ag(CN)2], H[AuCl4], H2[HgBr4], H2[CoCl4], H[Co(CO)4], H2[IrCl6], H2[PbCl6], H2[PtCl4(OH)2], H2[SiF6], H2[TiCl6], H4[Fe(CN)6],
H8[Si(Mo2O7)6], Н[Cr(NH3)2(NCS)4] (кислота Рейнеке) и др. Они более сильные, чем подобные им (например, кислота H[Ag(CN)2] сильнее кислоты HCN). Комплексные кислоты иначе называют солями водорода {например, кислота H[B(HSO4)4] выделена в твердом состоянии}. Растворы некоторых комплексов при взаимодействии с кислотами могут образовывать комплексные кислоты {например, при добавлении соляной кислоты раствор комплекса (NO2)[PtCl6] переходит в кислоту H2[PtCl6]}. Примеры реакций получения и взаимодействия кислот:
AuCl3 + HCl(конц.)= H[AuCl4]
Au2Cl6 + 2H2O → 2H2[AuCl3O] (=аквокислота)
4BF3 + 3H2O = 3H[BF4] + H3BO3
[Co(H2O)6](NO3)2 +4HCl= H2[Co(H2O)2Cl4] +2HNO3 +4H2O
H[AuCl4] + 4NaOH → AuOOH↓ + 4NaCl + 2H2O
(кислота+основание)
Hf + 5H2SO4(конц.)= H2[Hf(SO4)3]+2SO2+4H2O
Hg + 4HI = H2[HgI4] + H2↑
2HgI2 +3HI(конц.)= H[HgI3]+H2[HgI4]
[Mn2(CO)10] + H2 → 2H[Mn(CO)5]
(при 200 оС, 200 атм.)
2Nb + 12HF(конц.) = 2H[NbF6] + 5H2↑
OsO2 + 6HCl = H2[OsCl6] + 2H2O
(анионный комплекс)
3Pt+18HCl+4HNO3= 3H2[PtCl6]+4NO+8H2O
(в смеси кислот)
Pt(OH)4 + 6HCl = H2[PtCl6] + 4H2O
RhCl3+2H2O+6CO→H[Rh(CO)4]+2CO2↑+3HCl
SnCl4 + 2HCl = H2[SnCl6]
W+(8HF+2HNO3)смесь=H2[WF8]+4H2O+2NO↑
Zr+ 18HCl+ 4HNO3= 3H2[ZrCl6] +8H2O+ 4NO↑
Кислоты конденсированные
обычно фосфорсодержащие кислоты, в молекулах которых группы PO4, соединенные между собой через общий атом кислорода 'O', образуют цепи (полифосфорные кислоты), кольца (метафосфорные кислоты) или разветвленные структуры. Характерным представителем таких кислот является тетрафосфорная кислота:
4H3PO4 --(3H2O)→ H6P4O13
Кислота концентрированная
безводная кислота {например, серная (моногидрат) или азотная}. Концентрацию кислоты повышают выпариванием или химическим осушением. Концентрированные кислоты (с малой концентрацией ионов Н+) могут окислять металлы, не вытесняющие водород в ряду активности:
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4 (нагрев)→ CuSO4 + 2H2O + SO2↑
Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + 2H2O + NO↑
2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2↑
3H2S + H2SO4 = 4S↓ + 4H2O
8KI + 5H2SO4 = 4K2SO4 + H2S + 4I2 + 4H2O
Pb + 4HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
и взаимодействовать с твердой средней солью (реакция без растворителя):
H2SO4 + KNO3 = HNO3↑ + KHSO4 (= кислота + кислая соль)
Кислоты летучие
кислоты, молекулы которых легко переходят в газообразное состояние (испаряются). Например, кислота HCl летучая, но одновременно устойчивая, стабильная. Без дополнительных наблюдений нельзя судить
о летучести нестабильных кислот (например, нелетучая нерастворимая кислота H2SiO3 самопроизвольно разлагается на оксид SiO2 и воду)
Примечание.
Понятия 'летучесть' и 'устойчивость' (или 'стабильность') кислот - различны.
Кислота Льюиса (электрофил)
нейтральные молекулы или катионы, имеющие вакантные электронные орбитали, являющиеся акцептором электронной пары с образованием аддукта. К ним относятся ионы водорода (протоны), некоторые ионы металлов (Ag+, Fe3+, Ni2+), оксиды неметаллов (SO3, SiO2), соли (AlCl3), а также некоторые координационно ненасыщенные соединения - электроноакцепторные вещества, в обратимых реакциях которых с основаниями не участвует водород (Ag+, BF3, SO3 и др.), образующие аддукты с различными основаниями Льюиса:
AlCl3 + Cl- → AlCl4-
Пример реакции получения сильной кислоты Льюиса:
BF3 + NH3= BF3:NH3
Примечания:
1. Кислота И. Брёнстеда - донор протона. Пример реакции взаимодействия:
кислота + основание: H2S(р-р.) + H2O(ж.) → H3O+(р-р.) + HS-(р-р.)
2. Кислота М. Усановича (1938) - донор катиона (в том числе Н+) или акцептор аниона (в том числе электронной пары); иначе - вещество, способное отдавать катионы / присоединять анионы
3. Кислота А. Шатенштейна (1960) - электроноакцепторный реагент, в равновесных реакциях которого с основанием участвует водород (кислота соединяется с основанием вследствие образования между ними водородной связи: она отдает протон основанию)
4. Кислоты Льюиса мягкие - имеют низкий положительный заряд, низкую электроотрицательность, высокую поляризуемость атома, несущего свободную орбиталь (несколько легко возбуждаемых электронов). Они основаны на Ag, Au, Cd, Cu, Hg, Ir, Pd, Pt, Rh, Tl и создают устойчивые соединения с хлор-, серо- и фосфорсодержащими лигандами. Мягкие кислоты Льюиса обычно связываются с мягкими основаниями Льюиса
5. Кислоты Льюиса промежуточные- основаны на At, Bi, Co, Fe, Mn, Mo, Ni, Os, Pb, Po, Re, Ru, Tc, W, Zn. Примеры ионов таких кислот: Fe2+, Sb3+ и др.
6. Кислоты Льюиса жесткие - акцепторы электронной пары, имеющие высокий положительный заряд, большую электроотрицательность, обладающие низкой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь, и сильно удерживающие электроны. Они создают устойчивые комплексы с фтор-, кислород- и азотсодержащими лигандами. Эти кислоты основаны на химических элементах, не перечисленных для мягких и промежуточных кислот Льюиса и обычно связываются с жесткими основаниями Льюиса
7. Продукты взаимодействия кислот и оснований Льюиса (аддукты или кислотно-оснОвные комплексы) могут отличаться от обычных солей:
H2S + CuCl2 → 2HCl + CuS↓
FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3 + 3KCl
Кислота магическая
эквимолярная смесь (7%-ный раствор) фторида сурьмы SbF5 и безводной фторсульфоновой кислоты HSO3F (иногда ее называют смешанной кислотой). По кислотности магическая кислота превосходит серную в (1012 раз). Серная кислота в растворе магической кислоты проявляет себя как истинное основание. Такая кислота способна протонировать галогены и серу:
SbF5 + HSO3F ↔ H[SbF5(SO3F)]
Кислоты многоосновные
кислоты, имеющие в своем составе от 2 до 6 атомов водорода (или ионизируемых протонов) - см. Классификация кислот. К ним относят H2CO3, H3PO4, H2S и др. Они диссоциируют ступенчато, причем каждой ступени отвечает своя константа кислотности (всегда каждая последующая
меньше предыдущей). Примеры уравнений диссоциации 3-основной ортофосфорной кислоты:
H3PO4 ↔ H2PO4- + H+
H2PO4- ↔ H+ + HPO42-
HPO42- ↔ H+ + PO43-
Кислоты молекулярные или нейтральные (по Брёнстеду-Лоури):
HCl, H2CO3, HNO3, H2S
и др. Пример реакции:
H2S(к1) + H2O(о2) ↔ HS-(о1) +
H3O+(к2)
Примечание.
Принципиального различия между молекулярными и катионными (анионными) кислотами нет
Кислоты нестабильные
менее стабильны, чем большинство их широко распространенных солей, и обычно существуют только
в разбавленных растворах {при концентрировании растворов они распадаются, т.е. они не могут быть выделены в чистом виде}:
H2CO3 → H2O + CO2↑
H2SO3 → H2O + SO2↑
Фторо_оксигенат HOF в водном растворе самопроизвольно разлагается:
2HOF → O2 + 2HF = {HOF + H2O → H2O2 + HF; HOF + H2O2 → HF + O2 + H2O}
(название 'фторноватистая кислота' не совсем корректно)
Примечание.
В отличие от них стабильные кислоты (HСl, H2SO4 и др.) самопроизвольно не разрушаются
Кислоты-окислители
кислоты, у которых окислителем является элемент, образующий кислотный остаток. В первую очередь
к ним относят концентрированную серную и азотную кислоту любой концентрации (анионы этих кислот содержат атомы серы и азота в максимальных степенях окисления). Кислоты-окислители делятся на
2 группы:
- кислоты-окислители по иону водорода (Н+): HBr, HCl, HI, HClO4, H3PO4, H2SO4 и др. (реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода)
- кислоты-окислители по аниону (концентрированная H2SO4, HNO3 любой концентрации)
При взаимодействии кислот-окислителей с металлом степень окисления изменяется у атома
N или S, а в случае кислот-неокислителей - у атома водорода. Например, азотная кислота является сильным окислителем за счет аниона (NO3+), а не за счет иона (OH3+); она пассивирует Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th, U, но не реагирует с Au, Ir, Pt, Rh, Ta, W, Zr. В ряде случаев продукты окисления (оксидные пленки оксидов Al, Fe, Cr, Ni и др.) могут растворяться в разбавленных водных растворах кислот, хотя не растворяются в концентрированных кислотах.
Cеленовая кислота H2SeO4 - очень сильный окислитель. Она не только обугливает многие органические вещества, но и воспламеняет их, а также способна растворять даже золото по реакции:
2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2О
Продукты реакции таких кислот зависят от концентрации кислоты и активности [не]металла:
3Мn + 8НNО3(разб.) = 3Мn(NО3)2 + 2NО2↑ + 4H2О
2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (сама кислота восстанавливается до SO2)
2Re + 7НNO3(30%) = 3H2ReO4 + 7NO↑ + 2H2O (сама кислота восстанавливается до NO)
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 2H2O + 6NO2↑ (при нагревании)
S + 2H2SO4(конц.) + S → 3SO2↑ + 2H2O (при нагревании)
Кислоты оксониевые
кислоты, содержащие ионы оксония {(H3O)Cl, (H3O)2SO4 и др.} или образующие эти ионы при растворении (HCl, HNO2, H2SO4). Пример реакции диссоциации:
HNO2 + H2O ↔ H3O+ + NO2-
Кислоты переменного состава
к ним обычно относят нерастворимую в воде кремниевую кислоту состава SiO2*nH2O,
при обезвоживании которой получается гель SiO2*H2O
Кислоты полиоснОвные
кислоты, содержащие более трех атомов водорода (например, H4PbO4)
Кислоты политионовые
кислоты, содержащие цепочки (-S-S-). Пример тетратионовой кислоты - H2S4O6
Примечание.
Соли политионовых кислот называются 'политионаты'
Кислоты простые
соединения водорода с окислительными элементами, в молекулах которых связь между атомами полярная ковалентная и водород поляризован положительно. К простым кислотам относят HCl, H2S, H2Se, NH3 и др. У простых кислот отсутствует электрическая проводимость в жидком состоянии
Кислоты протонные
в теории Льюиса рассматриваются как продукты нейтрализации протона основаниями. Например, соляную кислоту (HCl) можно рассматривать как продукт нейтрализации протона (H+) основанием (Cl-).
К ним можно отнести анионы (HSO4- и др.), катионы {аммония NH4+ или металлов типа [Al(H2O)6]3+ и др.), а также нейтральные молекулы (HCN и др.}
Кислоты разбавленные
(кроме HNO3) реагируют c металлами, расположенными в ряду стандартных электродных потенциалов
до водорода, образуя соль и выделяя водород:
Fe + H2SO4(разб.)= FeSO4 + H2↑
Mg + 2HCl(разб.)= MgCl2+ H2↑
Например, разбавленная серная кислота выступает электролитом в ионных реакциях:
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Разбавленная азотная кислота реагирует с алюминием:
Al + 4НNO3(разб.) = Al(NO3)3 + NO↑ + 2Н2O
8Al + 30HNO3(оч. разб.) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2O (восстановление NV → NIII)
Примечание.
Ряд металлов (Al, Cr, Fe, Mg, Ni и некоторые другие) реагируют с разбавленными кислотами, но не реагируют с концентрированными (вследствие пассивирования поверхности металла - образования прочных пленок на основе продуктов оксиления). Поэтому концентрированную серную кислоту обычно хранят и транспортируют в железных бочках
Кислоты сильные
кислоты, реагирующие с избытком воды необратимо (легко отдают протон молекуле воды):
HBF4, HBr, HCl, HI, HClO4, H2CrO4, H2Cr2O7, HMnO4,
HNO3, HSO3Cl, HSO3F, H2SO4, H2SeO4, H2SiF6
Интенсивность взаимодействия металлов с азотной кислотой зависит от активности металла
и степени разбавления кислоты:
3Mg + 8НNO3(конц.) = 3Mg(NO3)2 + 2NО↑ + 4H2О
4Mg + 10НNO3(разб.) = 4Mg(NO3)2 + N2О↑ + 5H2О
4Mg + 10НNO3(oч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2О
5Mg + 12НNO3(разб.) = 5Mg(NO3)2 + N2↑ + 6H2О
Для характеристики силы кислоты может также использоваться значение степени ее диссоциации
(у сильных кислот молекулы полностью распадаются на ионы, а у слабых - частично). Даже вода
может выступать в роли более сильной кислоты по отношению к другим кислотам:
H2О + C2H5ONa = NaOH + С2H5ОH
Чем сильнее кислота, тем больше в ней атомов кислорода (или тем меньше в ней ОН-групп).
Например, кислота H2SO4 сильнее H2SO3 {S(OH)2O2 сильнее S(OH)2O}.
Более сильная кислота всегда вытесняет более слабую из ее солей (слабая кислота способна
к диссоциации в меньшей степени в сравнении с сильной кислотой):
C6H8O6 + NaHCO3 = C6H7O6Na + H2O + CO2↑
CaF2 + H2SO4 = CaSO4↓ + 2HF
NaCN + HCl ↔ HCN + NaCl
Безводный фтористый водород является более сильной кислотой, чем плавиковая кислота:
H2O + F2 = 2HF + O
Плавиковая кислота (HF) может растворять даже стекло (хотя иттрий в ней не растворяется):
Na2CaSi6O14 + 28HF = 2NaF + CaF2 + 6SiF4 + 14H2O
Тетра_фторо_борная H(BF4) значительно сильнее плавиковой. В водных растворах самая сильная кислота - ионы гидроксония, а самое сильное основание - ионы гидроксила
Кислоты слабые
кислоты, реагирующие с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно (с трудом отдают протон молекуле воды):
H3BO3, HCN, H2CO3, HF, H2S,
H2SiO3
а также катионные кислоты (катионы аквакомплексов металлов), например, 2[Аl(H2О)6]3+ и др. Слабые кислоты взаимодействуют только с активными металлами (например, магнием) и с щелочами, например:
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Например, этанол и аммиак являются слабыми кислотами, так как способны реагировать со щелочными металлами. Слабая кислота вытесняет сильную из раствора соли сильной кислоты:
2H3PO4 + 3Ca(NO3)2 = 6HNO3 + Ca3(PO4)2↓
H2S + CuSO4 = H2SO4 + CuS↓
Примеры реакций получения слабой кислоты:
B + HNO3(конц.) + H2O = H3BO3 + NO↑
B2O3 + 3H2O = 2H3BO3
Примечания:
1. Чем более сильной является кислота (основание), тем слабее сопряженное основание (кислота)
2. Отнести кислоту к сильной или слабой можно по ее диссоциации в воде (в растворителях другой оснОвности диссоциация кислоты будет иной)
Кислота сопряженная
образуется в результате переноса протона от кислоты к основанию. Так как свободные протоны не могут существовать в растворе несвязанными, при таком переходе они образуют сопряженное основание и сопряженную кислоту. Например:
(кислота)СH3COOH + (основание)NH3 ↔
(сопряж.основание)CH3COO- + (сопряж.кислота)NH4-
(аммиак, приняв протон, из основания превращается в сопряженную кислоту). Для сравнения: фосфористая кислота (H3PO3) является сопряженной кислотой фосфит-аниона HP(O)(OH)2
Кислоты фиктивные
реально не существующие в свободном виде кислоты (HBF4, HClO3, HFeO2, H2FeO4, H2GeO3, H3NO3
и др.), хотя их соли, обычно получаемые косвенным способом, достаточно устойчивы, например:
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O (при сплавлении)
NaNO3 + Na2O → Na3NO4 (=ортонитрат Na; спеканием)
Примечание.
В отличие от них ряд кислот (например, H2CO3, H2SO3 и др.) являются кратковременно реально существующими (но быстро разлагающимися, т.е. нестойкими)
Кислота 'царская водка'
смесь концентрированных 63%-ной (1 объем) азотной кислоты и (3 объемов) соляной кислот (массовое соотношение, в пересчете на чистые вещества, около 1:2). Она является сильнейшим окислителем благодаря образуемым Cl и хлористому нитрозилу (NOCl):
2HNO3 + 6HCl ↔ 2NO↑ + 3Cl2 + 4H2O
HNO3 + 3HCl → Cl2↑ + 2H2O + NOCl (при нагреве смеси кислот)
вследствие чего растворяет даже золото (а также Hg, Pd, Pt и др.):
Au + {HNO3 + 3HCl} → AuCl3 + NO + 2H2O
3Hg + {2HNO3 + 6HCl} = 3HgCl2 + 2NO↑ + 4H2O
3HgS + {6HCl + 2HNO3} = 3S↓ + 3HgCl2 + 4H2O + 2NO↑
Золото может растворяется не только в 'царской водке', но и в селеновой кислоте:
2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3SeO2↑ + 6Н2О
Так как серная кислота сильнее азотной, то при их смешивании серная выполняет роль кислоты, а азотная - основания, причем они взаимодействуют между собой:
HNO3 + 2H2SO4 ↔ H3O+ + 2HSO4- + NO2+ (ион нитрония)
Кислота 'царская водка' не взаимодействует с Nb, Ta и W (их окисляют смесью концентрированных азотной и фтороводородной кислот), например:
3Nb + 5HNO3 + 21HF = 3H2[NbF7] + 5NO↑ + 10H2O
Примечания:
1. В ряде случаев оптимальное соотношение компонент 'царской водки' может быть и другим (например, для растворения теллура оно равно '2:9', а для иода - '1:4')
2. Если смесь этих кислот разбавить водой, серная кислота будет диссоциировать, образуя ионы гидроксония (H3O+) и бисульфат-ионы (HSO4-):
H2SO4 + H2O ↔ H3O+ + HSO4-
В чистой азотной кислоте незначительно образуются ионы нитрония (NO2+):
HNO3 (= O2NOH) + 2HNO3 ↔ NO2+ + H3O+ + 2NO3-
{соединения нитрония содержат катион NO2+, например: (NO2)PF6, (NO2)MoF6 и др.}
Кислотообразователи
элементы, проявляющие в кислородсодержащих кислотах положительную валентность, а в бескислородных - отрицательную. Типичные кислотообразователи - B, N, P и др. Ряд металлов
(Al, Zn и др.) в реакциях со щелочами образуют соли, в которых эти металлы выполняют роль комплексообразователя (входят в состав анионов). Связь между атомом/ионом металла и атомом элемента-кислотообразователя в структурных формулах солей - через атом кислорода
Кислотность среды
означает тенденцию среды протонировать стандартные основания. Количественно выражается функцией кислотности
Кислоты-окислители
кислоты, окислителем в которых является элемент в максимальной степени окисления, образующий кислотный остаток (например, HNO3 и H2SO4)
Константа кислотности (Kk)
является мерой силы кислоты (количественной характеристикой состояния протолитического равновесия обратимой реакции между кислотой и основанием) или иначе - это константа равновесия реакции диссоциации кислоты на ион водорода и анион кислотного остатка. Чем больше значение Kk, тем более сильной кислотой считается протолит в данном растворителе. Кислота называется 'сильной' или 'слабой' в зависимости от значения константы диссоциации. Кислотность разных кислот можно измерить только относительно произвольно выбранной пары сопряженных кислоты и основания (в качестве последней обычно используют пару Н3О+, Н2О)
Мезокислоты
кислоты со средними значениями количеств атомов водорода и кислорода, например, мезоиодная - Н3IO5, мезотеллуровая - Н4ТеO5
Метакислоты
кислоты с наименьшим содержанием гидроксогрупп (например, метафосфорная кислота HPO3, метафосфористая - HPO2). Пример реакции получения кислоты:
P4O10 + 4HNO3(безв.) = 4HPO3 +
2N2O5
При растворении в воде метакислоты переходят в ортокислоты:
HPO3 + H2O = H3PO4
HBO2 + H2O = H3BO3
Оксикислоты
карбоновые кислоты, в которых одновременно содержатся карбоксильная (COOH) и гидроксильная (OH) группы
Оксокислоты (гидроксиды кислотные)
кислородсодержащие кислоты типа HClO4, HNO (нитроксил), H2SO4, H2SeO4, H6TeO6, гипо_фосфористая H(PH2O2) и др. (они состоят из кислотного остатка и кислотообразующего элемента). Оксокислоты могут быть жидкими (HClO4, HNO3, H2SO4 и др.), твердыми (H3PO2, H2SeO3, HIO4 и др.) или существовать только в виде водных растворов (H2CO3, HFO, HBrO3 и др.)
Ортокислоты
кислоты с наибольшим содержанием гидроксогрупп (например, H3PO4). Пример реакции получения кислоты:
5HNO3(конц.) + P(красн.) = H3PO4 +
5NO2↑ + H2O
ОснОвность кислот
определяется количеством атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли (иначе - определяется числом протонов, отдаваемых молекулой кислоты при взаимодействии ее с основанием или числом OH- групп, содержащихся в кислотном гидроксиде). Атомы водорода кислоты, непосредственно связанные с атомом кислотообразующего элемента, не обмениваются на ионы металла и поэтому не определяют основность кислоты. Основность кислот определяет число рядов средних и кислых солей - производных кислоты. Примеры кислот:
HCl, HNO2 - однооснОвные
H2CO3 - двухоснОвная
H3PO4 - трехоснОвная
H4SiO4 - четырехоснОвная
H5IO6 - многооснОвная
Основность кислоты хорошо видна на примере
кислот H3PO4(ортофосфорной),H3PO3(фосфористой)
и H3PO2(фосфорноватистой) со структурными
формулами
![[]](/img/a/anemow_e_m/aa02/h3po.jpg)
соответственно (Н.Л. Глинка. Общая химия.
1984, с.112)
Молекула каждой из кислот содержит по три
атома водорода,связанных в различной сте-
пени с атомами кислорода (ОН-связь).
В первом случае[а)] все три атома водорода
могут быть замещены атомами металлов,поэ-
тому кислота H3PO4 трехоснОвна. Степень
окисления и валентность фосфора равны 5.
В случае [б)] только ДВА атома водорода
могут быть замещены атомами металлов,
образуя, например, соль NaН2РО3, поэтому
кислота H3PO3 двухоснОвна (один атом
водорода соединен с фосфором не через
кислородный мостик, а напрямую)
И, наконец, в случае [в)] только ОДИН атом
водорода может быть замещен атомом металла
(поэтому кислота H3PO2 одноосновна).
В случаях б) и в) степень окисления и
валентность фосфора не совпадают.
В общем случае основность кислоты наиболее
точно можно определить на основании ее
структурной формулы
Примеры реакций получения кислот различной оснОвности: 1-оснoвные{HCl,HCN,HF, HNO3, HSO3F и др.}
P2O5 + H2O = 2HPO3
2-оснoвные {H2CO3, H2S, H2SO4 и др.}
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
3-оснoвные {H3PO4, H3BO3 и др.}
H5P3O10 + 2H2О → ЗH3PO4
Примечания:
1. Основность кислот определяет число ступеней ее диссоциации. Например, формально трехоснОвная фосфористая кислота средней силы H3PO3 является двухоснОвной в водных растворах (диссоциирует двухступенчато):
HP(O)(OH)2 → HP(O)2(OH)- + H+
и
HP(O)2(OH)- → HPO32- + H+
ее водные растворы разлагаются до фосфорной кислоты:
4H3PO3 → 3H3PO4 + РH3
2. Число ступеней электролитической диссоциации определяется основностью кислоты или кислотностью основания, а степень диссоциации уменьшается на каждой ступени по отношению
к предыдущей
3. Ортофосфорная кислота H3PO4 диссоциирует в 3 ступени, образуя 3 кислотных остатка:
H3PO3 ↔ H+ + H2PO4- (ди_гидро_орто_фосфат-ион)
H2PO4 ↔ H + HPO4 (гидро_орто_фосфат-ион)
HPO42- ↔ H+ + PO43- (орто_фосфат-ион)
4. Обычно 4-х и более оснОвные соединения типа {H4P2O6, H4CO4, H5IO6, Н6TeО6 и др.}:
P2O5 + 2H2O = H4P2O7
Ва5(IО6)2 +5H2SO4= 2Н5IО6 +5ВаSO4↓
Te + 3H2O2 = Н6TeО6
не рассматривают как кислоты (в свободном виде их считают кристаллогидратами) и обозначают по примеру:
H5IO6 {=HIO4*2H2O} (соли данной кислоты - периодаты)
Н6TeО6 {= Н2TeО4*2H2O (не вода, а 30%-ный раствор H2O2)}
5. В случае {B2H5 + 6H2O = 2B(OH)3 + 6H2↑} образующаяся молекула водорода формально может рассматриваться как однооснОвная кислота (H+H-), образованная ионом водорода (H-) молекулы борана B2H5 и ионом водорода (H+) молекулы воды
6. Характерным для многоосновных кислот и многокислотных оснований является отрыв одного иона (H+ или OH-) на каждой ступени диссоциации
7. Структурные формулы кислот точнее отражают их строение, чем молекулярные формулы
Остаток кислотный
часть кислоты без водорода:
H2SO4 →
H2+ + SO4-
Они образуются при диссоциации кислот в разбавленном водном растворе. Кислотный остаток имеет отрицательный заряд и может быть простым {Cl-, S2-} или сложным {HPO42-, SO42-}. Некоторые кислоты имеют несколько кислотных остатков {например, ортофосфорная кислота H3PO4 имеет три кислотных остатка: H2PO4 (NaH2PO4), HPO4 (Na2HPO4) и PO4 (Na3PO4), где в скобках указаны соли, которые могут быть образованы на их основе}. Название кислотного остатка определяется составом кислоты {серной - сульфат, соляной - хлорид, хлористой (HClO2) - хлорит, и т.д.}
Пероксокислоты (устар.: надкислоты)
кислоты, анион которых содержит пероксогруппу (-О-О-), т.е. ион (-О-) замещен ионом (-O-O-). Пероксокислоты (и их соли) - сильные окислители. Примеры кислот:
* пероксоазотистая {HOONO}, изомерна с азотной HNO3
* пероксоазотная {HNO4}
* пероксоборная {HBO3}
* пероксофосфорная (H3PO5)
* пероксо_ди_фосфорная {H4P2O6(O2)}
* пероксосерная (H2SO5)
* пероксо_ди_серная (H2S2O8)
* другие пероксокислоты (H2CO4) и надкислоты (Н2МоО5, Н2МоО8)
Обычно их получают электролизом соответствующих кислот или в результате взаимодействия между пероксидом H2O2 и [галоген]ангидридами соответствующих кислот. Кислота HOONO обычно является продуктом процесса окисления азотистой кислоты:
HNO2 + H2O2(конц.) = HOONO + H2O
и в результате других взаимодействий:
HO2 + NO2 ↔ HNO4 (= HOONO2, в газовой среде)
Пероксокислоты - сильные окислители, разлагающиеся в водном растворе с выделением кислоты и кислорода
Пирокислоты
кислоты, занимающие промежуточное положение между мета- и ортокислотами по числу молекул воды, присоединенных к молекуле кислотного остатка. Иначе - кислоты, содержащие более одного атома кислотообразующего элемента в одной и той же степени окисления, например, H2P2O7, H2S2O7 и др. Обычно они образуются при нагревании в результате отщепления молекул воды от молекул кислоты
или при взаимодействии кислоты с одноименным ангидридом:
H2SO4(безв.) + SO3 = H2S2O7
Псевдокислоты
гомеополярные соединения (слабые кислоты), способные при взаимодействии с сильными основаниями отщеплять протон и генерировать нуклеофильную частицу. Хотя обычно псевдокислоты нейтральны (или очень слабокислые соединения, не проводящие электрический ток), они могут образовывать нейтральные или почти нейтральные соли щелочных металлов. Характерным для них является не мгновенный, а протяженный во времени процесс нейтрализации. Они сравнительно инертны в химическом отношении (в их молекулах водород связан с кислородом). К ним относят синильную кислоту HCN, ацетилен С2H2 и другие соединения. Псевдокислота германия H2GeO3 обладает амфотерными свойствами (в зависимости от водородного
показателя среды диссоциирует по-разному):
- при pН > 6 - подобно кислотам:
H2GeO3 ↔ H+ +
HGeO3- ↔
H+ + GeO32-
- при pH < 6 - подобно основаниям:
H2GeO3 ↔ OH- + GeO(OH)+ ↔ GeO2+ + OH-
Сверхкислоты:
- вещества со сверхвысокой степенью электролитической лиссоциации (кислотностью)
- растворы сильных кислот в сильнокислотных растворителях
К ним относят:
- 100%-ную серную кислоту H2SO4 (подвержена самоионизации)
- безводную фторсульфоновую кислоту HSO3F (у которой существуют равновесия:
2HSO3F = H2SO3F+ + SO3F-)
- смесь плавиковой кислоты HF и фторида SbF5 (формулу сверхкислоты можно записать как H2SbF7, так и как FH2SbF6): SbF5 + 2HF = [SbF6]- + H2F+
Пример реакции взаимодействия:
HSO3F + KClO4 = ClO3F + KHSO4 (при нагревании)
Сила кислоты
способность кислоты отдавать ионы водорода (H+) молекулам данного растворителя. Она определяется значением ее константы диссоциации. Сила кислоты тем больше, чем больше разность между количествами атомов кислорода и водорода в ее формуле (например, HClO3 = Cl(OH)O2 - сильная кислота). Сила кислот зависит от природы растворителя. Например, в растворе жидкого аммиака с сильнооснОвными свойствами все кислоты полностью диссоциированы. Сильная кислота реагирует с избытком воды необратимо, а слабая кислота реагирует с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно. Кислоты по силе можно характеризовать как: - очень сильные (HClO4)
- сильные (HClO3)
- средней силы (H3PO4)
- слабые (HClO2)
- очень слабые (HClO)
Примечания:
1. В ряду HOCl - HClO2 - HClO3 - HClO4 окислительная способность кислот убывает
2. К слабым кислотам относят также фтороводородную (HF), угольную (H2CO3), сернистую (H2SO3), пероксид (слабая двухосновная кислота) H2O2 и другие, а к сильным - хлороводородную (HCl), серную (H2SO4), азотную (HNO3), родановодородную (HNCS) и др.
Смеси кислот
обычно смеси растворов кислот или кислот и солей:
(HCl + HNO3)('царская водка')
4HF(окислитель)+HNO3(безводная)=H3O++NO2++2HF2-
2HF(ж.) + SbF5 = (H2F+)[SbF6]
(HNO3+H2SO4)(меланж)
H2S + Sb5(ж.) + HF = (H3S+)[SbF6]
3Ta + {21HF(конц.) + 5HNO3(конц.)} =
3H2[TaF7] + 10H2O + 5NO↑
и другие (обычно используемые для специальных целей, например, для растворения малоактивных типа Au, Nb, Pt, Rh, Ta, W, Zr и др.):
3S + 2HCl + 4HNO2 = 3H2SO4 + Cl2↑ + 2N2↑ (окисление серы до кислоты)
3Si + {4HNO3 +18HF} = 3H2[SiF6] + 4NO↑ + 8H2O
W + {8HF + 2HNO3} = H2[WF8] + 4H2O + 2NO↑
Смеси кислот могут быть получены как чисто физическими методами, так и по химическим реакциям:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 (оксид + вода)
PCl3 + 3H2O = H2(PHO3) + 3HCl↑
Например, хлорная вода - сложная химическая система, состоящая из молекул Cl2 и смеси двух кислот: сильной (HCl) и слабой (HClO), образуемая в результате взаимодействия Cl2 с водой:
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
В большинстве случаев воздействие смеси кислот более эффективно за счет проявляющегося синергического эффекта (например, смесь селеновой и соляной кислот растворяет платину). Широко известна смесь из борной, уксусной и фосфорной кислот, используемая в качестве универсальной буферной смеси. Смеси кислот широко используются на производстве. Например, смесь азотной, серной и соляной кислот используется для растворения алюминия, а смесь HF, HNO3 и H2SO4 - при химическом электрополировании титана
Суперкислота
среда, имеющая высокую кислотность (обычно большую, чем 100%-ная серная кислота), например, карборановая - H(CHB11Cl11), которая приблизительно в 106 раз сильнее концентрированной серной кислоты. К суперкислотам следует отнести также кислоты с комплексным анионом (H[SbF6])
Тиокислоты
сернистые аналоги кислородных кислот (они содержат вместо атомов кислорода атомы серы):
- тиомышьяков(ая/истая) - H3AsS4 / H3AsS3
- тиосурьмян(ая/истая) - H3SbS4/H3SbS3,
и другие тиокислоты (H2GeS3 - германиевая, H2SO3S - серная, H2SnS3 - оловянная, H3PO3S - монофосфорная). Примеры реакций получения кислот:
HSO3Cl + H2S → H2S2O3 + HCl (тиосерная, из хлорсульфоновой)
H2SO3 + S = H2SO3S (тиосерная из сернистой)
Na3AsS3 + 3HC2H3O2 = H3AsS3 + 3NaC2H3O2
Na3SbS3 + 3HCl → H3SbS3 + 3NaCl
Тиокислоты - слабые, быстроразлагающиеся (в момент образования) неустойчивые соединения, образующие сероводород и тиоангидриды:
2H3SbS3 → 3H2S + Sb2S3↓
Исключением является устойчивая тиомышьяковая кислота H3AsS4
Графическое изображение формул кислот:
например, азотноватистая кислота: H2N2O2 → (H-O-N=N-O-H).
Химическое строение серной (H2SO4) и азотной (HNO3) кислот соответствует формулам [SO2(OH)2]0
и [NO2(OH)]0 соответственно
Физические свойства кислот
Большинство кислот представляют собой жидкости или твердые вещества. Некоторые кислоты (например, серная и азотная), смешиваются с водой в любых соотношениях. Растворимые в воде кислоты придают раствору кислый вкус за счет свободных ионов водорода. Они разъедают растительные и животные ткани, окрашивают индикаторы (лакмус, метилоранж) в красный цвет (легко запомнить: Kислота - Kрасный).
Химические свойства кислот
Кислотные свойства кислот обусловлены атомами водорода, которые могут быть замещены атомами металлов. Некоторые кислоты (например, H2SO3) существуют только в разбавленных растворах (менее 6%). Она образует средние и кислые соли (сульфиты и гидросульфиты), являясь хорошим восстановителем, и образует:
* при разложении - оксид SO2 и воду:
H2SO3 → SO2 + H2O
* при соединении с кислородом - кислоту H2SO4:
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4
* при соединении с кислотой - неметалл и воду:
H2SO3 + 2H2S = 3H2O + 3S↓
Кислоты в растворах могут претерпевать различные, не зависящие друг от друга, превращения:
HOCl = HCl + O
2HOCl = Cl2O + H2O
3HOCl = 2HCl + HClO3
(изменяя условия можно добиться протекания реакции полностью по одному из указанных направлений)
Одна и та же кислота может проявлять различные свойства в зависимости от условий протекания реакции:
H2SO4(разб.) + Zn = ZnSO4 + H2↑ {окислитель - водород кислоты (Н+)}
5H2SO4(конц.) + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O (окислитель - сера кислоты)
При нагревании почти все кислоты разлагаются (образуются вода и кислотный оксид, кислота
с меньшим содержанием воды или другие продукты): H3BO3 → HBO2 + H2O
8HClO3 → 4HClO4 + 2H2O + 2Cl2↑ +3O2↑
H2S → S↓ + H2↑
H2SiO3 → SiO2 + H2O
Кислоты могут взаимодействовать:
■ с аммиаком:
H2SO4 + 2NH3 = H2SO4*2NH3 {= (NH4+)2SO42-}
H2SO4(дымящ.) + NH3 = NH2SO3H {= NH2SO2OH = (NH2)(HO)SO2} + H2O
(сильная сульфаминовая кислота)
■ с ангидридами, образуя другую кислоту (например, хлорсульфоновую):
HCl + SO3(жидк.) → ClSO2OH {= HOSO2Cl = HSO3Cl = HOSO2Cl = Cl(OH)SO2 = [SO2(OH)Cl]0}
Примечание.
Похожая ей по свойствам фторсульфоновая кислота F(OH)SO2 практически не гидролизируется водой
■ с основаниями (оснОвными гидроксидами) - реакция нейтрализации (образуется соль и вода):
2HBr + Ba(OH)2 = BaBr2 + 2H2O
HNO3 + Bi(OH)3 = Bi(OH)2NO3 + H2O
2HNO3 + Mg(OH)2 = Mg(NO3)2 + 2H2O
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O
■ с оснОвными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O (изменение степени окисления кислотообразующего элемента)
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
■ с кислыми, средними, оснОвными и амфотерными солями (если образуются слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение):
2H3AlF6 + 3Na2CO3 = 2Na3AlF6 + 3H2CO3
(нейтрализация кислоты солью)
4HBr + (CuOH)2CO3 = 2CuBr2 + CO2↑ + 3H2O
2HCl + K2ZnO2 → Zn(OH)2↓ + 2KCl
HCl+Mg(OH)Сl= MgCl2 +H2O (средняя соль и вода)
|
4HCl + Na2[Zn(OH)4] = 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
17HNO3 + FeAsS =
Fe(NO3)3 +H3AsO4 +H2SO4 +14NO2↑+6H2O (кислота)
H3PO4 + СaHPO4 = Ca(H2PO4)2
H3PO4 + Сa3(PO4)2 = 3CaHPO4 (кислая соль)
|
■ с солями более слабых или более летучих кислот (образуя малоактивное/летучее вещество или
более слабую и летучую кислоту):
2HBr + K2SiO3 = 2KBr + H2SiO3
HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3
2HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2↑ (происходит более полное связывание ионов)
■ с сухими солями (без растворителей):
H2SO4(конц.) + KNO3(тв.) = KHSO4 + HNO3 (обычно для получения азотной кислоты)
H2SO4(конц.) + NaСl(тв.) = NaHSO4 + Hcl
■ с растворами солей (в растворителях):
H3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + 3HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 = Ca3(PO4)2 + 6HCl
H2SO4 + Сa(NO3)2 = CaSO4 + 2HNO3
■ с амфотерными гидроксидами (образуют средние, кислые и основные соли):
HCl + Al(OH)3(избыт.) = Al(OH)2Cl + H2O
2HCl + Be(OH)2 = BeCl2 + 2H2O
H3PO4(избыт.) + Zn(OH)2 = ZnHPO4 + 2H2O
■ между собой:
H3AsO4 +HSnCl3 +HCl → As +H2SnCl6 +H2O
(взаимодействие трех кислот !!!)
2H[AuCl4] + 3H2S → 2Au↓ + 3S↓ + 8HCl
H3BO3 + H3PO4 = BPO4 + 3H2O
6HBr + HClO3 = 3Br2 + HCl + 3H2O
2HBr + H2SO4(конц.) = Br2↓ + SO2↑ + 2H2O
HBrO3 + 3H2SO3 = HBr + 3H2SO4
3НСl + НClO2 = Сl2↑ + 2Н2О
3HCl(конц.)+HNO3(конц.)=(NO)Cl +2H2O +Cl2↑
6HCl(конц.)+2HNO3(конц.)=
4H2O +2NO↑ +3Cl2↑ (при 150oС)
HClO3 + HI = HIO3 + Hcl
HClO3 + H2SO3 → HCl + H2SO4 (превращение кислот)
2HClO3 + H2SO3 → 2ClO2 + H2SO4 + H2O
HClO4 + H2SeO3 ↔ HClO3 + H2SeO4
HI + 6HNO3 = HIO3 + 3H2O + 6NO2↑
2HI(восст.) + H2SO4(окисл.) = I2 + SO2 + 2H2O
|
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S↑ + 4H2O
2HIO3 + H2SO4(конц.)=(IO)2SO4+2H2O+O2↑
HN3(конц.) + HNO2 = N2↑ + N2O↑ + H2O
HNCS + H2SO4 + H2O = NH4HSO4 + COS
(тио_оксид углерода)
2HNO3(конц.) + H2S(насыщ.) =
2NO2↑ + S0↓ + 2H2O (на холоде)
8HNO3(конц.) + H2S = H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O
HNO3 + H2SO4 = NO2HSO4 + H2O (=нитронил)
H3PO4 + H2SO4(безв.) = P(OH)4+ + HSO4-
H2S(восст.) + 2HNO3(окисл.) = S0 + 2NO2 + 2H2O
H2S + H2SO4(конц.) = S0↓ + SO2↑ + 2H2O
H2S + 3H2SO4(конц.)= 4SO2 +4H2O (при нагревании)
3H2S + H2SO4 = 4S0↓ + 4H2O
5Н2SeО3 + 2НСlО3 = 5Н2SeО4 + Н2О + Сl2↑
Н2TeО4 + 2НСl ↔ Н2TeО3 + Н2О + Сl2↑
|
■ с водой (например, разложение пероксодисерной кислоты):
H2S2O6(O2) + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2
■ с неметаллами:
2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2
2HNO3(разб.) + S = H2SO4 + 2NO
6HNO3(конц.) + S = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
2H2S + O2(недост.) = 2H2O + 2S
■ с пероксодисульфатами (в присутствии концентрированной H2SO4):
K2S2O8 + 2H2O → 2H2SO5 + 2K2SO4 (образуется кислота Каро)
■ с различными металлами (с образованием солей, оксидов, ангидридов, водорода и/или воды): Ag + 2HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O
2Al + 6H2SO4(конц.) = Al2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
4Ca + 10HNO3(конц.) = 4Сa(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Ca + 10HNO3(разб.)= 4Сa(NO3)2 +NH4NO3 +3H2O
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
При взаимодействии азотной кислоты с медью (водород не выделяется) возможны два
случая:
4HNO3(конц.) + Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
8HNO3(разб.) + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Примечания:
1. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот (HCl, H2SO4 и др.), если они не сильные окислители
2. Некоторые металлы (Al,Fe,Cr,Ni и другие) реагируют с разбавленными кислотами, но не реагируют
с концентрированными (из-за образования окисной пленки- пассивации; такая пленка может растворяться в водных растворах кислот)
В ряде случаев требуемое соединение может быть получено за две или большее число стадий, например, в случае кислоты HIO4:
(1) 5Ba(IO3)2 → Ba5(IO6)2 + 4I2 + 9O2↑ (диспропорционирование иодата)
(2) Ba5(IO6)2 + 5H2SO4 → 5BaSO4 + HIO4*2H2O {=2H5IO6}
В зависимости от концентрации и количества кислоты, активности металла и температуры среды при взаимодействии кислоты с одним и тем же металлом могут быть получены разные продукты:
Zn + 4HNO3(60 %) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
3Zn + 8HNO3(30 %)= 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn + 10HNO3(20 %)=4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
4Zn + 10HNO3(3 %)= 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
5Zn + 12HNO3(10 %)=5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O
|
Hg +4HNO3(конц.)= Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
6Hg +8HNO3(разб.)= 3Hg2(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Hg +2H2SO4(конц.)=HgSO4 +SO2 +2H2O
2Hg +2H2SO4(конц.)=Hg2SO4+SO2+2H2O
(при избытке H2SO4)
|
Примечания:
1. Плавиковая кислота может образовывать как средние, так и кислые соли (KHF2, NaHF2)
соли при взаимодействии с щелочами (т.е. реагирует как 2-оснОвная кислота):
(HF)2 + KOH → KHF2 + H2O
(HF)2 + 2KOH → 2KF + 2H2O (HF + KF = KHF2)
В водном растворе плавиковая кислота диссоциирует незначительно, так как ее водород прочно связан
с фтором.
2. Так как атомы водорода в кислотах способны замещать атомы только входящие в состав гидроксогрупп (OH), ортофосфорная кислота H3PO4 может образовывать как средние соли (фосфаты вида Na3PO4), так и два ряда кислых (гидрофосфаты Na2HPO4 и дигидрофосфаты
NaH2PO4) солей. Фосфористая же кислота H2(HPO3) может образовывать только два ряда солей: фосфиты и гидрофосфиты, а фосфорноватистая H(H2PO2) - только ряд средних солей (гипофосфиты)
Способы получения кислот
Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты могут быть получены по реакциям взаимодействия веществ с водой (гидролизе) или в других случаях:
ВCl3 + 3Н2О = Н3ВО3 + 3НСl
Br2(окисл.)+H2SO3+H2O= 2HBr+H2SO4
(окислением H2SO3)
BrF5 + 3H2O = HBrO3 + 5HF
3BrF3 + 6H2O = HBr + 2HBrO3 + 9HF (=3 кислоты)
5Br2 + I2 + 6H2O → 10HBr + 2HIO3
Br2 + SO2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr↑
3Br2 + S + 4H2O = 6HBr + H2SO4
CaCl(OCl) + CO2 + H2O = CaCO3 + HCl + HClO
Cl2 + H2O + Q (6 Ккал) = HCl + HOCl
{при нагревании}
Cl2 + 5F2 + 6H2O = 10HF + 2HClO3
Cl2 + H2SO3 + H2O = H2SO4 + 2HCl
5Cl2 + I2 + 6H2O = 10HCl + 2HIO3
3Cl2 + 3KI + 3H2O→ 3HCl + 2HI + HIO3 + 3KCl
(=3 кислоты;при избытке Cl над I в 2 раза)
ClCN + H2O→ HCN+HClO
ClF + H2O = HClO + HF
ClO2F + H2O = HClO3 + HF
2CrO2Cl2 + 3H2O = H2Cr2O7 + 4HCl
HBrO3 + XeF2 + H2O → HBrO4 + 2HF + Xe↑
ЗНClО = 2НCl + НClО3
5HClO + I2 + H2O = 5HCl + 2HIO3
3HClO2 = 2HClO3 + HCl
4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
(разложение в водном растворе)
5HClO3 + 6P + 9H2O = 6H3PO4 + 5HCl
(в окислительно-восстановительной реакции)
HClO4 + 4SO2 + 4H2O = HCl + 4H2SO4
3HIO = 2HI + HIO3
HNO2 + Br2 + H2O = HNO3 + 2HBr
(окислением кислотообразующего элемента
до более высокой степени)
|
H2N2O2+3I2+3H2O=6HI+HNO2 +HNO3 (=3 кислоты)
H3PO3 + Cl2 + H2O = 2HCl + H3PO4
(окисление кислоты галогеном)
5H3PO3 + PCl3 = 3HCl + 3H4P2O5
H3PO4 + PCl3 = 3HCl + H4P2O6
H2SO3 + HIO = H2SO4 + HI
(взаимодействием кислот)
5H2SO3(O2)+3H2O+2MnSO4= 2HMnO4 +7H2SO4
H2S2O8 + H2O = H2SO4 + H2SO5
2HgCl2 +H3PO3 +H2O=Hg2Cl2 +2HCl +H3PO4
I2 + H3AsO3 + H2O = H3AsO4 + 2HI
I2 + SO2 + 2H2O = 2HI + H2SO4
ICl + H2O(хол.) = HCl + HIO
5ICl + 3H2O = 5HCl + HIO3 + 2I2
(при частичном гидролизе)
2ICl3 +3H2O= HCl +HICl2 +HIO3 (=3 кислоты)
NF3 + 2H2O = 3HF + HNO2
NOCl + H2O = НCl + НNO2
РBr3 + 3Н2О = 3НBr + Н3РО3
PCl3 + 3H2O = H3PO3 {= P(OH)3} + 3HCl
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
(полный двухступенчатый гидролиз)
РI3 + ЗH2O= H3PO3 + 3HI
POBr3 + 3H2O = H3PO4 + 3HBr↑
3SCl2 + 4H2O = 6HCl + H2S + 2SO2↑
(при сложном гидролизе)
SCl2 + 2H2O = 2HCl + H2SO2
SO2Cl2 + 2H2O(гор.) = 2HCl + H2SO4
SO2(OH)Cl + H2O = HCl + H2SO4
3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3
4Se + 3HClO4 + 4Н2О = 4H2SeO4 + 3НCl
SiCl4 + 4H2O = HCl + H2SiO4
|
Области применения кислот
Азотная кислота(HNO3)широко используется в производстве
удобрений, красителей, лаков, пластмасс, лекарственных
и взрывчатых веществ, а также химических волокон.
Борная кислота (H3BO3) широко применяется в бытовых и
медицинских целях для дезинфекции
Серная кислота(H2SO4)расходуется в больших количествах
при производстве минеральных удобрений, красителей,
химических волокон, пластмасс, лекарственных веществ.
Она используется также для извлечения металлов из руд,
заполнения кислотных аккумуляторов.
Соляная кислота (HCl) широко применяется в нефтяной
промышленности.
Фосфорные кислоты являются важнейшими продуктами хими-
ческой промышленности,широко используемыми в производ-
стве сельскохозяйственных удобрений.Например,фосфорная
кислота (H3PO4) широко используется также в составах
для обезжиривания металлических поверхностей перед
нанесением защитных покрытий
СОЛИ
сложные кристаллические вещества, состоящие из атомов (катионов) металлов и кислотных остатков (возможно наличие водорода). Они имеют ионную структуру (например, CsF) и являются:
- продуктами полного или неполного замещения водорода в кислотах катионами металлов или аммония
- продуктами замещения группы (OH) в основаниях на кислотный остаток (анионы кислот).
В зависимости от соотношения количеств кислоты и основания в реакциях могут образоваться различные по составу соли:
- кислые:
H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O (= кислая соль, при неполном замещении)
H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O (= средняя соль, при полном замещении)
- оснОвные (при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток):
HCl + Mg(OH)2 =Mg(OH)Cl + H2O (= оснОвная соль, при неполном замещении)
Строго формально, истинными солями следует считать лишь бинарные соединения металлов
в низших степенях окисления с преимущественно ионным характером связи. В большинстве случаев соли являются характеристическими соединениями, позволяющими судить по ним о свойствах соответствующих им кислот, особенно если те не существуют в свободном состоянии. Металл в солях с переменной степенью окисления указывается в скобках по примеру: Cu(II)SO4.
Все соли имеют немолекулярное строение. В зависимости от состава (по свойствам) соли могут могут проявлять как восстановительные (1), так и окислительные (2) свойства:
(1) 2CrCl3 + 3NaClO + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 9NaCl + 5H2O
(2) Na2S + NaClO + H2SO4 = NaCl + S + Na2SO4 + H2O
т.е. они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях:
(по аниону) - 2KNO3(тв.) + C = 2KNO2 + CO2↑
(по катиону) - 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
■ Соли подразделяются по видам на:
* средние (нормальные), например, Na2SO4
* кислые (гидросоли), например, KSH, NaHSO4
* оснОвные (гидроксисоли, гидроксосоли), например: Bi(OH)2NO3, BiOH(NO3)2, Fe(OH)Cl
* разноанионные {например, Ca(OCl)Cl} и разнокатионные: двойные {KAl(SO4)2}
* гидратные (кристаллогидраты), например, CuSO4*5H2O (5-водный купорос)
* комплексные, например, K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль)
* другие, не перечисленные выше, например, оксосоли (TiOCl2), ониевые соли (аммониевые соединения являются подмножеством ониевых), именные {например, соль Фреми [OsO2(NH3)4]Cl2 и др.}
Примечание.
Ряд гидроксосолей после отщепления воды переходят в оксосоли, например: Sb(OH)2Cl = SbOCl + H2O
■ По составу соли можно разделить на:
- нестехиометрические
- стехиометрические (галогениды не образуют нестехиометрических солей)
■ По наличию в составе соли воды на безводные и водные (водосодержащие)
■ Все соли условно можно также разделить на 3 группы:
- ионные (KBr, NaBr и др; все ионные соли в расплавленном состоянии практически полностью диссоциированы)
- ковалентные (например, AlCl3)
- координационные (рассматриваются отдельно)
В некоторых классификациях могут быть отдельно выделены и другие группы солей (например, соли тяжелых металлов: дихлорид ртути HgCl2, нитрат серебра AgNO3 и др.)
В некоторых случаях соли более устойчивы, чем сама кислота (например, в случае хлористой кислоты HClO2). Соль кислородсодержащей кислоты можно рассматривать как соединение кислотного оксида
с оснОвным (или двумя оснОвными в случае двойной соли), например:
CaCO3 = CaO + CO2 или Al2(SO4)3 = Al2O3*3SO3*2H2O
Большинство солей - сильные электролиты и при диссоциации в водных растворах создают положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков (иногда ионы водорода или гидроксид-ионы): 3HNCS + FeCl3 ↔ Fe(NCS)3 + 3HCl
Mg(OH)Br ↔ Mg(OH)+ + Br- ↔ Mg2+ + OH- + Br-
NaCl ↔ Na+ + Cl-
Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32-
NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3- ↔ Na+ + H+ + CO32-
Полностью гидролизующиеся соли не могут быть получены в реакциях обмена (в водных растворах), так как вместо продуктов обмена образуются продукты гидролиза. Малорастворимые соли (BaSO4, CaCO3 и ряд других) из-за низкой концентрации ионов в воде практически не гидролизуются
■ По степени диссоциации (свойствам) соли могут быть классифицированы на:
* кислые - диссоциируют ступенчато на катионы металла и анионы кислотного остатка:
Ca(H2PO4)2 ↔ Ca2+ + 2H2PO4- (полная диссоциация)
H2PO4- ↔ H+ + HPO42- (частичная диссоциация)
HPO42- ↔ H+ + PO43- (частичная диссоциация)
* оснОвные - диссоциируют ступенчато на основные катионы (гидрокатионы) металла и анионы кислотного остатка:
CuOHNO3 ↔ CuOH+ + NO3- (полная диссоциация)
CuOH+ ↔ Cu2+ + OH- (частичная диссоциация)
* средние / нормальные - более подробно гидролиз этих солей рассмотрен отдельно.
Растворение солей сильных оснований и слабых кислот (или слабых оснований и сильных кислот) сопровождается изменением кислотности среды:
Na2S + H2O = NaHS + NaOH
Так как соли обычно ионные соединения, в водном растворе и расплаве они диссоциируют на ионы
■ По наличию в них кислорода соли могут быть классифицированы на:
* кислородсодержащие (Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3)
- соли в высшей степени окисления (например, NaClO4 - перхлорат натрия)
- соли в низшей степени окисления (например, NaClO - гипохлорит натрия)
* бескислородные (ZnCl2,
Al2S3 и др.)
■ В зависимости от силы основания и кислоты соли могут быть образованы:
* сильным основанием и сильной кислотой (NaCl)
* сильным основанием и слабой кислотой (NaCN, Na2CO3)
* слабым основанием и сильной кислотой (NH4CN, NH4Cl)
* слабым основанием и слабой кислотой (CuF2)
■ В зависимости от поведения солей в водных растворах их можно классифицировать на:
* подвергающиеся гидролизу (по аниону, по катиону или по аниону и катиону)
* не подвергающиеся гидролизу (соли сильного основания и сильной кислоты: CaCl2, K2SO4, NaNO3
и др.); они только диссоциируют на ионы
Примечание.
В результате гидролиза солей может создаваться кислая (от солей типа FeCl3 и др.) или щелочная
(от солей типа NaCO3 и др.) среда
■ По силе взаимодействия с растворителем соли делят на:
- слабые (изменяющие свой коэффициент электропроводности от растворителя к растворителю,
не сохраняя его высокое значение)
- сильные (имеющие в большинстве растворителей высокий коэффициент электропроводности)
- средние (у которых коэффициент электропроводности зависит от свойств растворителй, хотя изменяется в меньшей степени, чем у слабых солей)
■ В зависимости от растворимости в воде (степени диссоциации) соли делятся на:
* хорошо растворимые {Ba(NO3)2, CuSO4, K2SO4, NaCl, Pb(HSO4)2}
* малорастворимые (CaSO4)
* практически нерастворимые (AgCl, AgI, BaSO4, Hg2I2, Hg2SO4); в ряде случаев нерастворимые в воде соли легко переходят в раствор в присутствии избытка осадителя
Примечания:
1. Возможны случаи, когда нерастворимая соль в результате реакции превращается в растворимую:
СаCO3(нерастворимая) + H2CO3(избыток СО2)→ Са(HCO3)2(растворимая)
2. Гидролиз растворимых солей протекает в 2 этапа (стадии):
- необратимый процесс диссоциации соли
- обратимый процесс гидролиза (взаимодействие ионов соли с водой)
3. Некоторые соли {в частности, Al2(CO3)3} не существуют в водных растворах, так как мгновенно гидролизуются
4. (Трудно/мало/не)растворимые соли могут фигурировать как в качестве реагентов:
2HCl + CaCO3 = CaCl2↓ + H2O + CO2↑ (если происходит более полное связывание ионов, чем в исходной соли), так и в качестве продуктов реакции:
CaCO3 + K2SO4 ↔ CaSO4↓ + K2CO3
5. Нерастворимые соли могут образовываться при взаимодействии [сильной / средней силы] кислоты
с растворами солей других сильных или летучих кислот:
H2SO4 + Сa(NO3)2 = CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
6. Щелочи не реагируют с нерастворимой солью
7. Растворимые двойные и смешанные соли в растворах ведут себя как смесь двух соответствующих средних солей
■ В зависимости от вида солеобразующего элемента:
- на основе металлов {KAl(SO4)2, NaCl}
- на основе неметаллов {(NH4)2S}
■ В зависимости от числа замещенных атомов металла в кислоте соли бывают разных замещений
(как средние, так и кислые): 1-замещенные (или первичные): NaH2PO4, NaHSO4
2-замещенные (или вторичные): Na2HPO4, CaHPO4
(H6TeO6 + 2NaOH = Na2TeO4 + 4H2O)
3-замещенные (или третичные): Na3PO4, Ca3(PO4)2
■ По агрегатному состоянию соли делятся на:
* газообразные (например, TiI4, WF6 и др.)
* жидкие {например, карбонил никеля NiC4O4 = [Ni(CO)4]}
* твердые (кристаллической структуры, основная масса, например, NaCl)
Обычно газообразные соли - ионные жидкости с температурой плавления ниже (100 оС).
Хотя как соединение карбонил образован тяжелым металлом и газом, это - жидкое, летучее вещество! Он не вступает в реакции соединения (атом никеля имеет 18-электронную оболочку, как у благородного газа), но группы 'CO' (все или частично) легко замещаются другими молекулами и радикалами (PH3, PF3
и др.), образуя, например, соединение Ni(CO)(PH3)3
■ По магнитным свойствам соли делятся на:
* парамагнитные {например, Tb(NO3)3}
* диамагнитные (например, NaCl)
В формулах солей, содержащих более одного аниона / катиона, элементы записывают в порядке увеличения электроотрицательности, например: KCr(SO4)2, PtBr2Cl2. Названия солей указываются по кислотному остатку (аниону):
(Cl-) - хлорид
(SO32-) - сульфит
(SO42-) - сульфат
(CN-) - цианид и т.п.
Наличие префикса 'гипо-' означает низкую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух), а префикса 'пер-' - высшую степень окисления для солей кислот с названиями, содержащими '-овая', '-евая' и '-ная'. В зависимости от степени окисления составляющих атомов образуемые соли имеют соответствующие названия, в частности: KClO4 - перхлорат калия (Cl+7)
KClO3 - хлорат калия (Cl+5)
KClO2 - хлорит калия (Cl+3)
KClO - гипохлорит калия (Cl+1)
Некоторые соли имеют характерные названия,
например, соли производных иода:
- иодиды (соль иодоводородной кислоты HI):
NH3 + HI = NH4I (кроме Agl, CuI и HgI
остальные хорошо растворимы в воде)
- иодаты:
I2O5 + 2KOH = 2KIO3 + H2O
(соль иодноватой кислоты HIO3, сильный окислитель)
2CsCl + Cl2 + I2 → 2CsICl2 (=ди_хлоро_иодат цезия)
- периодаты (соли иодной кислоты HIO4):
Na2H3IO6 = 0.5NaIO3 + 0.5Na3IO5 + 1.5H2O + 0.25O2↑
(мезо-периодат)
NaIO3+2NaOH(среда)+Cl2(окисл.)→NaIO4+2NaCl+H2O
(мета-периодат)
NaIO4 +2Na2O= Na5IO6 (350-500oC;орто-периодат)
Другие примеры названий солей:
Al(OH)2Сl - алюминий хлористый основной однозамещенный
Cа(H2PO4)2 - кальций фосфорнокислый кислый однозамещенный
CuOHNO3 - гидроксо_нитрат меди
Fe(NH4)2(SO4)2 - сульфат ди_аммония-железа(II)
K4P2O6(O2) {= K4P2O8 (устар. обозначение)} -
пер_оксо_ди_фосфат калия
LiAl(SiO3)2 - мета_силикат алюминия-лития
Na3CO3(HCO3) - гидро_карбонат-карбонат натрия
Na2IO3(NO3) - нитрат-иодат натрия
Многие соли имеют устоявшиеся (ранее сложившиеся) названия:
CuSO4*5H2O - медный купорос
K4[Fe(CN)6] - желтая кровяная соль
NaHCO3 - сода питьевая
Pb2(CO3)(OH)2 - свинцовые белила и др.
Примечания:
1. В некоторых солях металл (например, ниобий) может выступать как частью аниона, так
и как катион (из-за слабых амфотерных свойств):
Nb2O5 + 3Na2CO3 → 2Na3NbO4 + 3CO2↑
2Nb + 5Cl2 → 2NbCl5
2. Большинство солей разлагается при нагревании:
2Нg(NCS)2 = 2HgS + C3N4 + CS2 (разложение роданида ртути)
3. Водные растворы 2- и 3-замещенных солей щелочных металлов дают щелочную реакцию
4. Следует отметить, что в некоторых случаях получение солей прямым замещением атомов водорода кислоты атомами металла невозможно (т.е. могут потребоваться несколько ступеней взаимодействия):
H3PO4 → KH2PO4 → K2HPO4 → K3PO4
например:
H3PO4(конц.) + KOH(разб.) = KH2PO4 + H2O
KH2PO4 + KOH(разб.) = K2HPO4 + H2O
K2HPO4 + KOH(конц.) = K3PO4 + H2O
5. Среди ионных солей наибольшую электропроводность имеет RbAg4I5
6. В некоторых случаях трудно отличить по химическому составу принадлежность солей тому или иному виду. Так, например, кислая пиро_сурьмяно_калиевая соль (K2H2Sb2O7) одновременно может считаться средней калиевой мета_сурьмяной солью с кристаллизационной водой {2KSbO3*H2O}
7. Некоторые стойкие соединения иода {I(ClO4)3, IPO4, I2(SO4)3 и др.} могут рассматриваться как
3-валентные соли
8. Соли одного и того же элемента (например, иода) могут быть как окрашенными (основная масса),
так и бесцветными (например, соль иодид калия - KI)
9. В ряде случаев соли рассматривают как заряженные кислоты и основания
10. Ионы (анионы и катионы) солей по силе электролита можно разделить на два типа:
- анионы, соответствующие сильной (Cl-, NO3-, SO42-) или слабой (CH3COO-, NO2-, S2-) кислоте
- катионы, соответствующие сильному (Ba2+, K+, Na+) или слабому (Al3+, Cu2+, Fe3+) основанию (электролиту)
11. Соли, подверженные необратимому гидролизу {например, Al2(CO3)3, Al2S3, Cr2S3, Fe2(CO3)3, CuCO3 и др.} невозможно получить в реакциях обмена в водных растворах (вместо требуемых веществ получают продукты гидролиза)
12. Из одних и тех же компонентов могут быть получены различные соли:
при сплавлении (средние): Al2O3 + 2NaOH(тв.) = 2NaAlO2 + H2O
в растворах (комплексные): Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
13. Некоторые соли (например, цианистый калий) при длительном хранении на открытом воздухе теряют свои свойства, разлагаясь в присутствии влаги:
2KCN + H2O + CO2 → K2CO3 + 2HCN↑
(вот почему на Г. Распутина не подействовала 'лошадиная' доза яда и заговорщикам пришлось его пристрелить), поэтому цианиды обычно хранят в запаянных ампулах
Квасцы
разновидность двойных солей, образованных в результате взаимодействия сульфатов 1-валентных металлов с сульфатами 3-валентных металлов: алюмокалиевые (KAl(SO4)2*12H2O), железоаммонийные ((NH4)Fe(SO4)2*12H2O) и др. Замещенные ионы аммония (например, CH3NH3+) также могут входить в состав квасцов: (CH3NH3)2SO4. Примеры реакций получения:
Ca(OH)2 + 2Al + 2H2O = Ca(AlO2)2 + 3H2↑
KHSO4 + NaOH = KNaSO4 + Н2О
Оксисоли
соединения катионов с кислородом, гидроксидом и другими комплексными анионами, в состав которых входит кислород. Это соли достаточно сложного состава
Оксосоли
продукт неполного замещения гидроксогруппы на кислотный остаток, причем в соединении сохраняется ион кислорода (оксоион). Обычно это соли кислородных кислот, содержащие атомы металла, ион кислорода (O2-), а также кислотный остаток: BiOCl, Hg2OI, IO2F3 (оксосоль иода и кислоты HF), KPO3, SbOCl, TiOCl2, TiOSO4, UO2(NO3)2 и др. Они имеют свойства оснОвных солей (резкую границу между сложными оксидами и оксосолями провести невозможно). Обычно они образуются при гидролизе солей слабого основания и сильной кислоты, при гидролизе солей многозарядных ионов или при отщеплении воды от оснОвных солей:
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl
Bi(NO3)3 + H2O = BiO(NO3)2 + HCl
Bi(OH)2Cl → BiOCl + H2O
В растворе такие соли полностью диссоциируют:
BiOCl ↔ (BiO+) + Cl-
а при разбавлении растворов водой и нагревании гидролизуются:
TiOSO4 + H2O ↔ TiO2 + H2SO4 (полный гидролиз)
TiOSO4 + H2O → Ti(OH)2SO4
Другие примеры реакций получения и взаимодействия:
BiCl3 +H2O→BiOCl+2HCl (=оксид-хлорид Bi)
NaClO + 2HCl(конц.) = Cl2↑ + NaCl + H2O
PCl5 +P2O5= POCl3 (=оксохлорид фосфора)
POCl3 + 3NaNO2 = 3NOCl + Na3PO4
POCl3 + 4NH3 = PON + 3NH4Cl
Sb(OH)2Cl = (SbO)Cl + H2O
(в соли SbOCl группа SbO играет роль
одновалентного металла)
|
Sb2O5 + N2O5 → SbO(NO3)3
TiO(OH)2 + 2HCl = TiOCl2 + 2H2O
Ti(SO4)2 + H2O ↔ (TiO)SO4 + H2SO4
VF5 + H2O = VOF3↓ + 2HF (при гидролизе)
V2O3 + VCl3 → 3VOCl
V2O5 + 6НCl → 2VOCl2 + 3H2O + Cl2↑
2ZnOHCl = Zn2OCl2 + H2O
Zn2OCl2 + 2HCl = 2ZnCl2 + H2O
ZrI4 + 2H2O = ZrOI2↓ + 2HI (при гидролизе)
|
Примечания:
1. Описание термина применительно к органическим соединениям и более подробно здесь не рассматривается
2. Оксоляция:
- процесс образования оксосолей при гидролизе солей (Bi, Sb, Ti и др.)
- процесс постепенного превращения мало- или практически нерастворимых гидроксидов в оксиды
- процесс получения оксосоединений из аква-, гидроксо- или оловых соединений
Пары солей взаимные
обычно четверная система из разноионных солей в отсутствие общего иона при наличии воды.
У взаимной пары солей формулы расположены в одной и той же части химического уравнения
(типа АХ-BY или AY-ВХ, где А, В - катионы, а X, Y - анионы):
NaCl + NH4HCO3 ↔ NaHCO3 + NH4Cl (взаимная система)
BaCO3 + Ca(NO3)2 ↔ Ba(NO3)2 + CaCO3 ('обратимая' пара солей)
Если пара солей образуется из другой пары, то такие пары солей называются взаимно
обратимыми (обычно такие пары солей, не образующие общих ионов, получают в растворах
по реакциям обменного разложения):
2NaCl + MgSO4 + 10H2O ↔ Na2SO4*10H2O + MgCl2
NaNO3 + KCl ↔ NaCl + KNO3
В ряде случаев одна пара солей может быть получена из другой путем проведения температурных циклов
Периодаты - соли иодных кислот типа
HIO4 (мета-)
H3IO5 = HIO4*H2O (мезо-)
H5IO6 = HIO4*2H2O (орто-/пара-)
H4I2O9 = (HIO4)2*H2O (пиро-)
Пример реакции получения:
NaIO3 + 2NaOH + Cl2 → NaIO4 + 2NaCl + H2O
Полусоли (селоиды)
например, сульфат Mn(SO4)2, хлорид МпСl, Ti(NH)2, Ti(NH2)4 и др., делятся на два класса:
- кислотообразующие - соединения типа солей (нетипичных металлических элементов в низших степенях окисления): дигалиды Co, Cu, Fe, Mn, Ni, Pb и др.) или которые примыкают к кислотообразователям (соединения металлических элементов в высоких степенях окисления): тетрахлориды Pb, Sn, Ti, Zr, пентагалиды Nb, Ta, гексагалиды W, триоксиды Cr, Fe, Mn и др.)
- металлоподобные - соединения типа солей, образованных металлическими элементами
с промежуточными или нетипичными окислительными свойствами (бориды, гидриды, карбиды, нитриды, силиды, фосфиды активных металлов и др.) или которые больше примыкают к межметаллам (германиды, стибиды, висмутиды малоактивных металлов и др.)
Примеры реакций получения:
2KMnO4 + 3MnSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 5Mn(SO4)2 + 8H2O
TiCl4 + 4NH3 = Ti(NH2)4 + 4HCl
Псевдосоли
обычно к ним относят растворимые комплексы, например, Аl[АlВг4]3
Соли аммиачные (аммонийные)
бесцветные твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и легко разлагающиеся
при нагревании с выделением газов.В них с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+. Им характерны почти все свойства солей металлов. Они взаимодействуют с щелочами
с выделением аммиака. Примеры реакций получения:
2AgI + (NH4)2S → Аg2S + 2NН4I
AgNO3 +KNH2= AgNH2 +KNO3
(двойной обмен в аммиаке)
Ag2O + 4NH3 + H2O → 2[Ag(NH3)2]OH
(СN)2 + 4Н2О = (NН4)2С2О4 (гидролизом дициана)
CS2 +4NH3=(NH4)SCN+(NH4)2S
(=роданистый аммоний)
Ca + 2NH3 = Ca(NH2)2 + H2↑
(аммиак + металл_щелочной = амид кальция)
2CeCl3 + 6NH3 + H2O2 + 6H2O = 2Ce(OH)4 + 6NH4Cl
HClO4(разб.)+NH2OH=(NH3OH)ClO4 {=NH3OH(ClO4)}
2H2S + (NH4)SCN = (NH4)2CS3
(= три_тио_карбонат аммония)
HgCl2 + 2NH3 = Hg(NH2)Cl + NH4Cl
KClO3 + NH4NO3 = KNO3 + NH4ClO3
LiNH2 + 2HCl(разб.) = LiCl + NH4Cl
7MoO3 + 6NH3 + 7H2O = (NH4)6Mo7O24*4H2O
2NaOH+(NH4)2Cr2O7 → Na2CrO4 +(NH4)2CrO4 +H2O
(дихромат → хромат)
NH2SO3H + NH3 = NH2SO3(NH4)
|
2NH3(газ)+CO2(газ)=(NH4)OCO(NH2)
(карбамат аммония)
2NH3 + CS2 + Ca(OH)2 = NH4CNS+CaS+2H2O
NH3 + HClO4= NH4ClO4
NH3 + PCl5 = P(NH2)4Cl
8NН3 + РСl5 = PN(NH2)2 + 5NH4Cl
16NH3 +6S2Cl2= S4N4+12NH4Cl+S8 (взрывоопасно!)
2NH4Br +2H2SO4(конц.)= Br2 +SO2 +(NH4)2SO4 +2H2O
NH4OH + HClO4 = NH4CIO4 + H2O
NH4NO3 +Be(NO3)2 +Na3PO4= Be(NH4)PO4↓+3NaNO3
(NH4)2S + 2KOH = K2S + 2H2O + 2NH3↑
(NH4)2S + SnS2 = (NH4)2SnS3
(NH4)2S + ZnCl2 = 2(NH4)Cl + ZnS
NH4VO3 + 2NH4HS + 2H2S = (NH4)3VS4 + 3H2O
(= тио_ванадат аммония)
NH4VO3 + 4(NH4)2S = (NH4)3VS4 + 6NH3 + 3H2O
2NH4HS(гор.)+4NH4HSO3(гор.)= 3(NH4)2SO3S +3H2O
(образуется тиосульфат)
3VOCl3 + 12NH4OH → (NH4)3V3O9 + 9NH4Cl + 6H2O
(соль три_мета_ванадат аммония)
|
Примеры получения аммиачных соединений замещением водорода в аммиаке:
Na + 4NH3(ж.) = [Na(NH3)4]0 (тетра_аммин_натрия )
2Na + 2NН3 = 2NaNH2 + H2↑ (= амид; аммиак - как слабая кислота)
2Na + NН3 = Na2NH + H2↑ (= имид)
6Na + 2NH3 = 2Na3N + 3Н2↑ (= нитрид, при полном замещении водорода)
Примеры реакций взаимодействия:
KCN + (NH4)2S2 = K(CNS) + (NH4)2S
2(NH4)3АsS4 + 6НCl = Аs2S5 + 3Н2S + 6NH4Cl
(NH4)2CO3 + 2HF = 2NH4F + H2O + CO2↑
(NH4)2CO3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 + CO2 + H2O
[CO32- + 2H+→ CO2↑ + H2O] (с кислотой)
|
NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O (со щелочью)
NH4OCN + 3NaClO = N2↑ + 3NaCl + 2H2O + CO2↑
(NH4)2SO4 + BaCl2 → BaSO4 +2NH4Cl (с солью)
3(NH4)2S2O8(окисл.) + Сr2(SO4)3 + 7Н2О =
3(NH4)2SO4+H2Сr2О7 +6Н2SО4
|
Существует ряд фосфорнокислых солей аммония, образуемых в ряду:
(NH4)3PO4 → (NH4)2PO4 → NH4PO4 → NH4(PO4)2
Аммиачные соединения легко разлагаются при нагревании:
3NH2OH = NH3 + 3H2O + N2↑
(NH3OH)3PO4 = NH2OH + (NH3OH)2HPO4
2NH4ClO4 → Cl2↑ + 2NO↑ + O2↑ + 4H2O
(разложение перхлората аммония, 300oС)
3NH4HSO4 = N2 + NH3 + 3SO2 + 6H2O
NH4Cl → NH3 + Hcl
|
(NH4)CO3 → 2NH3 + CO2↑ + H2O
2NH4ReO4 + 4H2 = 2Re + 8H2O + N2↑
(перренат аммония, при 1000 oC)
2NH4VO3 = 2NH3 + V2O5 + H2O
18NH4VO3 = 6V3O7 + 12H2O↑ + N2↑ + 16NH3↑
Pd(NH3)2Cl2 = Pd + N2↑ + 2HCl↑ + 2H2↑
|
причем, в зависимости от температуры из одной и той же соли могут быть получены разные продукты:
4(NH4)6Mo7O24 = 7(NH4)2Mo4O13 + 10NH3 + 5H2O (при 150-200 oC)
(NH4)6Mo7O24 = 7MoO3 + 6NH3 + 3H2O (свыше 350 oC)
Примечания:
1. Одно и то же соединения может проявлять различные свойства. Так, в реакциях в жидком аммиаке кислотой могут выступать соли аммония, а основаниями - амиды (например, NaNH2)
2. Амины - соединения на базе аммиака NН3, водород которого замещен на более электроотрицательный атом (или ион ОН-). Примеры реакций получения и взаимодействия:
KOH + NH2Cl + NH4OH = 2NH3 + KCl + H2O
2NH3 + Cl2 = NH4Cl + NH2Cl (= хлорамин, в атмосфере N2)
NH3 + 2Cl2 = 2HCl + NHCl2 (= дихлорамин)
Соли бескислородные:
- соли, не содержащие в своем составе кислорода
- кислоты, содержащие подвижный водород (Н+) и проявляющие ряд химических свойств кислотных гидроксидов (диссоциируют в воде и участвуют в роли кислоты в реакциях солеобразования)
Обычно они рассматриваются как продукты замещения водорода в соответствующих кислотах (слабые: HCN, HF, H2S, остальные - сильные) и подвержены протолизу в водном растворе. Бескислородные соли могут быть одно- (HBr) и двухоснОвные (H2S). Эти соли образованы катионами металлов и амфигенов (или катионом аммония NH4+) и анионами бескислородных кислот:
AgF, Ba(HS)2, CrBr3, CrCl3, CrI3, CuBr2, CuS, Cu2S, FeBr2,
FeBr3, FeF3, FeI2, KBr, KMgCl3, NaCl, NaCN, Na2S, NH4Cl, PbI2 и др.
Агрегатное состояние таких солей может быть различно:
KBr - кристаллическое вещество
MoF6 - жидкость
WF6 - бесцветный газ
В некоторых случаях такие соли рассматривают как бинарные соединения. В общем случае бескислородные соли образуются при взаимодействии металлов и амфигенов с неметаллами
и серой и многими другими способами:
2Ag + 2HF + H2O2 = 2AgF + 2H2O
Ag2Se + 2SiH3I → (SiH3)2Se(жидк.) + 2AgI
(ди_силил_селенид = иод_силан+селенид Ag)
AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3
(взаимодействием солей друг с другом)
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ (активный металл+кислота)
2Al + 3I2 = 2AlI3(=иодид Al, в присутствии H2O)
2Al+3S = Al2S3 (не существуют в водных
растворах, поэтому их получают только
'сухим' способом)
Al2S3 + Na2S = 2NaAlS2 (= тиоалюминат натрия)
Al2S3 + P2S5= 2AlPS4 (= тиофосфат алюминия)
Ba(OH)2 + 2H2S(насыщ.) = Ba(HS)2 + 2H2O
2BaS+2H2O → Ba(HS)2 +Ba(OH)2↓ (при гидролизе)
BeF2 + Mg = Be + MgF2
2BeO + CCl4= 2BeCl2 +CO2↑ (галогенированием оксида)
Br2 + 2KI = I2 + 2KBr (замещением галогенов)
CF4 + 4NaOH = 4NaF + CO2↑ + 2H2O
(при расплавленном гидроксиде Na)
CS2 + 2CaO = 2CaS + CO2↑
CS2 + CaCN2 = C2N2 + CaS + S↓
CS2 + K2S = K2CS3 (= тиокарбонат)
СаСl(СlО) + 2НСl = СаСl2 + Сl2↑ + Н2О
CaCO3 + 2HBr = CaBr2 + CO2↑ + H2O
Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2 + 2H2O + 2NH3
CaCl2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaCl
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
2Ce(OH)4 + 8HCl = 2CeCl3 + Cl2↑ + 8H2O
Cu + HgCl2 = CuCl2 + Hg
3Cu + 2S = CuS+Cu2S (= смесь продуктов)
2CuBr2 → 2CuBr + Br2 (при нагревании)
Cu(OH)Cl +HCl=CuCl2 +H2O (осн.соль+кислота)
2CuSO4+ 2KI+ K2SO3+ H2O → 2CuI+ 2K2SO4+ H2SO4
(из 3 солей; в темноте)
Cu2S + 3FeCl3 = 3FeCl2 + CuCl + CuCl2 + S↓
(при диспропорционировании; три соли!!!)
2FeOHCl + H2SO4= FeCl2+ FeSO2 + 2H2O
(при нейтрализации)
2Ga + 6HCl = 2GaCl3 + 3H2↑
2HCl(p-p) + FeS(тв.) → FeCl2 + H2S↑ (кислота+соль)
3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O
Hg + 2FeCl3 = 2FeCl2 + HgCl2
(нейтрализация пролитой ртути;
можно использовать дисперсную серу:
Hg + S = HgS)
2HgCl2 + Н3РО3 + H2O = H3PO4 + Hg2Cl2 + 2HCl
(протекает медленно)
Hg2Cl2 + 6HCl = 2HgCl4 + 3H2↑
Hg(NO3)2 + 2K(NCS)(разб.) = Hg(SCN)2↓ + 2KNO3
2HCl + Na2S → 2NaCl + H2S (кислота + соль)
|
Hf + 2I2 = HfI4 (металл + галоген)
2In + 6HF + 3H2O2 = 2InF3 + 6H2O
(в присутствии пероксида)
2K + Cl2 = 2KCl (металл+неметалл=соль)
KAlO2 + 4HCl(изб.) = KCl + AlCl3 + 2H2O
2KBr+Cl2=2KCl+Br2 (окисление соли галогеном)
5KBr + KBrO3 + 6HCl → 3Br2 + 6KCl + 3H2O
2KBrO3 + 12HCl = Br2 + 2KCl + 6H2O + 5Cl2↑
KClO4 → KCl + 2O2↑ (при высокой температуре)
K2Cr2O7 +14HCl(конц.)=2CrCl3 +2KCl +7H2O +3Cl2↑
KH + NH3(жидк.) → KNH2 + H2↑ (NH3 как кислота)
KHCO3 + HСl = KСl + H2O + CO2↑
KHF2 + KOH = 2KF + H2O (при избытке щелочи)
2KMnO4+16HCl(конц.,гор.)=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
K2ReF8 + ReF6 = 2KReF7
K2S + H2S(насыщ.) = 2KHS
2Mg + Cl2 = MgCl2 (металл + неметалл)
Мn(ОН)2 + 2НСl= МnСl2 +2Н2О
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
(NH3OH)Cl + 2HI(конц.) = NH4Cl + I2↓ + H2O
2Na3AsO3 + 3Na2S + 6Н2О = Аs2S3 + 12NaОН
2Na3AsO4 + 5Na2S + 8Н2О = Аs2S5 + 16NaОН
2Na4Fe(CN)6 + Cl2 = 2Na3Fe(CN)6 + 2NaCl
NaCNO + 2HCl + H2O = NH4Cl +NaCl +CO2↑
NaSH + NaOH → Na2S + H2O
Na2S + S → Na2S2 (= полисульфид)
Na2S + Sb2S3 → NaSbS2 + H2O
Na2S + SnS2 = Na2SnS3 (= тиостаннат)
Na2S4 + 2HCl → 2NaCl + H2S + 3S↓
PbCl4 → PbCl2 + Cl2
PbNH + 2KNH2 = K2Pb(NH)2 + NH3
10S + 16NH3(жидк.) ↔ 6(NH4)2S + N4S4
Se(аморф.) + KCN = KCNSe
2SbCl3 +3Н2S= 6HCl+Sb2S3↓ (желто-оранжевый)
Sb2O3 + 6HCl(газ.) = 2SbCl3 + 3H2O
SbOCl + HCl = SbCl3 + H2O
Sb2S5 → Sb2S3 + 2S
ScCl3 +3HF(конц.)=ScF3 +3HCl (фторид скандия)
SiО2 + ОF2 = SiF4 + 2О2↑
3SnCl2 + 6HCl + O3 → 3SnCl4 + 3H2O
Ta2O3 +5Br2 +5C=2TaBr5 +5CO (при нагревании)
TiO2 + Cl2 + C = TiCl4 + CO2↑
Zn + 2CrCl3 = ZnCl2 + 2CrCl2 (металл + соль)
3Zn + 6HCl + H2SO3 = 3ZnCl2 + H2S + 3H2O
4ZrI3 → 3ZrI4 + Zr
(диспропорционирование иодида)
|
Примечания:
1. Хлорид SbCl3 - самое легкорастворимое вещество: в (1 л) воды при температуре
(40 оС) можно растворить около (13680 г) соли. Он необратимо гидролизуется в растворе. Для сравнения: в (100 г) горячей воды растворяется около (500 г) сахара
2. В некоторых соединениях один и тот же элемент может проявлять разные степени окисления, например, таллий в тетра_хлоро_таллате: Tl+1[Tl+3Cl4]
3. Продукты реакции фтора с щелочами зависят от концентрации щелочи:
2КОН + 2F2 = 2КF + Н2О + ОF2↑ {(2-5)% водный раствор}
4КОН + 2F2 = 4КF + 2Н2О + О2↑ (концентрированный раствор)
4NaOH + 4F2 = 4NaF + 2H2O + F2O↑ (в щелочной среде окисляет кислород)
4. При смешивании двух хорошо растворимых в воде бескислородных солей взаимодействия не происходит (за счет существующих невзаимодействующих ионов после упаривания раствора получается смесь солей: KBr, NaBr, KCl и NaCl, но чистые соли при этом получить не удается) - см. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb188.htm
Соли бинарные (солеобразные бинарные соединения)
соли, рассматриваемые как продукты замещения атомов водорода в соединениях типа
HBr, HCl, HCN, HF, HN3, H2S (т.е. не принадлежащих к кислотным гидроксидам). Эти соли состоят из реальных анионов и катионов. В водном растворе такие соли обладают кислотной функцией. К бинарным солям относят соли типа галогенидов (Hg2Br2, KBr, NaBr), хлоридов (SnCl2) и др. Пример реакции получения:
Hg + HgBr2 = Hg2Br2 (при нагревании)
Соли внутренние (ионы амфотерные)
состоят из биполярных ионов (т.е. из кислотной и оснОвной групп, взаимодействущих между собой) или иначе - соли, молекулы которых являются ионами с разноименными зарядами (хотя молекула внутренней соли ионизирована, она не может диссоциировать), например, (N+H3-CH2-COO-) или (H3N+-C6H4-SO3-). Такие соли существуют только при строго определенной для каждого из изомеров концентрации протонов в растворе. Внутренние соли обладают большой буферной емкостью, в то же время не сильно влияя на общую электропроводность системы
Соли гидратные (кристаллогидраты)
вещества, содержащие частицы кристаллизационной воды, в которых ее атомы кислорода связаны
с двумя атомами водорода ковалентными связями, а сами частицы воды связаны с другими атомами химическими или межмолекулярными связями. В кристаллогидратах, образуемых из исходных веществ
и воды, разрыв связей O-H в молекулах воды не происходит.
Примеры формул кристаллогидратов: CuSO4*5H2O или Be(H4IO6)2*4H2O.
В зависимости от условий кристаллогидраты обычно присоединяют от
1 до 4 молекул воды. Число ассоциированных гидратом молекул воды зависит от размеров иона и его атомного строения.
Такие соли могут выделяться из водных растворов. Состав кристаллогидратов принято выражать формулами, показывающими количество кристаллизационной воды (как гидрат), или как комплекс:
BeSO4*4H2O или [Be(H2O)4]SO4
Mg(ClO4)2*6H2O или [Mg(H2O)6](ClO4)2 и т.д.
Один химический элемент может образовывать несколько кристаллогидратов:
Bi2O5*H2O (или 2HBiO3)
Bi2O5*2H2O
Bi2O5*3H2O и др.
Например, кристаллогидрат Na2SO4, содержащий на (1
моль) соли
(10 моль) воды (H2О), описывается формулой Na2SO4*10H2O
Примеры реакций получения кристаллогидратов:
CuSO4 + 5H2О = CuSO4*5H2O
Na2SO4 + 10H2О = Na2SO4*10H2O
Многие кристаллогидраты при нагревании разлагаются, например:
2{FeCl3*6H2O} = Fe2O3 + 6HCl + 9H2O
Примечания:
1. Если соли содержат кристаллизационную воду, они обычно окрашены (в голубой или темно-синий цвет); аналогичный цвет имеют и их достаточно разбавленные водные растворы: [Сu(H2О)4]SO4*H2О
2. Хлор и вода, взаимодействуя при низких температурах, образуют необычный
кристаллогидрат Cl2*53/4H2O
3. Кристаллизационная вода гидратных солей может быть записана в 'скрытом виде':
AcCl3 + 2NH3 + H2O = Ac(Cl)O + 2NH4Cl
Соли [гидр]оксониевые
соли, содержащие ион оксония (иначе - содержащие положительно заряженный атом кислорода, ковалентно связанный с органическими остатками и/или водородом и ионной связью с анионом): (H3O)Br, (H3O)Cl, (H3O)2SO4 и др., не отличающиеся по химическим свойствам от обычных молекулярных кислот типа HBr, HCl, H2SO4 и т.д. Они существуют только в растворах кислот и при низких температурах. Пример реакции образования:
H2SO4 + 2H2O ↔ (H3O)2SO4
Соли двойные / двойные по катиону
содержат два металла (или один металл и аммонийную группу) и кислотный остаток одной и той же кислоты:
Fe(NH4)2(SO4)2, KAl(SO4)2, K2Hg(CN)4
KMgF3, K2NaPO4, K2ZnCl4, LiAl(SiO3)2, Na2AlF3, (NH4)2Fe(SO4)2, Rb2SbCl6, Rb2Zn(SO4)2 и др.
Молекула двойной соли состоит из двух или более молекул отдельных солей (количественное отношение обоих веществ в этих солях строго постоянно). Образуются при замещении атомов водорода в кислоте:
CaMg(CO3)2 - доломит (двойной карбонат)
K2Mg(SO4)2 - двойная сернокислая соль магния-калия
KNaSO4 (сульфат натрия-калия)
LiAl(SiO3)2 - метасиликат алюминия-лития
и др. (т.е. их название обычно состоит из названия кислотного остатка и наименований металлов, записанных через дефис).
Двойной является также соль Мора: (NH4)2Fe(SO4)2 (сернокислая соль железа и аммония). Обычно двойные соли существуют в твердом виде.
К двойным солям относят также комплексы с малоустойчивой внутренней сферой. Их обозначают
как соединения молекул с одинаковыми анионами, но разными катионами по примерам:
СаСО3*Nа2СО3; КCl*MgСl2 и др.
Примеры реакций получения: Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (при сплавлении)
CuO + NaPO3 = CuNaPO4 (оксид + средняя соль)
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2↑ (оксид + средняя соль; при сплавлении)
Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O (оксид + щелочь; при сплавлении)
K2CO3 + 2Na2CO3 + 2H3PO4 = 2KNa2PO4 + 3H2O + 3CO2↑ (= бифосфат калия-натрия)
КОН + 2NaOH + H3PO4 = KNa2PO4 + 3H2O
NaPO3 + CoO = NaCoPO4 (метафосфат Na + оксид)
По отношению к химическим реакциям двойные соли можно разбить на 2 группы:
* соли, реагирующие, как смесь двух простых солей, из которых они произошли (таких солей большинство). Например, соль KAg(CN)2 в реакции с азотной кислотой образует синильную кислоту
и две соли:
KAg(CN)2 + HNO3 = HCN + AgCN + KNO3
(т.е. реакция протекает так, как будто имеется смесь KCN и AgCN)
* соли, которые не сохранили свойств простых солей (их образующих) или сохранили их частично (типичным представителем таких солей является K4Fe(CN)6: она реагирует не как смесь Fe(CN)2 и 4KCN, а как простая соль, производная от кислоты H4Fe(CN)6, т.е. замещая только один атом калия на различные элементы)
Двойные соли менее устойчивы, чем простые соли. Они существуют только в твердом виде. Двойные и комплексные соли по-разному проявляют себя в водных растворах. Некоторые кристаллические двойные соли {например, квасцы K2SO4*Al2(SO4)3*12H2O} разрушаются в растворе, образуя сольватированные ионы. При растворении в воде двойные соли диссоциируют на ионы одноступенчато и полностью:
КАl(SO4)2 ↔ К+ + Al3+ + 2SO42- (сульфат алюминия-калия)
Двойные соли могут взаимодействовать с растворами щелочей:
KCr(SO4)2 + 3KOH = Cr(OH)3 + 2K2SO4
или участвовать в реакциях окисления-восстановления:
2KCr(SO4)2 + 2H0 = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4
Примечания:
1. Характер диссоциации двойных и комплексных солей в водных растворах различен: при диссоциации двойных солей образуются те же ионы, что и при диссоциации простых солей, из которых образована двойная соль. Между двойными и комплексными солями нет резкой границы (они отличаются значениями полных констант образования). Двойные соли отличаются также от комплексных большИм значением константы нестойкости
2. Некоторые двойные соли малорастворимы в воде. Ряд двойных и смешанных солей могут быть получены путем совместной кристаллизации при охлаждении раствора смеси солей:
K2SO4 + MgSO4 + 6H2O = K2Mg(SO4)2*6H2O
3. Двойные соли близки по свойствам к кристаллогидратам и комплексным солям (различаются только
в их относительной прочности)
Соли жидкие
соли с температурой плавления ниже 100 оС. Они представляют собой ионные жидкости
Соли изоморфные
соли, сходные по составу (например: KH2AsO4 и KH2PO4, K2PtCl6 и Rb2PtCl6)
Соли именные
соли, названные в честь их первооткрывателей, например, соли Аппеля, Бертоле, Цейзе и другие (подробно здесь не рассматриваются)
Соли кислородсодержащие
соли, молекулы которых в водном растворе не существуют, а представлены лишь ионами, несущими на себе сольватную оболочку из нескольких слоев (координационных сфер) молекул воды. Кислородсодержащие соли могут быть одно-, двух- и многооснОвные. В водном растворе молекулы солей кислородсодержащих кислот (в состав которых входит атом щелочного металла) диссоциируют практически полностью {образуя положительные однозарядные ионы щелочного металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка}. Их номенклатура огромна и подробно здесь рассматривается по другим критериям. Некоторые примеры реакций получения и реагирования солей:
Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3
BaO + CO2 = BaCO3 (взаимодействием оксидов)
CO2 + CaO = CaCO3
CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
(основание+оксид кислотный)
2ClO2 + 2KOH(р-р.) → KClO2 + KClO3 + H2O
(=хлорит+хлорат)
2ClO2 + Na2O2 → 2NaClO2 + O2↑ (=хлорит)
Cr2O3 + 2KOH = 2KCrO2 + H2O
Cr2O3 +3NaNO3 +4NaOH= 2Na2CrO4 + 3NaNO2 +2H2O
Cu(OH)2 + 2NaHSO4 = CuSO4 + Na2SO4 + 2H2O
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
F2 + HNO3 = HF + FNO3 {= NO2OF}
Fe3I8 {=2FeI3*FeI2}+4K2CO3= Fe3O4 +8KI +4CO2↑
(из смешанной соли 2- и 3-валентного Fe)
4Fe + 10HNO3(разб.) = 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4Fe(NO3)2 + 6NH4OH = Fe4(NO3)2(OH)6 + 6NH4NO3
HClO2 + NaOH(разб.,хол.)= NaClO2+ H2O
H2O2+ Hg(NO3)2 +2NaOH = 2NaNO3 +Hg +2H2O+O2↑
H2O2+2Hg(NO3)2+2NaOH=Hg2(NO3)2+2NaNO3+2H2O+O2↑
H3BO3 + H3PO4 = BPO4 + 3H2O
2HIO3+H2SO4(конц.)=(IO)2SO4+2H2O+O2↑
2HNO3 +3H2SO4 +6FeSO4 → 3Fe2(SO4)3 +4H2O +2NO↑
|
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
4KCN + Pb3O4 = 4KCNO + 3Pb
KClO3 + 5KCl + 3H2SO4 = 3К2SO4 + 3H2O + 3Cl2↑
K2Cr2O7 +3NaNO2 +4H2SO4= Cr2(SO4)3 +3NaNO3 +K2SO4 +4H2O
2KHCO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2SO2↑ + 2H2O
KIO3 + KOCl → KCl + KIO4
KI3 + 2K2S2O3 = 3KI + K2S4O6
2KNH2 + 2HNO3 → KN3 + KNO3 + 3H2O
2K2SO3 + O2 = 2K2SO4 (окислением соли,в растворе)
Mg + 2НСlО4 = Mg(ClO4)2 + Н2↑
Nа2В4О7 +СоО= 2NаВО2 +Со(ВО2)2= Nа2Со(ВО2)4
2NaCN + O2 = 2NaCNO
NaOH + HСlO4 = NaClO4 + H2O
4S + 8KOH = 3K2S + K2SO4 + 4H2O
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑
Ti + 2H2SO4(конц.) = TiOSO4 + SO2 + H2O
TiO2 + H2SO4 = TiOSO4 + H2O
TiOSO4 + 2NaOH + H2O → H4TiO4 + Na2SO4
TiOSO4 + H2O2 + H2SO4 → H2[TiO2(SO4)2] + H2O
V + HNO3(конц.) = VO2NO3 + NO2 + H2O
3V + 10HNO3(разб.) = 3VO(NO3)2 + 5H2O + 4NO↑
2Y(OH)3(сусп.) + 3CO2 = Y2(CO3)3↓ + 3H2O
Zn +CuSO4= Cu +ZnSO4 (металл+соль=соль)
Zn +2SO2= ZnS2O4 (металл+оксид=ангидрид)
|
Вследствие генетической связи между веществами одну и ту же соль (например, CaSO4) можно получить превращениями как из металла:
{Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑} → {Ca(OH)2 + H2SO4(разб.) = CaSO4↓ + 2H2O}
{2Ca + O2 = 2CaO} → {CaO + H2SO4(разб.) = CaSO4↓ + H2O}
так и из неметалла (через кислотные оксиды):
{S + O2 = SO2} → {2SO2 + O2 = 2SO3} → {CaO + SO3 = CaSO4↓}
Ряд солей образуются по окислительно-восстановительным реакциям, например:
2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10NaOH = 10Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O
3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O
4NO2 + 2Ca(OH)2 = Ca(NO2)2 + Ca(NO3)3 + 2H2O
SO2 + CaOCl2 + H2O = CaSO4↓ + 2HCl
В ряде случаев возможно одновременное получение как бескислородных (подчеркнуты), так и кислородсодержащих (выделены шрифтом) солей:
AgNO3 + I2 = AgI↓ + INO3
2AgNO3 + MgCl2 → 2AgCl + Mg(NO3)2
4AgOCN + GeCl4 → Ge(OCN)4 + 4AgCl↓
2B + NaClO3 + 2NaOH = 2NaBO2 + NaCl + H2O
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH(рН=11) =
Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2Н2О (0оС)
Br2 + 5Cl2 + 12KOH → 10KCl + 2KBrO3 + 6H2O
Br2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H2O (ниже 0оC)
3Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
(CN)2 + 2KOH = KCN + KCNO + H2O
2СаF2 + SiО2 + 2Н2SО4 = 2СаSО4 + SiF4 + 2Н2О
5СаОСl2 + 3Са(ОН)2 + 2Mn(NО3)2 =
Са(МnO4)2 + 5СаСl2 + 2Са(NО3)2 + 3H2O
2CaOCl2 + H2O + CO2 = CaCO3 + CaCl2 + 2HClO
2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O
Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaOCl + H2O
2СuSO4 + 4КI = 2СuI + I2 + 2К2SO4
|
2CuSO4+2NaCl+SO2 +2H2O = 2CuCl↓ +H2SO4 +2NaHSO4
Fe2(SO4)3 + 6KI = 2FeI2 + I2↓ + 3K2SO4
3I2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO3 + 3H2O
3ICl3 + 12NaOH = 9NaCl + NaI + 2NaIO3 + 6H2O
(три соли!!!)
6KBr+NaClO3+3H2SO4= 3Br2 +3K2SO4 +NaCl +3Н2О
KI + 8KOH + 4Cl2 = 8KCl + KIO4 + 4H2O
6KOH +3Cl2→5KCl +KClO3 +3H2O
(при нагревании)
6КОН + 3S = 2К2S-2 + К2S+4О3 + 3Н2О
NaBrO3 +F2 +2NaOH = NaBrO4 +2NaF +H2O
(окисление фтором)
3S + 6NaOH(р-р.) ↔ 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
(диспропорц.)
Se + KBrO3 + 2KOH = K2SeO4 + KBr + H2O
3Se+6KOH = 2K2Se+K2SeO3 +3H2O (диспропорц.)
8Te + 6NаОН(разб.) = Na2TeO3 + 2Na2Te + 3H2O
(диспропорц., при кипячении)
|
Соли кислородсодержащих кислот
соли средние и других типов: СaSeO2 - кальций селенисто_кислый
CsClO - цезий хлорно_ватисто_кислый
I(ClO4)3 - пер_хлорат иода
LiBO2 - литий мета_борно_кислый
NaClO2 - натрий хлористо_кислый и др.
Следует отметить, что такие соли легко спутать с двойными или смешанными солями
Примеры реакций получения:
3AgClO4 + 2I2 = 3AgI + I(ClO4)3
I2 + 6HClO4 + O3 → 2I(ClO4)3 + 3H2O
2NO2(газ)+ 2ClO2(газ)+ 2O3(газ)→ 2(NO2)ClO4(тв.)+ O2(газ)↑ {=нитрил_пер_хлорат}
NaCl + NaOCl + H2SO4 = Na2SO4 + Cl2↑ + H2O
V2O5 + H2SO4 → (VO2)2SO4 + H2O
Соли кислые (гидросоли)
соли, в которых протоны (катионы водорода) частично замещены ионами металлов (иначе - соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон, т.е. продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл). Обычно их получают нейтрализацией основания избытком кислоты. Такие соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (в случае недостаточного количества основания для образования средней соли). По составу кислые соли являются промежуточными между кислотами и средними солями.
К кислым относят также соли, у которых мольное содержание кислотного остатка больше такого содержания основного оксида, и соли, содержащие атомы водорода, не входящие в группу (NH4+), например, (NH4)H2PO4. Примеры солей (традиционные названия - со словом 'гидро' - при наличии
атома водорода): Ba(HS)2 - гидро_сульфид бария
Ba(H2PO4)2- гидро_фосфат бария
Ba(HSO3)2 - гидро_сульфит бария
Ca(H2PO4)2 - ди_гидро_фосфат кальция
CaHPO4 - гидро_орто_фосфат кальция
Fe(HCO3)2 - гидро_карбонат железа(II)
KH3PO4 - ди_гидро_фосфорно_калиевая соль
KHS - гидро_сульфид калия и др.
Они могут быть образованы даже одноосновной кислотой (HF) вследствие ее частичной полимеризованности в растворах за счет водородных связей и образующихся при этом молекул вида (HF)n. Хлороводородная кислота (HCl) не образует кислых солей. Серная кислота (H2SO4) может образовывать кислые соли с анионом (HSO4-): NaHSO4, Cu(HSO4)2, Fe(HSO4)3. Кислые соли могут быть получены по различным реакциям. Кислые соли от однооснОвных кислот не образуются
Химические свойства кислых солей
Химические свойства кислых солей обусловлены наличием как катионов металла, так и катионов водорода, поэтому они проявляют свойства не только солей, но и кислот. Кислые соли слабых кислот в растворах обычно образуют ионы металла. Кислые соли взаимодействуют с металлами:
Mg(HSO4)2 + Fe = MgSO4 + FeSO4 + H2↑
в том числе в реакции, протекающей по катиону [металла / водорода]:
Fe(HSO4) + 2Mg = 2MgSO4 + Fe + H2↑
или с кислотами:
Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H3PO2
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O + 2CO2↑
Обычно они термически стойки. При нагреве некоторые из них отщепляют воду, превращаясь в средние соли той же кислоты или в средние соли кислоты с бОльшим содержанием ангидрида:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2↑ + H2O
8Na2HPO3 → 4Na3PO4 + Na4P2O7 + 2PH3 + H2O
2Na2HPO4 → Na2P2O7 + H2O
При взаимодействии с растворимыми основаниями (при нейтрализации) они образуют средние или кислые соли с меньшим числом атомов водорода:
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
Na2HPO4 + NaOH = Na3PO4 + H2O
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O
Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4 + 2H2O
Кислые соли могут взаимодействовать со средними солями непосредственно или в присутствии других реагентов: Ba(H2PO4)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaH2PO4 (реакция обусловлена катионом)
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaHCO3
NaHS + HCl = NaCl + H2S (реакция обусловлена анионом)
Na2HPO4 + MgSO4 + NH4OH → Mg(NH4)PO4↓ + Na2SO4 + H2O
Некоторые кислые соли могут переходить одна в другую (и в средние) с потерей воды:
Ba(H2PO4)2 → BaHPO4 → Ba3(PO4)2
Большинство кислых солей растворимы в воде {они диссоциируют ступенчато (на первой ступени - необратимо, а на последующих - обратимо) или полностью по типу средних солей}:
KHS ↔ K+ + HS-
затем кислотный остаток (HS-) диссоциирует частично, ступенчато отщепляя катионы водорода:
HS- ↔ H+ + S2-
При взаимодействии с металлами, оксидами металлов, гидроксидами металлов и солями кислые соли проявляют свойства кислот:
2КНSO4 + Mg = MgSO4 + K2SO4 + H2↑
2KHSO4 + MgO = MgSO4 + K2SO4 + H2O
2KHSO4 + 2NaOH = K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
KHSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + KOH + 2H2O
|
2KHSO4 + Cu(OH)2 = 2H2O + K2SO4 + CuSO4
2KHSO4 + MgCO3 = H2O + CO2↑ + K2SO4 + MgSO4
KHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + KСl + HСl
2KHSO4 + BaCl2 = BaSO4 + K2SO4 + 2HCl
|
Правила образования кислых солей:
■ 1-основные кислоты кислых солей не образуют
■ 2-основные кислоты (H2SO4, H2CO3, H2S и др.) образуют только однозамещенные кислые соли
(в которых атом металла замещает только один атом водорода кислоты); например, при неполной нейтрализации серной кислоты H2SO4 образуется только одна соль:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
■ 3-оснОвные кислоты (H3PO4, H3BO3 и др.) образуют два типа кислых солей: однозамещенные (первичные) и двухзамещенные (или вторичные); например, при нейтрализации ортофосфорной
кислоты H3PO4 гидроксидом NaOH образуются:
- однозамещенная соль: H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
или
- двухзамещенная соль: H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
■ 4-основные (и более высоких степеней) кислоты могут образовывать целый спектр одно-, двух-
и более замещенных солей. Так как на металл могут замещаться не все атомы водорода, то шестиоснОвная кислота H6TeO6 может образовывать как частично (Na2H4TeO6), так и полностью замещенные (Na6TeO6) производные соли:
- NaH5TeO6 (кислая соль)
- Na2H4TeO6 (кислая соль)
- Na4H2TeO6 (кислая соль)
- Na6TeO6 (средняя соль)
Примечание.
Ряд однозамещенных солей-фосфатов (KH2PO4, NaH2PO4 и др.) обладают буферным действием против подщелачивания, а некоторые двузамещенные {CaHPO4, Ca3(PO4)2, K2HPO4 и др.} - буферным действием против подкисления
Способы получения кислых солей
Кислые соли могут быть получены самыми разными способами (обычно при избытке кислоты):
■ при гидролизе:
KOCN + 4H2O = 2КНСO3 + 2NН3↑
Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH
или взаимодействием:
■ аммиака с кислотой (аммиачные соли):
NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4
2NH3 + H3PO4 = (NH4)2HPO4 (гидро_фосфат аммония)
NH3 + H2S = NH4HS (гидро_сульфид аммония)
■ аммиака с солью:
NH3 + NaCl(насыщ.) + CO2 + H2O = NaHCO3↓ + NH4Cl
■ гидроксида (в избытке) с солью или хлоридом:
Ba(OH)2 + Ba(H2PO4)2 = 2BaHPO4↓ + 2H2O
5NaOH + PCl3 = Na2HPO3 + 3NaCl + 2H2O
■ кислот с гидроксидами (неполная нейтрализация кислоты):
H3AsO4 + NaOH → NaH2AsO4 + H2O
H2CrO4 + LiOH = LiHCrO4 + H2O
H3PO2 + 2NaOH = Na2HPO2 + 2H2O
3H3PO4 + 2Al(OH)3 = Al2(HPO4)3 + 6H2O
2H3PO4 +Ba(OH)2→ Ba(H2PO4)2 +2H2O
(ди_гидро_фосфат)
|
H3PO4 + Ba(OH)2 → BaHPO4 +2H2O (гидро_фосфат)
H3PO4 + Ca(OH)2 = CaHPO4 + 2H2O
H3PO4(ж.) + KOH(тв.)= KH2PO4(крист.)+H2O
(реакция может протекать в отсутствие воды)
H2SO3 + NaOH → NaHSO3 + H2O
3Н2SО4 + Аl(ОН)3 = Аl(НSО4)3 + 3Н2О
H2SO4 +KOH= KHSO4 +H2O (при недостатке основания)
|
■ кислот с кислотами:
HNCS + H2SO4 + H2O = NH4HSO4 + COS (тиооксид углерода)
HNO3 + H2SO4 = NO2HSO4 + H2O (получение нитронила)
■ кислот с металлами/неметаллами:
4Fe + 3H3PO4(разб.) = FeHPO4↓ + Fe3(PO4)2↓ + 4H2↑
8P(белый)+3Ba(OH)2 +6H2O= 3Ba(H2PO2)2 +2PH3
Pb + 3H2SO4(конц.)= Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O
■ кислот с оксидами металлов:
6H2SO4 + Fe2O3 → 2Fe(HSO4)3 + 3H2O
■ кислот с солями или при взаимодействии средней соли с ангидридом этой же кислоты:
H2CO3 +CaCO3 =Ca(HCO3)2 (кислота+средн.соль)
HCl + Na2S = NaHS + NaCl
H2CO3 (= H2O + CO2) + K2CO3 = 2КHCO3
HNO3 + K2H3IO6 = KH4IO6 + KNO3
4H3PO4 + Ca3(PO4)2 = 3Ca(H2PO4)2
(кислота + средняя соль той же кислоты)
H3PO4 + NaBr = NaH2PO4 + Hbr↑
H3PO4(изб.) + Na2S = Na2HPO4 + H2S↑
|
3H2SO4 + BCl3 = 3HCl + B(HSO4)3 (=гидро_сульфат бора)
H2SO4(конц.) + NH4(HF2) = NH4HSO4 + 2HF↑
H2SO4(конц.) + NaCl = HCl↑ + NaHSO4
H2SO4 + NaNO3 → HNO3 + NaHSO4
H2SO4 + PbSO4 = Pb(HSO4)2
2H2SO4 + Ca3(PO4)2 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
2H2SO4 + KMnO4 = KHSO4 + (MnO3)HSO4 + H2O
3H2SO4(конц.)+K2S=2KHSO4 +S↓ +SO2↑ +2H2O
|
■ неметаллов с щелочами (в присутствии воды, при гидролизе):
4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3
5P4 + 12NaOH + 12H2O = 12NaHPO2 + 8PH3
7P4 + 12NaOH + 24H2O = 12NaHPO3 + 16PH3
■ оксидов кислотных с основаниями (гидроксидами):
2CO2(избыт.) + Ca(OH)2 = Ca(HCO3)2
CO2(избыт.) + NaOH = NaHCO3
2SO2(избыт.) + Ca(OH)2 = Ca(HSO3)2
SO2 + NaOH = NaHSO3 (= гидросульфит)
SiO2 + 2NaOH = Na2H2SiO4
P2O5 + 4NaOH(недост.) = 2Na2HPO4 + H2O
■ оксидов (многоосновных кислот) с солями:
CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2
■ солей между собой:
CaCl2 + (NH4)2HPO4 = CaHPO4 + 2NH4Cl
Сa(HCO3)2 + Na2CO3 = 2NaHCO3 + CaCO3↓
3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaHCO3
Na2HPO4 + NaH2PO4 = NaHPO4 + Na2H2PO4
NaH2PO2 + NiCl2 + H2O = NaH2PO3 + Ni + 2HCl
и многими другими способами:
As2O5 + 2Na2CO3 + H2O → 2Na2HAsO4 + 2CO2↑
CaZrO3 + H2SO4 = ZrO(HSO4)2 + H2O
3Cl2 + (NH4)2SO4 = 3HCl + NCl3 + NH4HSO4
H4P2O7 + NaOH → NaH3P2O7 + H2O
H2SO4+ 2NO2= (NO)HSO4 + HNO3 (=гидросульфат нитрозила)
2H2SO4(безв.) + NO + NO2 = 2(NO)HSO4↓ + H2O
|
FeCO3 + H2O + CO2 = Fe(HCO3)2
3KClO3 +2H2SO4= 2KHSO4 +HClO4 +2ClO2 +H2O
N2H4+H2SO4(конц.)=(N2H6)SO4(гидразин+кислота)
2NaO2 + H2O = NaOH + NaHO2 + O2↑
NaIO3 +4NaOH + Cl2 = Na3H2IO6 +2NaCl +H2O
(= парапериодат натрия)
|
Соли ковалентные
немногочисленная группа солей вида АlСl3, HgCl2, HgI2 и др. Примеры реакций получения
и взаимодействия солей:
3CuCl2 + 2Al = 2AlCl3 + 3Cu↓
HgCl2 + SnCl2 = Hg + SnCl4 (восстановлением в ОВР)
2HgCl2 + SnCl2 = 2HgCl (или Hg2Cl2) + SnCl4
Соли комплексные
соли, имеющие сложные анионы или катионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. Это особый класс солей, в структуре которых выделяют:
- центральную частицу (координационную сферу), состоящую из комплексообразователя
- лиганды, окружающие центральную частицу
например: [Cr(H2O)6]Cl3, [Ni(NH3)6](NO3)2,
[Al(OH)2]2SO4, K4[Fe(CN)6] - желтая кровяная соль
Примеры реакций получения солей:
AgCl + 2NH4ОН ↔ [Ag(NH3)2]Cl + 2H2О (в кислой среде)
Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]
2Ga + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2↑
Mn(OH)4 + H2SO4 = [Mn(OH)2]SO4 + H2O
Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2[Pt(OH)6]
(более подробно такие соли рассматриваются в 'Комплексах')
Cоли нейтральные - см. Соли средние
Соли неметаллические
соли на основе аммония (например, бикарбонат аммония NH4HCO3) или фосфора. Примеры реакций получения солей:
NH3(газ) + H2O + CO2(газ) ↔ NH4HCO3
2NH3(жидк.) + H2S = (NH4)2S
Соли неустойчивые
соли, разрушающиеся сами по себе с течением времени {например, Co2(SO4)3, NH4ClO3 и др.} или в атмосфере воздуха (как цианистый калий KCN)
Соли одновалентные
закисные соли с одновалентным анионом, например, ртутные: Hg2Cl2, Hg2(NO3)2. Они значительно легче растворимы, чем соли с двухвалентным анионом
Соли однотипные
соли, имеющие одинаковые заряды анионов и катионов
Соли оснОвные (гидроксoсоли)
диссоциируют в водных растворах на катионы металла, гидроксид анионы и анионы кислотного остатка {иначе - соли, в которых гидроксогруппы основания (OH-) частично заменены кислотными остатками (т.е. катионами, способными принимать протон)}, например: Fe(OH)3 → Fe(OH)2Cl → FeOHCl2. В большинстве случаев они малорастворимы в воде. Примеры оснОвных солей:
Al(OH)Cl2, Al2(OH)3SO4, Ca(OH)P2O7, (CuOH)2CO3 [= Cu2CO3(OH)2], Cu2Cl(OH)3,
Fe(NO3)2OH, (FeOH)NO3, (FeOH)Cl2, Mg(OH)NO3, Mg(OH)Cl [= MgCl(OH)] и др.
Такие соли образуются только многокислотными основаниями, при этом двухкислотные основания образуют только один тип оснОвных солей, а трехкиcлотные - два, когда количество кислоты недостаточно для образования средней соли (т.е. при частичном замещении гидроксильных
групп в молекуле основания, например, KHSO4, CuClOH и др.):
Al(OH)2Cl + HCl = Al(OH)Cl2 + H2O
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O
Fe(OH)3 + 2HNO3 = FeOH(NO3)2 + 2H2O
или другими способами: 2CrSO4 + 2H2O = 2Cr(OH)SO4 + H2↑
2BiONO3 + H2O → 2BiO(OH) + 2HNO3
Cr2(SO4)3+2KMnO4+8KOH→2K2CrO4+3K2SO4+2MnO(OH)2↓ +2H2O
2CuSO4 + 2Na2CO3 = (CuOH)2CO↓ + Na2SO4 + CO2↑
4Ga + 2H2O + 3O2 = 4GaO(OH)
H2CO3 + 2Mg(OH)2 = (MgOH)2CO3 + 2H2O
Hg2(NO3)2 + H2O = Hg2(OH)NO3 + HNO3
2MgCO3 + H2O = (MgOH)2CO3 + CO2↑
(при гидролизе)
SbCl3 + 2H2O= Sb(OH)2Cl (при гидролизе)
Oбычно оснОвные соли имеют сложный состав и они образуются при небольшом избытке гидроксида или недостатке кислоты. Такие соли образуются типичными амфотерными гидроокислами (Al, Cr, Pb, Sn, Zn). ОснОвные соли диссоциируют ступенчато: на первой ступени - необратимо, а на последующих - обратимо:
1 ступень: Cu(OH)NO3 = CuOH+ + NO3-
2 ступень: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH-
В наименованиях оснОвных солей присутствует
приставка 'гидрокc(o/и/ид)':
(FeOH)NO3 - нитрат гидроксо_железа(II);
(CuOH)2CO3 - карбонат гидроксо_меди(II)
Ca2SO4(OH)2 - ди_гидроксид-сульфат кальция
Cu2CO3(OH)2 - ди_гидроксид-карбонат ди_меди, и др.
Отметим, что формула одной и той же соли (как, впрочем, и других соединений) может быть записана
по-разному:
(Al(OH)2)2SO4 = Al2(OH)4SO4
Химические свойства оснОвных солей
Почти все оснОвные соли малорастворимы в воде. Многие оснОвные соли разлагаются при нагревании
с выделением воды:
Bi(OH)2NO3 → BiONO3 + H2O
Sb(OH)4Cl → SbO2Cl + 2H2O
(ZnOH)2CO3 to→ 2ZnO + CO2 + H2O
Если оснОвные соли образованы сильными кислотами, то при добавлении соответствующей кислоты
они переходят в средние:
CoNO3(OH) + HNO3 = Co(NO3)2 + H2O
(CuOH)2CO3 + 4HCl → 2CuCl2 + 3H2O + CO2↑
Fe(OH)2Cl + 2HCl = FeCl3 + 2H2O
Ni2SO4(OH)2 + H2SO4 = 2NiSO4 + 2H2O
или образуют оснОвные / средние соли с меньшим числом гидроксогрупп:
Al(OH)2NO3 + HNO3 = AlOH(NO3)2 + H2O
AlOH(NO3)2 + HNO3 = Al(NO3)3 + H2O
CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O
2ZnOHNO3 + H2SO4 = Zn(NO3)2 + ZnSO4 + 2H2O
ОснОвные соли взаимодействуют с щелочами:
Co(OH)Cl + KOH = Co(OH)2↓ + KCl
(Fe(OH)2)2SO4 + 2NaOH = 2Fe(OH)3 + Na2SO4 (реакция обусловлена катионом)
или с средними солями:
(Fe(OH)2)2SO4 + BaCl2 = 2Fe(OH)2Cl + BaSO4 (реакция обусловлена анионом)
Если оснОвные соли образованы слабыми кислотами, то они выпадают в осадок при совместном гидролизе:
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = Mg2CO3(OH)2↓ + 4NaCl + CO2↑
ОснОвные (как и кислые) соли диссоциируют ступенчато. На первой ступени происходит полная диссоциация на катионы (оснОвного остатка) и анионы (кислотного остатка), а на второй ступени - происходит частичная диссоциация оснОвного остатка:
(CuOH)2CO3 ↔ 2CuOH+ + CO32- (CuOH+ ↔ Cu2+ + OH-)
Способы получения оснОвных солей
ОснОвные соли могут быть получены различными способами, например, при взаимодействии:
■ воды с солью (гидролиз солей или галогенидов): Al2(SO4)3 + H2O = 2AlOHSO4 + H2SO4
CuCl2 + H2O ↔ (CuOH)Cl + HCl
(гидролиз солей слабого основания и сильной кислоты)
2CuSO4 + 2H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4
MnCl2 + H2O = Mn(OH)Cl + HCl
■ кислоты с гидроксидом:
HCl + Ca(OH)2 = CaOHCl + H2O
HCl + Fe(OH)3 = Fe(OH)2Cl + H2O
2HCl + Fe(OH)3 = Fe(OH)Cl2 + 2H2O
(при недостатке кислоты)
HNO3 + Co(OH)2 = CoNO3(OH) + H2O
(продукт неполной нейтрализации)
|
2HNO3 +Cr(OH)3= Cr(OH)(NO3)2 +2H2O
2H3PO4+3Al(OH)3=(AlOH)3(PO4)2+6H2O
Н2SО4 +2Аl(ОН)3= (Аl(ОН)2)2SО4 +2Н2О
H2SO4 + Fe(OH)3 = FeOHSO4 + 2H2O
(частичное замещение групп ОН
при недостатке кислоты)
|
■ кислоты с гидроксиламином:
H2SO4(разб.) + 2NH2OH = (NH3OH)2SO4
■ оксидов с водой:
CO2(газ) + 2CuO(тв.) + H2O(газ) = (CuOH)2CO3 (Q= -101 кДж)
■ основания с оксидом кислотным:
2Сu(ОН)2 + СO2 = (CuОН)2СO3 + Н2O
■ соли средней с щелочью (при неполном обмене):
AlCl3 + 2NaOH = [Al(OH)2]Cl + 2NaCl
CoCl2(изб.) + NaOH = CoOHCl + NaCl
Bi(NO3)3 + 2KOH = 2KNO3 + Bi(OH)2NO3 {= BiNO3(OH)2}
2CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + (CuOH)2SO4 (соль малорастворимого основания)
ZnCl2 + NaOH = Zn(OH)Cl↓ + NaCl
■ другими способами:
4CoS + 2H2O(влага) + O2(из возд.) → 4CoS(OH)↓ (побочн. - CoSO4)
2MgCl2 + 2NaCO3 + H2O = [Mg(OH)2]CO3 + 4NaCl + CO2↑
2TeO2 + HNO3(конц.) = Te2O3(OH)NO3 (оксид + кислота)
Соли полуторные (сесквисоли)
соли, содержащие металл и полуметаллы (CoAsS, KSbS3, K2SiF6 и др.). Примеры реакций с их участием:
2Na2CO3 + 3SiF4 → 2Na2SiF6 + SiO2 + 2CO2↑
2Sb + 4NaNO3 + 2NaOH → 4NaNO2 + 2NaSbO3 + H2↑
ZrSiO4 + K2SiF6 = K2ZrF6 + 2SiO2
ZrSiO4 + 4NaOH → Na2SiO3 + Na2ZrO3 + 2H2O
Соли простые
соли, содержащие по одному виду катионов и анионов (иона металла и кислотного остатка), например, NaCl. Обычно это соединения типичных металлических элементов с окислительными (для них характерна ионная электропроводность в жидком состоянии). Они могут быть чистыми (однородными) или смешанными (разнородными) соединениями. Смешанные простые соли,- в свою очередь,- могут быть с различными металлическими элементами (типа халькидов калия-натрия) или с различными окислительными элементами (смешанные галиды: SiCl3Br, SiCl3I, галогеноксиды: TiOBr2, TiOCl2 и др.). Некоторые соли обладают выраженными магнитными свойствами (например, соль FeCl2 обладает магнитным моментом около 5 магнетонов Бора). Простые соли обычно служат донорами элементарных положительных и отрицательных ионов
Примечание.
Межметаллы, межокислители и полусоли как и простые соли делятся на однородные и разнородные
Соли-псевдогалогениды
содержащие анионы с галогенидподобными свойствами (например, AgNCS). Их молекулы
в свободном состоянии проявляют химические и физические свойства, характерные для галогенов. Псевдогалогениды подразделяются на 2 группы:
- несимметричные {CICN, ICN, NOCl}
- симметричные {Fe(CN)2, (SCN)2}
Соли родан[овые/истые]
соли, содержащие родан[овую группу] SCN {обычно структуры (N≡C-S) - (S-C≡N)}, например, роданистый аммоний NH4SCN и другие. В 'чистом' виде родан может быть получен, например,
по реакции:
Pb(SCN)2 + Br2 → (SCN)2 + PbBr2
он образует роданистоводородную (тиоциановую) таутомерную (H-S-C≡N = H-N=C=S) кислоту или соль:
2(SCN)2 + H2S = S(SCN)2 + 2HSCN (в эфирном растворе)
NaCN + S = Na(CNS) {=NaCNS}
и разлагается водой с образованием роданистоводородной, цианистой и серной кислот:
3(SCN)2 + 4H2O → 5HSCN + HCN + H2SO4 (3 кислоты !)Другие примеры реакций с участием родановых солей:
AgNO3 + NH4NCS = AgNCS + NH4NO3
Fe(CNS)3 + 3NaF = 3Na(CNS) + FeF3↓
Fe(NO3)3 + 3K(CNS) = Fe(CNS)3 + 3KNO3
2HNCS + H2SO4(разб.) + 2H2O = (NH4)2SO4 + 2CSO
8KCN(тв.) + S8(тв.) → 8K(SCN)(тв.) (при сплавлении)
2KСNS + Pb(NO3)2 = Pb(CNS)2 + 2KNO3
K(SCN) + KHSO4 = HSCN + K2SO4
NH4NCS + О2 + Н2O = NH4HSO4 + HCN
Na(CNS) + FeCl3 ↔ NaCl + Fe(CNS)3
2SC(NH2)2 + 2NO2 = 3N2 + 2SC + 4H2O
{в ряде случаев соль железа представляют
в виде [Fe(CNS)3]}
Соли смешанные / разноанионные / двойные по аниону
соли, содержащие разные кислотные остатки при одном и том же металле, например, Ca(OCl)Cl, PbFCl и др. Их можно рассматривать как продукт замещения гидроксогрупп основания разными кислотными остатками. Название солей состоит из названия кислотного остатка и названия металла (через дефис):
BaClNO3 - хлорид-нитрат бария
Ca5F(PО4)3
CaOCl2 {=Ca(OCl)Cl =CaCl(OCl)} - хлорная известь
(тривиальное название) - кальциевая соль
соляной(HCl) и хлорноватистой(HOCl) кислот
(катион Ca2+ и анионы: Cl- и OCl-)
Na3CO3(HCO3) - гидрокарбонат-карбонат натрия
Na2IO3(NO3) - нитрат-иодат натрия
AlClSO4, BCl2(ClO4), CaFCl, (FeCl2)2SO4, Sr(HS)Cl и др.
Они могут быть получены, например, путем совместной кристаллизации при охлаждении раствора
смеси солей (двух солей одного металла, но с различными кислотными остатками) или другими способами:
CaCl2 + Ca(NO3)2 = 2CaClNO3
Ca(OH)2 + Cl2 → Ca(OCl)Cl + H2O
Примечания:
1. Смешанные соли менее устойчивы, чем простые соли, и часто малорастворимы в воде.
2. Смешанные соли диссоциируют полностью в одну ступень:
CaOCl2 + H2O = Ca(OH)2 + Cl2↑
Соли средние (нормальные или нейтральные)
электролиты, поставляющие в водный раствор при диссоциации любые катионы (кроме Н+) и любые анионы (кроме ОН-): диссоциируют в водных растворах на катионы металла (или катионы аммония) и анионы кислотного остатка. Средние соли образуются при полном замещении атомами металлов всех катионов (атомов водорода) в молекулах кислоты [т.е. образуются в результате полной нейтрализации кислоты основанием].
По типу исходных кислот средние соли делятся на:
- средние соли бескислородных кислот ('-ид'-соли: Ca3P2 - фосфид Ca, CsBr - бромид Cs, NaCl - хлорид Na)
- средние соли кислородсодержащих кислот ('-ат/ит'-соли: K3PO4 - фосфат K, Na2SO3 - сульфит Na)
Средние соли [K2CO3, Mg(NO3)2,
Zn3(PO4)2 и др.] содержат средние кислотные остатки (CO32‑), (NO3-)
При гидролизе средних солей могут быть получены кислые и оснОвные соли. В ряде случаев соль как продукт реакции может взаимодействовать с реагентами реакции, в которой она была образована:
VOSO4 + H2SO4 + Zn → V2(SO4)3 + ZnSO4 + H2O
V2(SO4)3 + H2SO4 + Zn → VSO4 + ZnSO4 + H2O
Примечание.
Что интересно, средние соли могут смещать равновесие диссоциации слабого электролита (ионы которого участвуют в реакции) и изменяя концентрацию ионов влиять на скорость реакции
Химические свойства средних солей
Практически все средние соли являются ионными соединениями, в расплаве и в водном растворе полностью (одноступенчато) диссоциирующие на ионы (катионы металла и анионы кислотного остатка):
K2S ↔ K+ + S2-
Двойные, смешанные и средние соли диссоциируют одноступенчато, а кислые и основные - многоступенчато.
При образовании ионных соединений происходит переход электронов между взаимодействующими атомами (ионами, молекулами), сопровождающийся соответствующим изменением валентности элементов (электронные облака образующихся ионов разобщены).
При пропускании тока через растворы/расплавы солей происходит их электролиз. Соли активно взаимодействуют с металлами, причем более активные металлы вытесняют менее активные:
Hg(NO3)2 + Cu = Hg + Cu(NO3)2
При добавлении к средней соли кислоты она превращается в кислую, а при добавлении щелочи -
в оснОвную соль:
AlCl3 + 2NaOH → Al(OH)2Cl + 2NaCl (=оснОвная, при неполном замещении)
CaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3)2 (=кислая)
CaCO3 + Ca(OH)2 = (CaOH)2CO3 (=оснОвная)
Обратные превращения (кислых и оснОвных солей в средние) приведены в примерах. Если средние соли получают с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Так, например, соль K2CO3 (поташ) может быть получена при следующих соотношениях реагентов:
{2KOH + H2CO3}, {K2O + H2CO3} или {2KOH + CO2}
При образовании средних солей солеобразующие свойства кислотных и оснОвных оксидов сохраняются при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой:
3CaO + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O
La2O3 + 3SO3 = La2(SO4)3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O
Растворы средних солей слабых_кислот-сильных_оснований имеют щелочную реакцию среды (pH > 7), растворы средних солей сильных_кислот-слабых_оснований - кислую
(pH < 7), а характер среды растворов солей слабой_кислоты-слабого_основания определяется электролитом с большей константой диссоциации.
Если оксид, на основе которого получена соль, неустойчив, то при разложении соли образуется металл:
2Ag2CO3 to→ 4Ag + 2CO2↑ + O2↑
Способы получения средних солей
Средние соли могут быть получены:
■ анодным окислением сульфатов:
2KHSO4 = K2S2O8 + H2↑
■ [термическим] разложением соединений, обычных или сложных солей: 3INO3 = I2 + I(NO3)3 (= нитрат иода)
┌2KClO3 = 2KCl + 3O2↑
| (разложение, катализатор - MnO2)
└4KClO3 = KCl + 3KClO4
(диспропорционирование при осторожном нагревании)
2КHCO3 = K2CO3 + H2O + CO2↑
(гидрокарбонатов с образованием карбонатов при кипячении)
2KNO3 to→ 2KNO2 + O2↑
(разложение нитратов с образованием нитритов)
или при взаимодействии:
■ гидроксида амфотерного с оксидом кислотным:
2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
■ гидроксида оснОвного с оксидом кислотным:
Mg(OH)2 + CO2 → MgCO3↓ + H2O
■ гидроксида с кислотой (реакция нейтрализации): 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O
(с изменением степени окисления элементов)
NaOH(разб.) + HNO2 = NaNO2 + H2O
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
2Sc(OH)3 + 3H2SO4 = Sc2(SO4)3 + 3H2O
■ гидроксидов с различными солями:
Ba(OH)2 + Na2CO3 = ВаCO3↓ + 2NaOH (Ba2+ + CO32- = BaCO3↓)
2KOH + NiSO4 = K2SO4 + Ni(OH)2↓ (оба растворимые)
4NaOH + 4NaNO3 + NaI = Na5IO6 + 4NaNO2 + 2H2O (при нагревании)
■ гидроксида (в избытке) с солью кислой {[до]нейтрализация тем же (жирным) или другим (подчеркнуто) основанием}:
Ca(OH)2 + Ca(HSO4)2 = 2CaSO4 + 2H2O
2NaOH + Ca(HSO4)2 = CaSO4 + Na2SO4 + 2H2O
■ кислоты с гидридом, карбидом, пероксидом и др. (солеподобным соединением):
СаС2 + H2SО4 = CaSО4 + C2H2
■ кислоты с металлом:
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑
8HNO3(избыт., разб.)+ 3Hg→ 3Hg(NO3)2 +2NO +4H2O
8HNO3 + 6Hg → 3Hg2(NO3)2 +2NO + 4H2O
(при избытке металла)
4HNO3 + Pd = Pd(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑
|
3H2SO4(разб.) + 2Al = Al2(SO4)3 + H2↑
(амфотерный элемент входит в состав иона соли)
5H2SO4(конц.) + 4Ca = 4CaSO4 + H2S + 4H2O
4H2SO4(конц.)+8Na→ Na2S+3Na2SO4 +4H2O
(со взрывом!)
|
■ кислоты с оксидом [амфотерным / кислотным / оснОвным]:
H2CO3 + ZnO = ZnCO3 + H2O
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
H2SeO4 + N2O3 = (NO)2SeO4 + H2O
3H2SO4 + In2O3 = In2(SO4)3 + 3H2O
■ кислоты с солями:
Co(OH)Cl + HCl = CoCl2 + H2O
2HCl + MgCO3 = MgCl2 + H2O + CO2↑
8HNO3 + 2CeCl3 + NaBiO3 =
2Ce(NO3)4+BiCl3+NaCl+2HCl+3H2O
(три соли)
8HNO3 + 3CuS= 3Cu(NO3)2 +2NO↑ +3S +4H2O
16HNO3 + 3Cu2S = 3CuSO4 + 3Cu(NO3)2 + 10NO + 8H2O
4HNO3 + 3Fe(NO3)2= 3Fe(NO3)3 +NO↑ +2H2O
(в случае различных степеней
окисления металла)
2HNO3 + Na2SiO3 = 2NaNO3 + H2SiO3↓
8HNO3(конц.) + FeS2 = Fe(NO3)3 +2H2SO4 +5NO↑+2H2O
|
2H3PO4 + 3Ca(NO3)2 → Ca3(PO4)2 + 6HNO3
(результат: соль + кислота)
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
H2SO4 + BaSO3 = BaSO4↓ + SO3↑ + H2O
H2SO4 + KI + NaNO2 → I2 + NO + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
H2SO4 + 2KHSO3 = K2SO4 + 2SO2↑ + 2H2O
5H2SO4(конц.)+8NaI=4Na2SO4+H2S+4I2+4H2O
(с окислением аниона)
4H2SO4+2KBiO3=Bi2(SO4)3 +K2SO4 +4H2O+O2↑
3H2SO4 + 2Na3PO4 = 3Na2SO4 + 2H3PO4
|
■ кислоты с солью оснОвной {донейтрализация той же (жирным) или другой (подчеркнуто) кислотой}: HNO3(избыт.) + CoNO3(OH) = Co(NO3)2 + H2O
H2SO4 + 2(AlOH)SO4 = Al2(SO4)3 + 2H2O
H2SO4 + Ca2SO4(OH)2 = Ca2SO4 + 2H2O
H2SO4 + (CuOH)2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O
2HCl + (CuOH)2SO4 = CuSO4 + CuCl2 + 2H2O
т.е. при [до]нейтрализации оснОвной соли кислотой, образующей данную соль, получается одна
средняя соль, а при использовании отличающейся кислоты - две соли
■ металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl
■ металла с оксидом:
Cd + CO2 + H2O = CdCO3 + H2↑
Zn + 2N2O4(жидк.) → Zn(NO3)2 + 2NO (= безводный нитрат)
■ металла с солью:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu (пассивный металл вытесняется из раствора его соли более активным металлом)
Hg + Hg(NO3)2 = Hg2(NO3)2
Zn + Tl2SO4 = ZnSO4 + 2Tl
■ неметалла с пероксидом:
C(графит) + 2K2O2 = K2CO3 + K2O
■ неметалла с гидроксидом:
5Br2 + I2 + 12KOH = 10KBr + 2KIO3 + 6H2O
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (= жавелевая вода, на холоде)
I2 + 2NaOH ↔ NaI + NaIO + H2O
■ окислением некоторых солей:
2K2SO3 + O2 = 2K2SO4 (в растворе)
PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2↑
3PbS + 4O3 = 3PbSO4
Примечание.
При взаимодействии с некоторыми неметаллами (Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2) щелочи образуют
в результате диспропорционирования по две соли:
6KOH + 3S to= 2K2S + K2SO3 + 3H2O
2KOH(конц.) + Cl2 = KCl + KClO + H2O
......................................................................................
■ окислением / восстановлением кислотообразующего элемента:
Na2SO3 + H2O2 = Na2SO4 + H2O
■ оксида амфотерного с амфотерным (если у одного из них преобладают кислотные свойства,
а у другого - оснОвные), кислотным или оснОвным:
As2O3 + Al2O3 = 2AlAsO3
ZnO + SO3 to= ZnSO4
■ оксида [амфотерного / кислотного] со щелочью:
HfO2 + 2KOH = K2HfO3 + H2O (при нагревании)
N2O3+ 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
Примечание.
В зависимости от соотношения реагентов при взаимодействии оксида кислотного со щелочью могут образовываться как кислая, так и средняя соли:
CO2 + NaOH = NaHCO3
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
.........................................................................................
■ оксида амфотерного с солью:
Al2O3 + 6KHSO4 = Al2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O
TiO2 + 2NaHSO4 = Ti(SO4)2 + 2NaOH (при сплавлении)
■ оксидов кислотного и оснОвного:
CO2 + CdO(порошок) = CdCO3
CaО + SО3 = CaSО4
SO3 + Na2O = Na2SO4
SiO2 + CaO to= CaSiO3
■ оксида кислотного с [над]пероксидами или озонидами:
2CO2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2↑
2CO2 + 4KO2 = 2K2CO3 + 3O2
■ оксида кислотного с солью:
N2O5 + NaF → NaNO3 + NO2F
SiO2 + CaSO3 to → CaSiO3 + SO2↑
■ оксида кислотного со щелочью:
N2O3 + 2NaOH(разб.) = 2NaNO2 + H2O (три_оксидат азота + щелочь)
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
■ солей между собой:
2AgNO3 + CuCl2 = Cu(NO3)2 + 2AgCl↓
(из двух растворимых солей образуется
нерастворимая соль AgCl)
3AgNO3 + KI + 2NaI → 3AgI↓ + KNO3 + 2NaNO3
AgNO3 +NaCl= AgCl↓ +NaNO3 (Ag++Cl-= AgCl)
3AgNO3 + Na2HPO4 ↔ Ag3PO4 + 2NaNO3 + HNO3
(в растворе)
3AgNO3 + 2Na2HPO4 ↔ Ag3PO4 + 3NaNO3 + NaH2PO4
BaCl2+[Na2SO3/Na2SO4]=[BaSO3/BaSO4]↓+2NaCl
| Bi(NO3)3 + 3KI(недост.) → 3KNO3 + BiI3↓
CaCl2 + K2CO3 = CaCO3 + 2KCl
3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl
Cu(ClO4)2 + 2NH4NO3 → 2NH4ClO4 + Cu(NO3)2
K2CO3 + 2NH4NO3 = 2KNO3 + 2NH3↑ + CO2↑ + H2O
KСlO4 + 4KNO2 = KСl + 4KNO3
NH4H2PO4 + KNO2 = NH4NO2 + KH2PO4
Na2SO4 + MgCl2 ↔ MgSO4 + 2NaCl
(получение поваренной соли из морской воды)
Pb(NO3)2 + 2NaCl = PbCl2↓ + 2NaNO3
|
■ соли с основанием/щелочью или с кислотой:
Al(OH)2Cl + NaOH = Al(OH)3 + NaCl (в реакции полного замещения)
CaOHCl + HCl = CaCl2 + H2O
ZnSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Zn(OH)2↓
Средние соли могут быть получены термическим разложением средних и кислых солей:
2LiNO3 = 2LiNO2 + O2↑
2NaHCO3 =Na2CO3 + H2O + CO2
или другими способами:
4C + Na2SO4 = Na2S + 4CO↑
Ca3P2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑
Cl2 + CaBr2 = CaCl2 + Br2
4CuSO4+ N2H4+ 8NaOH=2Cu2O↓ +N2↑ +4Na2SO4+6H2O
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
SO2Cl2 + 4NaOH = Na2SO4 + 2NaCl + 2H2O
Zn + 2CrCl3 = ZnCl2 + 2CrCl2
в том числе в окислительно-восстановительных реакциях:
10Fe + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O (три соли!!!)
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S0↓ + 8H2O
2KMnO4 + 10NaI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 5I2 + 8H2O (три соли!!!)
6MnSO4 + 10K2FeO4 + 16H2SO4 = 6KMnO4 + 5Fe2(SO4)3 + 7K2SO4 + 16H2O (три соли!!!)
Примечания:
1. Некоторые соли могут быть получены только сплавлением:
SiO2 + Ca(OH)2 → CaSiO3 + H2O
2. При взаимодействии солей главным продуктом могут быть не соли, а кислород:
4KMnO4 + 6Na2S2O7 = 2K2SO4 + 6Na2SO4 + 4MnSO4 + 5O2↑
3. При взаимодействии двух солей, одна из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а другая - сильным основанием и слабой кислотой, в результате реакции соль слабого основания и слабой кислотой может не получиться из-за гидролиза
4. Тиосоль (тиофосфат натрия) Na3PS4 (аналог Na3PO4) может быть получена по реакции:
P4S10 + 6Na2S → 4Na3PS4 (сульфид фосфора + сульфид натрия)
5. Взаимные превращения солей наглядно иллюстрируются схемой(см. Методическое пособие, 2007 г.
по Неорганическим соединениям Архангельского ГТУ, из которого приведены и многие примеры реакций):
Fe(HSO4) ←(1) H2SO4/(2) KOH→ FeSO4 ←(4) H2SO4/(3) KOH→ (FeOH)2SO4
(1) FeSO4 + H2SO4 = Fe(HSO4)2
(2) Fe(HSO4)2 + 2KOH = FeSO4 + K2SO4 + 2H2O
(3) 2FeSO4 + 2KOH = (FeOH)2SO4 + K2SO4
(4) (FeOH)2SO4 + H2SO4 = 2FeSO4 + 2H2O
Соли тройные - соли сложного состава, например: Ba(NO2)2*Ni(NO2)2*2KNO2, KNaLiPO4, KZn2NH4(PО4)2 и др. (здесь подробно не рассматриваются)
Соли-электролиты (по http://reftrend.ru/174934.html)
соли, при первичной диссоциации которых не образуются ионы Н+ или ОН-:
Ca(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO3- (кислая соль)
AlOH(NO3)2 = AlOH2+ + 2NO3- (оснОвная соль)
Cr2(SO4)3 = 2Cr3+ + 3SO42- (средняя соль)
Графическое изображение формул солей - отображает структуру молекул солей и связи между атомами, например, для соли Ca3(PO4)2:
![[]](/img/a/anemow_e_m/aa02/str-solt.jpg)
Физические свойства солей
Соли представляют собой твердые кристаллические вещества разных цветов. По растворимости в воде их можно разделить на:
- хорошо растворимые (Ba(NO3)2, CuSO4, NaCl и др.)
- малорастворимые (CaCO3, CaSO4 и др.)
- практически нерастворимые (AgCl, BaSO4, Ca3(PO4)2)
Все соли азотной и уксусной кислот растворимы в воде. Часто двойные и смешанные соли малорастворимы в воде. Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения. Соли могут кристаллизироваться из водных растворов в виде кристалло[гидратов/сольватов]
Общие химические свойства солей - характеризуют отношение солей к металлам, щелочам, кислотам, солям. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Более активный металл замещает менее активный металл в его солях (см. Ряд активностей металлов):
Zn + Pb(NO3)2 = Pb + Zn(NO3)2
Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем больше константа гидролиза и тем большее количество ионов водорода (Н+) и групп (ОН-) образуется. Измерение водородного показателя (pH растворов солей) может служить простым и надежным способом определения силы образующей их кислоты или основания.
Некоторые соли могут необратимо разлагаться водой:
CaS + 2H2O = Ca(OH)2 + H2S↑
или под воздействием кислот:
2Na2RuO4 + 2H2SO4 = 2Na2SO4 + 2RuO2 + 2H2O + O2↑
Для солей характерно участие в реакциях обмена и ОВР.
Обменные реакции солей протекают в растворах при их взаимодействии
- с кислотами:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
- со щелочами:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
- с другими солями:
BaCl2 + K2SO4 = BaSO4↓ + 2KCl
ОВР солей протекают
- за счет иона металла (играет роль окислителя; восстановителем выступает другой,- более активный,- металл):
HgSO4(окисл.) + Sn(восст.) = Hg↓ + SnSO4
- за счет кислотного остатка (атом остатка изменяет степень окисления):
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2↑
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2↑ (при нагрев.)
Соли могут взаимодействовать:
- с кислотами
- с металлами (в зависимости от расположения в электрохимическом ряду металлов)
- неметаллами (Br, Cl, F, I)
- с оксидами кислотными
- с основаниями и щелочами
- с солями, и другими веществами (например, пероксидом водорода)
(т.е. в результате любого взаимодействия между членами ряда металлов и неметаллов образуются соли)
Соли кислородсодержащих кислот разлагаются при нагревании:
CaCO3 to= CaO + CO2↑
Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:
2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2↑ + H2↑
Образование кислых и средних солей характерно для реакций гидролиза.
Примечания:
1. Для перевода солей из одного класса в другой (например, кислых или оснОвных в средние) их необходимо дополнительно нейтрализовать. При нейтрализации кислой соли основанием, образующим данную соль, получается одна средняя соль (подчеркнуто), а при нейтрализации другим видом растворимого основания - две средние соли (жирным):
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O
Ca(HSO4)2 + Ca(OH)2 = 2CaSO4 + 2H2O
Ca(HSO4)2 + 2NaOH = CaSO4 + Na2SO4 + 2H2O
2. Превращение кислых и оснОвных солей в средние может быть также произведено при взаимодействии:
- кислой соли с гидроксидом того же металла:
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
KHSO4 + KOH = K2SO4 + H2O
- кислой соли с солью того же металла другой кислоты:
KHSO4 + KCl = K2SO4 + HCl
- оснОвной соли с соответствующей кислотой:
AlOHCl2 + HCl → AlCl3 + H2O
(CaOH)2CO3 + H2CO3 = CaCO3 + H2O
2FeOHSO4 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O
3. Соли могут взаимодействовать между собой и с другими соединениями по обменным реакциям (особенно в водно-солевых растворах):
BaCl2 + K2SO4 = BaSO4↓ + 2 KCl (соль + соль)
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 (соль + кислота)
2KCl + MgSO4 ↔ K2SO4 + MgCl2
4. Некоторые двухкомпонентные соли получают взаимодействием трех веществ:
Cr2O3 + 3C + 3Cl2 = 2CrCl3 + 3CO↑
Применение солей
Ряд солей являются соединениями, необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия - поваренная соль, соли калия, кальция, а также соли, содержащие азот и фосфор)
AgNO3(нитрат серебра)-используется для химического
анализа
Al2(SO4)3 (сульфат алюминия) - используется как
коагулянт при очистке воды от тонкодиспер-
сных частиц
Ba(ClO3)2 и др.{6Ba(OH)2+6Cl2=5BaCl2+Ba(ClO3)2+6H2O} -
в составах фейерверков(пламя ярко-зеленого цвета)
СаСО3 (карбонат кальция)
широко используют для устранения 'изжоги'
(нейтрализации повышенной кислотности
желудочного сока):
СаСО3 + 2НCl = СаCl2 + Н2О + СО2↑
CaCl2(хлорид кальция)- применяется для создания
растворов высокой плотности,не содержащих твердой
фазы, снижает температуру замерзания растворов
(используется как антифриз)
2CaSO4*H2O(алебастр)-широко используется в строительстве
CO(NH2)2 мочевина (или карбамид); используется
как удобрение и как подкормка для скота. Она
может быть получена, например, по реакции:
CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O (130 oC)
CrCl2O2(диоксид-дихлорид Cr)- широко используется
в кожевенной промышленности; может быть получен
по реакции
K2Cr2O7+4NaCl+3H2SO4= 2CrCl2O2+K2SO4+2Na2SO4+3H2O
или распадается при гидролизе
CrCl2O2 {=Cr(OCl)2} +2H2O(недост.)= H2CrO4 +2HCl
FeCl3 (хлорид железа)- используется для очистки воды
от сероводорода
K4Р2O7 и K5Р3O10 (фосфаты калия)- как компоненты
моющих средств
Mg(ClO4)2 {перхлорат магния (ангидрон)}- используется
для осушения воздуха
NaCl (хлорид натрия)- широко используется в пищевой
промышленности и как регулятор сроков
схватывания цементных растворов (для понижения
температуры их замерзания)
Na2SO4 (глауберова соль, сульфат натрия)- используется
в качестве лечебного средства
Na2SiO3 (силикат натрия)- используется для закрепления
неустойчивых грунтов(например,при строительстве
метро),приготовления быстросхватывающих смесей
и как ингибитор коррозии металлов
Примечания:
1. Азотные минеральные удобрения(общее название 'аммиачная селитра') делятся на 3 типа
- аммиачные (жидкий аммиак, аммиачная вода и раствор NH4NO3 в аммиачной воде)
- аммонийные (содержат ионы NH4+ солей аммония)
- нитратные (содержат ионы NO3-)
2. К азотным удобрениям относят:
- мочевину (карбамид) CO(NH2)2
- сульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4
- аммиачную селитру NH4NO3 {= HN2H3O3}
- калиевую селитру KNO3
- кальциевую селитру Ca(NO3)2 и др.
3. Другие примеры различных минеральных удобрений: - аммофос, ди_аммофос, аммофоска (NH4H2PO4, (NH4)2HPO4, (NH4)KHPO4)
- гидрофосфаты - кислые соли фосфорной кислоты (Na2HPO4)
- ортофосфаты - средние соли фосфорной кислоты (Na3PO4)
- суперфосфат двойной - минеральное удобрение [Ca(H2PO4)2]
- фосфорит (фосфоритная мука) [Ca3(PO4)2]
- хлориты - соли хлористой кислоты (KClO2)
Селитра аммиачная (аммонийная селитра, нитрат аммония)
вещество формулы NH4NO3. Используется как хорошее азотное удобрение и в производстве
взрывчатых веществ. Примеры реакций получения соединения:
2NH3 + 2O2 = NH4NO3 + H2O
2NH3 + 4O3 = NH4NO3 + 4O2 + H2O
NH3 + HNO3 = NH4NO3
Сода пищевая
(бытовое название: сода питьевая, гидрокарбонат натрия , натрия бикарбонат, натрий двууглексилый) - кристаллическая соль состава NaHCO3 (степень вредности воздействия на организм - Е-500). Не токсичена, пожаро- и взрывобезопасна. Широко применяется в быту для различных целей. Пример реакции получения соды:
NaOH(разб.) + CO2 = NaHCO3
Примечание.
Внимание!. Ни в коем случае н_е_л_ь_з_я__п_у_т_а_т_ь пищевую соду NaHCO3 и
кальцинированную) соду Na2CO3 (употребление ее может вызвать тяжелый химический ожог желудочно - кишечного тракта)
Большое количество солей используют в пищевой, химимической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т.д.
СОЕДИНЕНИЯ БИНАРНЫЕ {'соединения первого порядка'- устар.}
промежуточные фазы в двухкомпонентных системах, образованных простыми веществами, состоящие из катионов и бескислородных (реальных или условных) анионов (AgF, KСl, Ag(I)Ag(III)O2 и др.). Свойства бинарных соединений зависят от природы участвующих элементов: соединения с металлическими элементами обычно имеют оснОвные свойства, а соединения неметаллических элементов - кислотные свойства. Обычно к бинарным относят бескислородные кислоты и соли, ковалентные комплексы без внешней сферы {типа [Fe(CO)5]} и некоторые другие соединения, не являющиеся традиционными [гидр]оксидами или солями (например: CS2, NH3). К бинарным относят также вещества, одна из составляющих которого содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также одно- или многоэлементные группы атомов одного элемента, например, CSO, Hg(CN)2, (PF3)2O и др. (см. Соединения многоэлементные).
Обычно они образуются за счет перехода электронов от одних атомов к другим, вследствие чего образующиеся разноименные ионы взаимно притягиваются. Бинарные соединения - продукты взаимодействия простых веществ. Одни и те же элементы могут образовывать несколько бинарных соединений (например, оксиды азота: N2O, NO, NO2, N2O3, N2O5). Бинарными могут быть как бертоллиды, так и дальтониды (постоянный состав имеют только бинарные соединения с молекулярной структурой).
Бинарные вещества в общем случае можно разделить на:
* соединения металлов - [интер]металлиды (Cu9Al4, Cu3Au, Na2Te, Tl2Hg5)
* соединения неметаллов (BN, NH3, S2Cl2)
* соединения 'металл-неметалл' (CaC2, CuBr, InI, Mg3N2, Ti6O), в т.ч.:
- оксиды 'неметалл - кислород' (N2O, OF2)
- соли {ковалентные (АlСl3, HgCl2, HgI2) и ионные или бинарные (NaBr, SnCl2}
У ряда соединений природа связи может быть ионной или металлической в зависимости от состава (например, у арсенида галлия GaAs)
Примечания:
1. Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl3, (FeCu)S2, Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl2O2, As(O)F3
2. К бинарным соединениям также относят ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO)5]
3. Полусоединения - бинарные соединения типа S2Cl2 (полухлористая сера), CuCl (монохлорид
меди) и др.
4. Димеры / тримеры - разновидности бинарных соединений (например: Na2Cl2 / Na3Cl2 и др.) соответственно
В зависимости от природы химической связи бинарные соединения можно подразделить на 4 типа:
■ ионные / солеобразные / солеподобные, состоящие из разных реальных анионов и катионов:
AgF, Ba(HS)2, СаC2, СаH2, K2Se, LiBr, LiH, Mg3N2, MgS, NAI, NaCN, NaCl, Na2O2, Na2S, Pb(N3)2 и др. Для ионных соединений характерны ненасыщаемость и ненаправленность связи
■ ковалентные / летучие {координационные и молекулярные (CO2, SiO2 и др.)}:
ВСl3, В4С, CaC2, Cl2, H2S, IF7, NH3, OF2, PH3, P2S5, SiC, SF6 и др., в том числе комплексные без внешней сферы (например, [Fe(CO)5]). В чисто ковалентных соединениях связь образована одной парой электронов, спины которых ориентированы антипараллельно, а магнитный момент электронной пары при этом равен нулю.
Электронные пары связи в ковалентном соединении полностью относят к более электроотрицательному элементу. В ковалентных соединениях, образованных атомами разных элементов, всегда имеет место некоторая полярность химических связей, количественно характеризуемая степенью ионности соединения. Для ковалентных соединений характерны насыщаемость и направленность связи. Галогены образуют ковалентные соединения с большинством неметаллов и металлоидами. Что интересно, жидкий фтороводород (HF), являясь ковалентным соединением, не реагирует с трифторидом (BF3), а только его растворяет. Примеры реакций получения:
B2O3 + 3C + 3Cl2 → 2BCl3 + 3CO
KOH + PH4I = PH3 +KI + H2O (разложение иодида фосфония)
5S + 2P = P2S5
■ металлические (металлоподобные и металлогидриды):
AgZn, AlP, Fe3C, Ni3Si, Ni5Si2, TiN, Ti6O, VN и др.
Вследствие ненаправленного и ненасыщенного характера химических связей ионные и металлические бинарные соединения могут быть только координационными
■ смешанные (со смешанным типом связи, который встречается в соединениях металл - неметалл, когда электроотрицательность элементов недостаточна для того, чтобы отнести связь к ионной)
Кроме гидроксокомплексных все ионные комплексные соли считаются бинарными соединениями
(обычно рассматриваются отдельно): [Ag(NH3)2]Cl, K4[Fe(CN)6], Na3[AlF6] и др.
Названия бинарных соединений основаны на обычных номенклатурных правилах:
Hg2Cl2 - ди_хлорид ди_ртути
Mg3N2 - нитрид магния, и т.д.
Если бинарные соединения имеют в своем составе связанные друг с другом атомы других неметаллов (C, N, S, и др.), а не кислорода, то в названиях таких соединений к основному названию добавляется приставка 'пер' {персульфиды (FeS2), пернитриды (N2H4 - гидразин), перкарбиды (этан, этилен, ацетилен) и др.}. В случае ковалентных бинарных соединений к названиям элементов добавляют приставки, отражающие численные соотношения между атомами элементов в соединении: Hg2Cl2 - ди_хлорид ди_ртути
В общем случае все бинарные соединения по природе неметалла можно разделить на следующие группы:
- бескислородные и ионные соли
- бескислородные кислоты
- галогениды (металлов и неметаллов)
- гидриды (водородсодержащие): внедрения, ионные, ковалентные
- интерметаллиды
- карбиды
- ковалентные соединения (металл-
неметалл: SnCl4, TiCl4 и др.)
- межгалогенные
- нитриды
- оксиды
- силициды (Li4Si, Mg2Si и др.)
- соединения неметаллов(S2Cl2, BN и др.)
- фосфиды (Ca3P2, BP, Na3P и др.)
- фторидные (PtF6, SF4, XeF4 и др.)
- халькогениды (Na2S, NH4HS и др.)
и другие виды
Реакции получения таких соединений протекают тем легче, чем активнее металл и неметалл:
2AgAtO3 = 2AgAt + 3O2↑
(при разложении)
Ca + 2C to= CaC2
3Ca + 2P to= Ca3P2
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Fe + S to= FeS
6Li + N2 = 2Li3N
|
4Mg + SiO2 = Mg2Si + 2MgO
(в атмосфере водорода)
2Na + H2 to= 2NaH
2Na + Te = Na2Te (при -40 oC)
2S + Cl2 = S2Cl2
(вместе с SCl2, S - окислитель)
3Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2↑
3Zn + 2P = Zn3P2
|
Многие бинарные соединения гигроскопичны и легко поглощают воду:
P4S10 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2S
SbCl5 + 4H2O = H3SbO4 + 5HCl
Бинарные соединения вида 'неметалл + неметалл' (бескислородные кислоты, галогениды и соединения неметаллов типа S2Cl2, BN и др.) обычно образуются в результате взаимодействия при нагревании окислителя (неметалла с более высокой электроотрицательностью) и восстановителя (неметалла с более низкой электроотрицательностью). Исключением являются реакции между галогенами (кроме F2)
и кислородом (их получают косвенными способами). Примеры реакций получения таких соединений:
Cl2 + H2 = 2HCl (реакция со взрывом)
F2 + H2 = 2HF (реакция со взрывом)
H2 + S = H2S
2H2 + O2 = 2H2O
При обжиге или горении бинарных соединений в кислороде могут быть получены оксиды:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2↑
CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
Примечания:
1. Бинарные оксиды, галогениды и летучие водородные соединения относят к характеристическим
2. Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами) бинарные соединения:
AsOF3, (FeCu)S2, KMgCl3, Pb(Cl)F, SCl2O2 и др.
AcBr3 + 2NH3 + H2O = As(Br)O + 2NH4Br
4CuFeS2 + 13O2 = 4CuO + 2Fe2O3 + 8SO2 (окисление Cu и Fe)
3. Некоторые ионные бинарные соединения (AgF, KСl, Na2S и др.), рассматривающиеся как продукты замещения водорода в соединениях типа H2S, HF, HCl и подвергающиеся протолизу как кислородсодержащие кислоты, относят к числу бескислородных кислот
4. В общем случае к солям следует относить бинарные соединения металлов преимущественно с ионным характером связи. В случае же преобладания в соединении ковалентной связи (характерным для металлов в высокой степени окисления), такие бинарные соединения по своим физическим и химическим свойствам ближе к соединениям неметаллов
В зависимости от состава различают бинарные:
* соединения переменного состава (немолекулярные), например, TiOx
* соединения постоянного состава (молекулярные)
По агрегатному состоянию бинарные соединения могут быть:
* газами (аммиак NH3, фосфин PH3, оксид азота N2O, гексафторид WF6 - самый тяжелый газ)
* жидкостями (тетрахлорид титана TiCl4, дисульфид углерода CS2, соляная кислота HCl)
* твердыми веществами (нитрид бора BN, карбид кремния SiC)
Любое бинарное соединение может участвовать в химической реакции в качестве основания
или кислоты:
Na2O(основание) + SO3(кислота) = Na2SO4
HF:(основание) + BF3(кислота) = HBF4 {= H[BF4]} - фтороборная кислота сильнее плавиковой, серной и азотной
Бинарные соединения могут быть получены самыми разными способами:
■ взаимодействием простых/сложных веществ между собой:
Ca + 2C = CaC2
2F2 + 2NaOH(2%)= OF2 + 2NaF +H2O
6Li + N2 = 2Li3N
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
|
2Na + Cl2 = 2NaCl
2NaOH + OF2 = 2NaF + O2↑ + H2O
2P + 3S = P2S3
SCl2 + 4KOH → 2KCl + K2S + 2H2O
|
■ в реакциях обмена:
AgNO3(раств) + NaBr(раств) = AgBr↓ + NaNO3
Y2O3 + 3H2S = Y2S3 + 3H2O (при нагревании свыше 1000 oC)
■ в реакциях разложения:
Bi2O5 = Bi2O3 + O2 (при слабом нагревании)
NH4NO3 = N2O + 2H2O (250 oC; азот: окислитель - из нитрогруппы,
восстановитель - из катиона аммония)
■ при горении металлов в атмосфере кислорода (образуются высшие оксиды, а у щелочных и
щелочноземельных металлов - кроме лития - пероксиды):
4Al + 3O2 = 2Al2O3
2Fe + O2 = 2FeO
3Fe + 2O2 = Fe3O4
2Na + O2 = Na2O2
■ в реакциях взаимодействия неметаллов (при нагревании):
2P + 3Cl2(недост) = 2PCl3
2P + 5Cl2(изб.) = 2PCl5
2S + C = CS2 - (87.9 кДж/моль / 21.0 ккал/моль)
S + O2 = SO2
и многими другими способами.
По взаимодействию с водой бинарные соединения делятся на гидролизующиеся (разлагающиеся) водой и не гидролизующиеся. При взаимодействии с водой и кислотами большинство бинарных соединений полностью разлагаются с выделением водорода или содержащих его соединений:
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4
Ca3N2 + 6HCl = 2NH3 + 3CaCl2
СaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2
H2S7 + SOCl2 = S8O + 2HCl
Li3N + 3HCl = NH2 + 3LiCl
Mg3N2 + 8H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3*H2O
NaH + H2O = H2 + NaOH
NaH + HCl = H2 + NaCl
|
PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
затем - протолиз продуктов:
HCl + H2O = Сl- + H3O+ (pH < 7)
H3PO4+H2O ↔ H2PO4-+H3O+ (pH < 7)
т.е. происходит рост концентрации катионов
оксония (H3O+) с одновременным уменьшением
концентрации (OH-)
SCl2O2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl
SCl2O2 + H2SO4(безв.) = 2HSO3Cl
|
При растворении в воде комплексные бинарные соли слабо диссоциируют на комплексный ион внутренней сферы и ионы внешней сферы:
K3[Fe(CN)6] = 3К+ + [Fe(CN)6]3-
Они могут содержать малодиссоциирующий комплексный анион (например, [Fe(CN)6]3-), комплексный катион
(например, [Ag(NH3)2]+) или вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов или карбонилов).
Некоторые бинарные соединения устойчивы по отношению к воде: AlN, CF4, CS2, Ca2Si, Li4Si, Mg2Si, NF3, SF6, Si3N4, SiC и многие другие.
Комплексные бинарные соли - см. Соли комплексные
Соединения межгалогенные (интергалогены)
полярные молекулы, образующиеся в результате соединения галогенов друг с другом (полярность вызвана наличием элементов с различной электроотрицательностью), которые можно разделить на следующие группы:
- бромиды (IBr(тв.) и др.)
- фториды (BrF, BrF3, BrF5, ClF(газ), ClF3(газ), IF, IF3(газ), IF5 и IF7)
- хлориды (BrCl, BrCl3, Br3Cl, ICl(тв.) и ICl3(тв.))
- смешанные (BrClF6(тв.)) и др.
При обычных условиях ClF, ClF3, IF3 - находятся в газообразном состоянии, ICl, ICl3, IBr, BrClF6 - в твердом, а остальные - в жидком состоянии. Наименее устойчивы - BrCl и BrF.
Примеры реакций получения и взаимодействия:
2BrF3 + 6NO2 = 6(NO2)F + Br2 (ОВР; = фторид нитрония)
I2 + 3Сl2 = 2ICl3 (при пропускании сухого Cl над иодом при нагревании)
Межгалогенные соединения являются сильными окислителями: могут вытеснять кислород из оксидов:
2Co3O4 + 6ClF3 = 6CoF3 + 3Cl2↑ + 4O2↑
а в растворах и расплавах всегда ассоциированы, полностью или частично гидролизуются:
BrCl + H2O → HOBr + H+ + Cl-
2ICl3 + 3H2O → IO3- + ICl2- + 4Cl- + 6H+
и обладают ярко выраженной способностью образовывать соли и комплексы:
3BrCl + 6NaOH(разб.) = 3NaCl + 2NaBr + NaBrO3 + 3H2O (3 соли !!!)
4ClF3 + 6NiO = 6NiF2 + 2Cl2↑ + 3O2↑ (при 100 оС)
CsBr + Cl2 = CsBrCl2
6HI(разб.) + O2 = 2H[I(I)2] + 2H2O (ди_иодо_иодат водорода)
ICl3 + KCl → K[ICl4] (ICl4-) - соли с анионами
2ICl +AlCl3→ [I2Cl][AlCl4] (I2Cl+) - соли с катионами
Наибольшее распространение межгалогены получили в атомной промышленности, в частности, для получения гексафторида урана:
UF4 + ClF3 = ClF + UF6
СОПУТСТВУЮЩИЕ ТЕРМИНЫ
Агрегаты
обычно газообразные (реже - жидкие) соединения вида (HF)n, {n= 2 ... 6}, образуемые,
в частности, по реакциям:
2F2 + 2H2O = 2H2F2 + O2↑
2HF = H2F2
H2F2 + HF = H3F3
H3F3 + HF = H4F4 и т.д.
Аддукты
молекулярные комплексы и соединения, являющиеся продуктами взаимодействия нейтральных молекул или образующиеся в результате реакций присоединения, например:
BF3 + NH3 = BF3*NH3
Азиды
вещества, содержащие фрагмент 'N3' (обычно это соли азотистоводородной кислоты и азидгалогениды). Кроме применения в качестве инициаторов в процессах взрыва они широко используются в автомобилях в системах (подушках) безопасности, когда при аварии протекает очень быстрая реакция разложения азида натрия под действием электрического запала:
2NaN3 = 2Na + 3N2 {(100 г) порошка выделяют (60 л) азота}
Пример реакции взаимодействия азидоси:
3NaN3 + Cu + 3Н2О = Cu(N3)2 + 3NaOH + NH3 + N2↑
Амфолиты:
- вещества, проявляющие,- в зависимости от условий,- кислотно-оснОвные войства
- вещества с молекулами, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, существующие в виде цвиттер-ионов при определенных значених pH (который обозначается как изоэлектрическая точка молекулы).
Свойства амфолитов зависят от среды. Например, гидроксид Zn(OH)2 при взаимодействии с кислотами проявляет оснОвные свойства:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
а при взаимодействии со щелочами - кислотные свойства:
Zn(OH)2 {= H2ZnO2} + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
Молекулярные амфолиты могут взаимодействовать между собой (по реакции автопротолиза), например:
NH3 + NH3 ↔ NH4+ + NH2-
Ассоциаты
молекулы жидких/газообразных веществ, объединяющиеся за счет образования водородных связей или продукты реакции ассоциации. Например, молекулы фтороводорода в парАх образуют ассоциаты (HF)n. Ассоциатами являются также (Н2О)2, (Н2О)6(снежинка), (Н2О)n(лед), N2O4, Cl2O6 и др. В ассоциированных молекулах всегда проявляются межмолекулярные взаимодействия
Бертол[л]иды
немолекулярные соединения (состоящие из трех и более атомов) переменного состава, зависящие от способа их получения. Соотношение чисел противоионов в бертоллидах не может быть выражено целыми числами. Они построены из атомов (ионов) элементов и занимают промежуточное положение между стехиометрическими соединениями и твердыми растворами, не подчиняясь закону постоянства состава и закону кратных отношений. К ним относят соединения с избытком:
- катионов вследствие анионных вакансий
- катионов в межузловых пространствах
- анионов вследствие катионных вакансий
- анионов в межузловых пространствах
т.е. практически все твердые вещества с ионной/атомной кристаллической решеткой (в том числе оксиды, гидриды, карбиды, нитриды, сульфиды)
При известном конкретном составе бертоллида, он указывается по примеру: Fe0.877S (т.е. на 1000 атомов серы приходится 877 атомов железа). Другие примеры соединений переменного состава:
- оксид марганца MnO1.6
- оксид ванадия(II) V0.9-1.3O [может иметь состав от (V0.9O) до (V1.3O)]
Примечания:
1. Формулы веществ переменного состава (например, диоксида титана TiO2) показывают не состав молекулы соединения (эти вещества имеют атомную структуру), а отражают границы состава вещества
{в данном случае на единицу массы титана может приходиться от 0.65 до 0.67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле (TiO1.9-2.0)}
2. Среди бертоллидов d-элементов встречаются соединения, содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу. Например, состав оксида титана(II) TiO изменяется в пределах TiO0.65...TiO1.25. Пример реакции с его участием:
TiO + Fe2O3 = (Ti2+Fe23+)O4
3. В солях переменного состава проявляется как изовалентный, так и гетеровалентный изоморфизм
Бораны
химические соединения бора с водородом [диборан В2H6, тетраборан В4H10, пентабораны В5H9 и В5H11
и другие:
(В6H10, В6H12, В9H15 и В10H14)].
Они отличаются высокой химической активностью, нестандартными валентностями, характером и порядком связей и чрезвычайно большой теплотой сгорания. Бораны могут быть получены, например,
по реакциям:
6MgB2 + 12HCl = B4H10 + 6MgCl2 + 8B + H2↑
2Мg3В2 + 12Н2О = 2В2Н6 + 6Мg(ОН)2
Mg3B2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + B2H6(газ)
(в данном случае у борана существует 6 пар валентных электронов и 9 связей; cам же атом бора имеет
4 орбитали в валентной оболочке и 3 валентных электрона).
Бораны легко реагируют с кислородом, образуя продукты с 2-электронными 2-центровыми связями, например:
2B4H10 + 11O2 → 4B2O3 + 10H2O
и с другими соединениями (особенно бинарными):
В2Н6 + ВCl3 = В2Н5Cl + ВНCl2
Молекулы низших диборанов могут взаимодействовать между собой с образованием высших диборанов и водорода:
2½(B2H6) → B5H9 + 3H2↑ (= пентаборан)
5B2H6 → B10H14 + 8H2↑ (=декаборан)
Примечание.
Бор может образовывать с азотом и водородом ряд соединений:
боразин (BH=NH)
боразен (BH2=NH2)
боразан (ВН3-NH3)
боразол (кольцевая струтура вида ...BH-NH=BH...)
которые можно рассматривать как аналоги углеводородов
Бориды
соединения бора с металлами, образующиеся при высоких температурах. Они характеризуются повышенной твердостью, износоустойчивостью и коррозионной стойкостью. Например, самый термостойкий из всех боридов - ди_борид гафния HfB2 (температура плавления около 3250 оС), а самый химически стойкий - ди_борид тантала TaB2 (на него не действуют никакие кислоты и даже 'царская водка'). Некоторые соединения бора {в частности, борен и необарен: вещества состава B10H10(CH2)2} вообще не имеют аналогов по химическим свойствам
Валентность кислотного остатка
равна числу атомов водорода в кислоте. Например, для кислоты HNO3 она равна единице, для H2CO3 - двум, для H3PO4 - трем...
Вещества кислотоподобные
вещества без протонов, например, BF3, SnCl4. Пример реакции взаимодействия:
H3N: + BF3 → H3N:BF3
Вещества солеподобные
обычно соединения, образованные двумя неметаллами, например: (NO)ClO4, PCl5, Po(NO3)4 и др. Все они необратимо гидролизуются. Примеры реакций получения и взаимодействия:
К3Р + 3Н2О = 3КОН + РН3↑
PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
SF6 + 4H2O = 6HF + H2SO4
Галиды
соединения, в молекулах которых все атомы галогенов непосредственно связаны с атомами более электроположительных элементов. Пример реакции с использованием галида:
BF3 + HF ↔ HBF4
Галогениды
обобщенное название бромидов, иодидов, фторидов и хлоридов, т.е. соединения галогенов с другими элементами (металлами и неметаллами), в которых атомы галогена имеют бОльшую электроотрицательность, чем другие элементы:
HF, KBr, AgF2, AlCl3, Bi6Cl7, Hg2Cl2, IF7, IrF6, PCl5, PFAlCl3, TaCl5, TiCl4, TiI4 и др.
Галогениды могут иметь как молекулярное (BF3, CBr4, NCl3, SiCl4), так и немолекулярное строение
(BaF2, CaBr2, MgI2, KCl). Примеры реакций с их участием:
4AgF2 + 2H2O = 4AgF + 4HF + O2↑
(при гидролизе)
3CCl4 + 4AlBr3 = 3CBr4 + 4AlCl
2Co + 6ClF = 2CoF3 + 3Cl2
Ir + IrF6 = 2IrF3 (при нагревании)
|
IF7 + 6H2O = 7HF + H5IO6 {≡ IO(OH)5}
2MnF2 + XeF2 = 2MnF3 + Xe (при 250 oC)
2NiF4 = 2NiF3 + F2↑ (при -60 oС)
2TiCl3 + 2Zn + 2HCl = TiCl2 + ZnCl2 + H2↑
OsO4 + 8HCl(конц.) = OsCl4 + 4H2O + 2Cl2↑
|
Аналогично протекают реакции взаимодействия Nb, Re, Ta с их хлоридами:
16Ta + 14TaCl5 = 5Ta6Cl14
По агрегатному состоянию галогениды (особенно неметаллов) могут быть:
- газами (PF3, PF5, SiF4 и др.)
- жидкими веществами (BCl3, PCl3, SiCl4 и др.)
- твердыми веществами (BI3, PCl5 и др.)
Ряд галогенидов могут окисляться, превращаясь в оксогалогениды:
PtF6 + O2 = [O2]+[PtF6]-
Галогениды легко гидролизуются:
PCl3 + 3H2O = H2(PHO3) + 3HCl
TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl
Примечания:
1. Галогениды смешанные - соединения типа CF2Cl2, POF2Cl, SnBr3Cl, WBr3CI3 и множество других (здесь подробно не рассматриваются)
2. Гетерогалогениды - соединения, содержащие кроме атомов металла атомы разных галогенов (например: AgClBr, KICl)
3. Известны вещества со свойствами, похожими на свойства молекул галогенов {(CN)2, (SCN)2, (SeCN)2, ClCN, SCSN3, (OCN)2 и др.}. Пример реакции взаимодействия:
(CN)2 + 2KOH = KCN + KOCN + H2O
Гетероперсоединения
соединения, состоящие из атомов различных окислительных элементов (нитроксиды - N-O-, селенсульфиды - Se-S-, тиооксиды S-O- и др.). Примеры соединений: гидросоль (NaOOH), соль нитроксида K3(NO), кислотообразователи {S(OO)O2}, а также селоиды
Гидраты (иногда называют гидроокисями)
продукты присоединения воды к неорганическим и органическим веществам (в которых молекула воды присутствует в виде отдельной структурной единицы):
HfO2*2H2O {=Hf(OH)4}
Ir(OH)4 {=IrO2*2H2O}
Mo(OH)3 {=Mo2O3*3H2O}
Rh2O3*7H2O {или Rh(OH)3*2H2O} и др.
Примеры реакций получения:
CuSO4 + 5H2O = CuSO4*5H2O + Q (медный купорос)
Na2SO4 + 10H2O = Na2SO4*10H2O + Q (глауберова соль)
IrF6 + 5H2O = Ir(OH)4 + 6HF + 1/2O2
Гидриды
ионные соединения водорода с металлами или с имеющими меньшую электроотрицательность, чем водород, неметаллами. В гидридах водород имеет отрицательную степень окисления (например, K+H-),
а в летучих водородных соединениях - положительную (например, H+Cl-). Все гидриды имеют высокую реакционную способность (восстановительные свойства). Большинство гидридов высокотоксичны. Они могут быть молекулярными (типа CH4, H2S, H3N, PH3 и др.) или немолекулярными (KH). Солеобразные гидриды могут быть твердыми(СаН2, LiH и др.) или газообразными(ковалентные: SiH4, ВгН2). Соединения водорода с азотом, галогенами, кислородом, серой и углеродом гидридами не являются. Гидриды могут быть получены также в реакции электрохимического восстановления. В зависимости от состава и от характера связи водорода различают:
■ простые (или бинарные) гидриды - известны для всех элементов (кроме благородных газов
и подгруппы платиновых элементов): Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl. В зависимости от природы связи они подразделяются (эта классификация достаточно условна, так как между различными типами гидридов
нет резких границ) на:
o ионные (оснОвные, солеобразные) гидриды - гидриды щелочных и щелочноземельных элементов (CaH2, CsH, LiH, NaH и др.), кроме Mg (который по свойствам и природе химической связи
занимает промежуточное положение между ковалентными и ионными гидридами). Их используют, например, для получения металлов из их оксидов, удаления окалины с поверхностей металлов. Ионные гидриды обычно вступают в реакции как оснОвные соединения. Такие гидриды реагируют с молекулярным кислородом и водой типа:
ЭH + H2O → ЭOH + H2↑
Li[AlH4] + 4H2O = Al(OH)3 + LiOH + 4H2↑ (гидрид - сильнейший окислитель)
взаимодействуют с молекулярным азотом:
3СаH2 +
N2 → Ca3N2 + ЗH2↑
или могут быть окислены очень слабым окислителем (например, диоксидом углерода):
KH + CO2 = K(HCOO) {= K(HCO2)} (формиат калия)
Примеры реакций получения и взаимодействия гидридов:
CaH2 + H2O = Ca(OH)2 + H2↑
CaH2 + O2 = Ca(OH)2 (на воздухе)
2K + H2 → 2K+1H-1
Li3N + 3H2 = 3LiH + NH3
o ковалентные (кислотные) гидриды. К ним относят гидриды элементов IV...VII групп Периодической системы (BH3, GeH2, GeH4, Ge2H6, Ge3H8, PH3, SiH4) и др. (хотя гидрид ВН3 не получен в чистом виде, косвенным путем доказано его существование в качестве промежуточного продукта). Ковалентные гидриды состоят из молекул или имеют полимерное строение. Гидриды неметаллов (СH4, НСl, H2S, NH3
и др.) имеют молекулярное строение(например, бораны: B2H6, B4H10 и др.). Полимерное строение имеют гидриды Be, Mg, Zn и некоторых других металлов, например, меди(CuH); атомы металла объединяются в цепочки и слои мостиками из гидрид-ионов, образуя трехцентровые двухэлектронные связи с атомами металла. Обычно ковалентные гидриды вступают в реакции как кислотные соединения; все они растворяются в неполярных или малополярных органических растворителях. Гидриды ВеH2 и АlH3 электронодефицитны (образование молекул или кристаллов происходит с участием двухэлектронных трехцентровых мостиковых (Э - Н - Э) и многоцентровых связей. Ковалентные гидриды при взаимодействии с донорами электронов (типа NR3, PR3 и др.) образуют аддукты. Примеры реакций получения и взаимодействия гидридов: 4CuSO4 + 3H3PO2 + 6H2O = 4CuH + 3H3PO4 + 4H2SO4 (полимерного строения)
3LiAlH4 + 2Si2Cl6 = 3AlCl3 + 3LiCl + 2Si2H6
Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4
(SiH2)2 + H2O = H2SiO + SiH4
Si2H6 + 4H2O = 2SiO2 + 7H2↑
SiCl4 + 4H2 = SiH4 + 4HCl
o металлоподобные (амфотерные, металлические) гидриды, напоминающие металлы по механическим, магнитным и электрическим свойствам. К ним относят гидриды переходных металлов и редкоземельных элементов, бОльшая часть гидридов лантаноидов и актиноидов и др. Практически металлоподобные гидриды можно рассматривать как химические соединения бертоллидов. Это нестехиометрические соединения, имеющие чрезвычайно прочную химическую связь, что объясняется сильным перекрыванием гидрид-иона (его размер значительно превосходит размер нейтрального атома водорода) с s- и d-орбиталями атома металла. Формально они могут рассматриваться как раствор водорода в металле: адсорбированная на поверхности металла молекула водорода диссоциирует на атомы, в результате диффузии образуется раствор водорода в металле. Кроме палладия, взаимодействие водорода с переходными металлами всегда сопровождается перестройкой кристаллической решетки. Особые свойства гидридов Mn,Fe,Co,Ni обусловлены содержанием в гидриде менее одного атома водорода на атом металла. Пример реакции получения:
3LiAlH4 + AlCl3 = 4AlH3 + 3LiCl
■ сложные - соединения бинарных гидридов между собой или с различными лигандами комплексов, а также смешанные гидриды (замещенные производные гидридов, у которых заместителем водорода выступает металл, радикал или другие частицы). В эту группу можно также отнести полимерные гидриды. Сложные гидриды,- в свою очередь,- могут быть:
- смешанными или молекулярными (замещенные производные простых и сложных гидридов, где заместителем водорода выступает металл, карбонильная группа и др.), например: N(SiH3)3, O(SiH3)2
- комплексными (в состав которых входят комплексные гидрид-ионы), например: [Co(NH3)6](BH4)2, In[AlH4]3 и др.
- интерметаллическими и двойными гидридами металлов, например: KBH4, LaNi5H6 и др.
Примеры реакций получения:
InCl3 + 3Li[AlH4] = In[AlH4]3 + 3LiCl
4LiH + GaCl3 = LiGaH4 +3LiCl
2Na + B2O3 + 7H2 = 2Na[BH4] + 3H2O (250-300 oC)
TiFe + H2 ↔ TiFeH2
Примечание.
В ряде случаев гидриды делят на
- граничные (гидриды Ag, Au, Cd, Cu, Hg, In, Tl, Zn)
- ковалентные (гидриды Al, At, B, Bi, Br, C, Cl, F, Ga, Ge, I, N, P, Pb, Po, S, Sb, Se, Si, Sn, Te)
- солеобразные (гидриды Ba, Ca, Cs, Fr, K, Li, Na, Ra, Rb, Sr)
- гидриды переходных металлов
Ионные и ковалентные гидриды являются сильными восстановителями:
KH + HCl = KCl + H2↑
SiH4 + 2AgCl = SiH3Cl + HCl + 2Ag
SiH4 + 4H2O = H4SiO4 + 4H2↑
Основные соединения азота с отрицательными степенями окисления:
- аммиак NH3 (-3); пример реакции окисления: 4NH3 + 3O2 = 6H2O + 2N2↑
- гидразин N2H4 (-2)
- гидроксиламин NH2OH (-1)
- азотоводородная кислота HN3 (-1/3)
Несвязывающие электронные пары, присутствующие в этих соединениях, достаточно прочно удерживают протон, поэтому при растворении в воде они образуют щелочную среду. Гидразин и гидроксиламин проявляют сравнительно сильные окислительные свойства не только в кислой, но и в щелочной среде. Гидразин является более сильным восстановителем, чем аммиак. Примеры реакций
с его участием:
N2H4 → 2H2 + N2↑
3N2H4 → 4NH3 + N2↑
2NH3 + NaOCl → N2H4 + NaCl + H2O
N2H4 + 2H2O2 = 4H2O + N2↑
4KMnO4(окисл.) + 5N2H4(восст.) + 6H2SO4 → 2K2SO4 + 4MnSO4 + 16H2O + 5N2↑
Гидроксиламин может проявлять восстановительные или окислительные свойства:
4NH2OH + O2 = 6H2O + 2N2↑
10NH2OH + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5N2↑ + 2MnSO4 + K2SO4 + 18H2O
NH2OH + Fe(OH)2 + H2O = Fe(OH)3 + NH3
NH2OH + H2S = S + NH3 + H2O
а также разлагаться, образуя нитрозил_гидрид (нитроксил):
2NН2OН = NH3 + Н2O + NОН
и взаимодействовать с кислотой, образуя соль:
NH2OH(разб.) + HNO3(разб.) = (NH3OH)NO3 (=нитрат гидроксиламина)
Примеры реакций с участием HN3:
HN3 + H2O = N2 + NH2OH (очень медленно)
4HN3 + 2F2 = 3FN3+ N2 + NH4F (=фторазид)
Примечания:
1. Некоторые гидриды (например, SiH4) могут быть получены только в жидкой среде:
Mg2Si + 2H2SO4 в воде→ SiH4 + 2MgSO4
Mg2Si + 4NH4Br в жидком NH3→ SiH4 + 2MgBr2 + 4NH3
2. Процесс растворения водорода в металле (образование гидридов) обычно эндотермический. Больше всего водород растворяется в палладии, образуя соединение состава PdH0.39 {катодная Pd-проволока при электролизе поглотила 965 объемов молекул водорода, удлинившись всего на 9.83 %},
а гидрид ванадия VH2 содержат до (0.15-0.20)г/см3 водорода
3. Реакция окисления силана SiH4 галогенами протекает со взрывом:
SiH4 + Cl2 = SiH3Cl + HCl
а при соединении с кислородом он загорается без внешнего поджига:
SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
4. Гидролиз гидридов протекает по окислительно-восстановительному механизму (образуются кислоты, соли или щелочи) и сопровождается выделением водорода:
SiH4(кислотный) + 3H2O → H2SiO3 + 4H2↑ (= кислота)
KH(оснОвный) + H2O → KOH + H2↑ (= щелочь)
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2↑
SiH4 + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 4H2↑ (= соль; в щелочной среде)
5. В зависимости от второго реагента реакции и условий ее протекания один и тот же гидрид может проявлять разные свойства, например:
AlH3(кислотные; акцептор электронных пар) + KH = K[AlH4]
AlH3(основные; донор электронных пар) + 3BH3 = Al(BH4)3 (смешанный гидрид)
6. В ряде случаев гидриды классифицируют на ионные, ковалентные и гидриды элементов побочных подгрупп
Гидриды летучие
гидриды гелия и элементов главных подгрупп IV...VII групп: метан, бораны
(В5H9) и др. Пример реакции получения борана:
Mg3B2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)
2 + B2H6
Гидриды полимерные
гидриды Al, Be, Mg и другие, имеющие в твердом состоянии полимерное строение
Гидросоединения
соединения, в состав которых входят группы из ковалентно связанных атомов окислительного элемента
и водорода. К ним относят гидроксиды, гидросульфиды, гидронитриды (амиды и имиды), и др.: гидросоли типа KSH, кислотообразователи (типа амид-ди_оксида фосфора PO2(NH2), металлоподобные и кислотообразующие соли (типа ди_имида титана Ti(NH)2 и Ti(NH2)4)
Гидросульфаты (или бисульфаты)
кислые соли серной кислоты H2SO4 (например, NaHSO4)
Гидросульфиды (или бисульфиды)
кислые соли сероводородной кислоты H2S (например, Ba(HS)2, NaHS):
2Rb + 2H2S(насыщ.) = 2RbHS↓ + H2↑
Гидросульфиты (или бисульфиты)
кислые соли сернистой кислоты H2SO3 (например, KHSO3)
Графитиды
продукты внедрения различных молекул и ионов между слоями графита. Образуемые вещества могут
как сохранять электропроводность, так и становиться диэлектриками
ДимЕр - химическое соединение, состоящее из двух одинаковых молекул
Дальтониды
вещества постоянного качественного и количественного состава, который не зависит от способа получения вещества. К ним относят вещества, для которых действительны стехиометрические законы химии: молекулярные соединения, соединения с ковалентной связью, молекулярные и жидкие вещества. Состав дальтонидов выражается простыми химическими формулами с целочисленными индексами, например, серная кислота (H2SO4)
'Жесткие' и 'мягкие' кислоты и основания (Пирсон Р. Дж., по http://www.edudic.ru/hie/244/) -
особая группа химических элементов и соединений:
'жесткие' кислоты - акцепторы электронов с низкой поляризуемостью, высокой электро-отрицательностью; они трудно восстанавливаются, их незаполненные граничные орбитали имеют
низкую энергию; самая 'жесткая' кислота - протон
'мягкие' кислоты - акцепторы электронов с высокой поляризуемостью, низкой электро-отрицательностью; они легко восстанавливаются, их свободные граничные орбитали имеют высокую энергию; самая 'мягкая' кислота - (CH3Hg+)
'жесткие' основания - доноры электронов с низкой поляризуемостью, высокой электро-отрицательностью; они трудно окисляются, их занятые граничные орбитали имеют низкую энергию; наиболее 'жесткие' основания - (F) и (ОН-)
'мягкие' основания - доноры электронов с высокой поляризуемостью, низкой электро-
отрицательностью; они легко окисляются, их занятые граничные орбитали имеют высокую энергию; наиболее 'мягкие' основания - (I-) и (Н-)
Примечания:
1. 'Промежуточные' кислоты - [CO2+, B(CH3)3 и др.], 'промежуточные' основания - [NO2, SO3 и др.]
2. По электронной теории 'жесткие' кислоты и основания представлят собой слабополяризованные частицы, а 'мягкие' кислоты и основания - хорошо поляризуемые частицы, причем сильнее взаимодействуют однотипные частицы ('жестких' кислот с 'жесткими' основаниями и 'мягких' кислот с 'мягкими' основаниями)
3. Понятия 'жесткие и мягкие кислоты и основания' неравнозначны понятиям 'сильные и слабые кислоты и основания' (это два независимых свойства кислот и оснований)
4. Более подробно - см. WWW.bsu.by/Cache/pdf/368393.pdf
Известь гашеная
оснОвный гидроксид формулы Ca(OH)2 ионного строения Ca2+(OH-)
Известь негашеная
оснОвный оксид ионного строения (Ca2+O2-). Хорошо поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. При взаимодействии с водой (гашение извести) образует щелочной раствор с высоким выделением тепла (экзотермическая реакция)
Изоперсоединения
соединения, содержащие группы из одинаковых атомов (пероксиды, тиосульфиды, пернитриды
и др.). Примеры реакций получения и взаимодействия:
Na2S(разб.) + Na2SO3(разб.) + I2 = 2NaI + Na2SO3S
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6
4SO2 + 2H2S + 6NaOH = 3Na2S2O3 + H2O
Интеркалаты (слоистые соединения)
соединения, образуемые ионами, атомами элементов (фтора, щелочных металлов) или другими небольшими молекулами (FeCl3, ICl и др.), внедренными между плоскостями из атомов графита (расположенных на большом расстоянии друг от друга и имеющих низкую энергию связи между плоскостями). Примеры соединений: C8K, C6Li и др.
Интерметаллиды (интерметаллические соединения, металлиды, межметаллы, соединения металлообразные)
химические соединения на основе металлической связи между металлами (Ag, Au, Cu, Li, Na), металлами переходных групп (Co, Fe, Mn, Ni, Pd, Pt, Re и др.) и простыми металлами валентности от 2 до 5 (Al, Be, Cd, Mg, Si, Sn, Zn и др.): AuBe5, Au2Cu3, CaCu5, Pt3Sn и многие другие (символы элементов в интерметаллидах указываются в порядке возрастания электроотрицательности). В отличие от 'обычных' химических соединений 'интерметаллические' не подчиняются законам постоянства состава и простых кратных отношений (т.е. они имеют ярко выраженную индивидуальность свойств). Они обладают высокой твердостью и химической стойкостью и состоят из сплавов двух или большего количества металлов. Некоторые соединения не разлагаются влагой: Al2Cu, Al3Mg2, Cu2Mg, MgZn2.
В противоположность твердым растворам интерметаллиды имеют кристаллическую структуру
со строго определенным положением атомов, отличную от структур исходных металлов. Два металла могут образовывать между собой не одно, а несколько соединений:
NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na4Sn, Na4Sn3 и др.
Они имеют фиксированное соотношение между компонентами. Их свойства резко отличаются
от свойств составных элементов. Например, при температуре плавления галлия всего (29 RC)
и натрия - (98 RС) галлид натрия Na5Ga8 плавится только при температуре
(556 RС). У металлидов все валентные электроны обобществлены, образуя 'электронный газ'
как в металлах, поэтому они хорошо проводят электрический ток. Такие соединения могут существовать только в определенных пределах состава и температуры. Интерметаллиды делятся на:
■ валентные - обычно образуют металлы с заметно отличающимися электроотрицательностями {формула вещества отвечает обычным валентностям элементов (AuNa, Na2Sn, Na4Sn, Mg3Sb2 и др.}. Связь в таких соединениях - ионная, ионно-металлическая, ковалентно-металлическая или ковалентная полярная. При электролизе расплавов валентных интерметаллидов на аноде осаждается более электроотрицательный металл
■ электронные - химические соединения, в которых элементы не проявляют своих характерных степеней окисления. Их состав определяется только формальной электронной концентрацией.
Примеры электронных соединений:
AgCd, Ag5Cd8, Al4Au9, AlCo, AlCu3, AlFe, AlZn, Au3Sn, Cd3Cu, CuBe, Cu5Sn, FeZn7, Ni3Sn и многие другие.
Все электронные интерметаллиды могут быть отнесены к одному из трех типов (каждому из них характерна собственная кристаллическая решетка и значение формальной электронной концентрации - ФЭК) - см. http://chemistry.ru/textbook/chapter8/section/paragraph2/subparagraph6.html:
- первый - (ФЭК = 3/2) {например, для AgMg с числом валентных электронов (1+2=3)
и числом атомов в формуле (1+1=2)} с кубической объемноцентрированной структурой
- второй - (ФЭК = 21/13) {например, для Cu9Al4 с числом валентных электронов (9+12=21)
и числом атомов в формуле (4+9=13)} с кубической особой структурой
- третий - (ФЭК = 7/4 {например, для Ag5Al3 с числом валентных электронов (5+9=14)
и числом атомов в формуле (5+3=8)} с гексагональной структурой
Они могут образовываться, например, при взаимодействии металла с солью или при растворении металлов в среде жидкого аммиака:
4Na + 9Pb = Na4Pb9
3Na + 7Sb = Na3Sb7
9Na + 4Zn(CN)2 = NaZn4 + 8NaCN
10Na + 4Zn(CN)2 = 2NaZn + 8NaCN
не растворяются в воде, но могут вступать в реакции обмена:
2Ca(NO3)2 + K4Pb = Ca2Pb + 4KNO3
■ квазикристаллические
Примечание.
Некоторые интерметаллиды обладают специфическими магнитными свойствами (AlCu2Mn, Co5Sm, Fe3Ni), а другие (CeMg12, LaNi5) используются в качестве аккумуляторов водорода
Карбиды
соединения металлов и неметаллов с углеродом:
- ионные {или соле(образные/подобные)}: Al4C3, Be2C, CaC2, Ca2C, K2C2 и др.
получение:
Be2C + 4HCl = 2BeCl2 + CH4↑
3C + CaO = CaC2 + CO
SiO2 + 5C(кокс) + CaO = Si + CaC2 + 3CO (800 oC)
- ковалентные (образованные близкими по электроотрицательности элементами:
B4C, SiC и др.): Si + C(графит) = SiC (1200 oC)
- металлоподобные (внедрения, интерметаллические, ионно-ковалентные) обычно переменного состава, в которых атомы углерода занимают свободнон пространство в кристаллических решетках переходных металлов (Co2C, Fe3C, Ni3C, W2C и др.):
18Fe + C6H6 = 6Fe3C + 3H2 (700 oC)
Существуют карбиды, образованные органическими соединениями. Карбид гафния-тантала (Ta4HfC5) - наиболее тугоплавкое вещество (4215 оС)
Примечания:
1. Ацетилениды - ионные карбиды, являющиеся производными ацетилена (например, Ag2C2, Al(C2)3, Li2C2, ZnC2 и др.). В воде или разбавленных кислотах они разлагаются с образованием ацетилена. Примеры реакций с их использованием:
2K + 2C2H2 → 2KHC2 + H2↑ (= ацетилид калия; при -40 оС)
CaC2 + 2H2O = Са(ОН)2 + C2H2↑
2. Метаниды - ионные карбиды, являющиеся производными метана (например, Аl4С3, Ве2С и др.).
В воде или разбавленных кислотах они разлагаются с образованием метана. Пример реакции разложения водой:
Аl4С3 + 12Н2О = 4Аl(ОН)3 + 3СН4↑
Карбонил
токсичное [жидкое / кристаллическое], летучее и сильно реакционное соединение тяжелого металла с газом (его формула не вписывается ни в какие представления о валентности; например, молекула никеля NiC4O4 {=Ni[(CO)4]} нуль-валентна: имеет 18-электронную оболочку, как у благородного газа).
В зависимости от числа атомов металла в молекуле карбонилы могут быть 'одно-' и 'многоядерными' (содержащими более одного атома металла в молекуле). Карбонилы диамагнитны и при нагревании выше определенной температуры разлагаются на оксид CO и металл в мелкодисперсном состоянии. Известны карбонилы всех d-металлов (кроме Hf, Nb, Pd, Pt, Ta, Ti, Zr), в частности:
Co2(CO)8, Cr(CO)6, Fe(CO)5, Fe3(CO)12, Mn(CO)5, Os3(CO)12, Ru(CO)5,
SCO, SeCO, Ti(CO)7, V(CO)6 и др., в частности, по группам:
- замещенные карбонилы {типа Cu(CO)Cl(En)}
- карбонил_галогениды {COBr2, [Rh(CO)2Br] и др.}
- карбонил_гидриды {H2Fe(CO)4 и др.}
- карбонил_металлаты: Na2[Mo(CO)5]
- смешанные карбонилы {[Fe(CO)4]Co, [Co(CO)4]2Zn}, COClBr, CdFe(CO)4, CuCOBr и др.
Карбонилы, в свою очередь, могут образовывать производные Cl/Br/I-соединения:
[Re(CO)5] → [Re(CO)5Cl].
Примеры реакций получения и взаимодействия:
3CO + 3COBr2 + 6Cu → 6CuCOBr
12CO + 4Cu + Ni3S2 → 2Cu2S + 3Ni(CO)4
3COCl2 + Al2Se3 → 3SeCO + 2AlCl3
COCl2 + CdTe → TeCO + CdCl2
|
2CoI2 + 8CO + 4Cu = Co2(CO)8 + 4CuI
H2Fe(CO)4 + CO → Fe(CO)5 + H2↑
NaHFe(CO)4 + HCl → H2[Fe(CO)4] + NaCl
Ni + 4CO = Ni(CO)4
|
Карбонил разлагается под воздействием кислорода:
4Ni(CO)4 + 9O2 = 2Ni2O + 16CO2↑
Примечание.
Никель и другие металлы могут также образовывать соединения с группами C5F5, CN-, PF3, PH3 и др.
Кислоты / основания (вторичные / первичные)
По протонной теории различают первичные
и вторичные кислоты и основания, а реакцией
нейтрализации считается образование коорди-
национной ковалентной связи между первичными
кислотой и основанием (в ряде случаев она
протекает без энергии активации).
Характерными признаками первичных кислот
и оснований считаются:
- мгновенная реакция между ними
- вытеснение более слабых кислот
и оснований из соединений
- изменение окраски индикаторов
- катализация реакций
- отсутствие энергии активации для
химического взаимодействия
Вторичные кислоты и основания требуют
энегии активации для взаимодействия друг
с другом или с первичными кислотами и
основаниями, а их взаимодействие протекает
с измеримой скоростью
Комплексы / координационные соединения
соединения высшего порядка, в которых структурная валентность центрального атома превышает его стехиометрическую валентность
Комплекс молекулярный
объединение (ассоциат) из двух или большего числа молекул, в котором каждая из них в значительной степени сохраняет свою физическую и химическую индивидуальность
Концентрация электронная формальная (ФЭК)
отношение числа валентных электронов к числу взаимодействующих атомов в формуле соединения. Состав электронных интерметаллидов на основе типичных металлов определяется значением ФЭК. Например, формальная электронная концентрация для AgMg с числом валентных электронов (1+2=3)
и числом атомов в формуле (1+1=2) равна (3/2). Дополнительно - см. Интерметаллиды
Межметаллоиды
соединения промежуточных элементов (в том числе водорода) друг с другом (гидриды и карбиды бора, силаны, германы, фосфиды кремния и др.)
Металломеры
соединения 'смешанной валентности' или соединения, в молекулах которых содержится два или более атомов металла {например, берлинская лазурь KFe[Fe(CN)]6, интенсивная окраска которой обусловлена переносом электрона между двумя центрами с различными степенями окисления}
Натрия карбонат
натриевая соль угольной кислоты - Na2CO3 (техническая сода)
Нашатырь (хлорид аммония NH4Cl)
бескислородная соль (белое летучее вещество, термически неустойчиво). Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и его гидроксид, вступает в реакцию конмутации с нитратами, при растворении в воде поглощает много тепла, гидролизуется по катиону. Качественная реакция на ион NH4+ - выделение NH3 при кипячении нашатыря с щелочами или при нагревании с гашеной известью. Пример реакции получения соединения:
3SiCl4 + 16NH3 = Si3N4 + 12NH4Cl
Нестехиометрия
отклонение количественных соотношений между компонентами химических соединений от соотношений, определяемых правилами стехиометрии
Нитриды
соединения азота с менее электроотрицательными элементами (например, металлами: Ca3N2, Na3N, Zn3N2 и др., а также рядом неметаллов (молекулярные): Cl3N, BN, NH3, P3N5, Si3N4 и др.). Нитриды можно классифицировать на:
- ионные (солеобразные или нитриды металлов){Cu3N, Li3N, Mg2N3, Zn3N2 и др., полностью гидролизующиеся водой}
- ковалентные (нитриды неметаллов) {AlN, GaN и др.}
- ковалентные алмазоподобные {Ge3N4, Si3N4 и др.}
- металлоподобные (нитриды переходных металлов){CrN, Cr2N, Fe4N, TiN и др. инертные, тугоплавкие}
Некоторые из них (в частности, нитриды кальция и магния), получаются путем непосредственного соединения азота с металлами при высокой температуре или взаимодействием металла с аммиаком:
3Mg + N2 = Mg3N2
2NH3 + 3Mg = Mg3N2 + 3H2↑
а другие образуются по различным реакциям, например:
4NH3 + 3SiS2 = Si3N4 + 6H2↑ + 6S↓ (при нагревании свыше 1200 oC)
Многие нитриды полностью гидролизуются водой:
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3↑
Нитриды металлов обычно тугоплавкие и устойчивые при высоких температурах (например, эльбор), придают изделиям твердость и коррозионную стойкость. Широко применяются в космической технике, машиностроении, медицине, энергетике
Нитраты
соли азотной кислоты HNO3 или оксида азота(V) N2O5 (например, NaNO3 - чилийская селитра), бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. В зависимости от входящего
в их состав катиона металла, они ведут себя по-разному при нагревании. Чилийская селитра используется как сырье для производства азотной кислоты по реакции:
2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3
Нитраты термически неустойчивы, разлагаются при нагревании, выделяя кислород и превращаясь в нитриты:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
2Cu(NO3)2 to→ 2CuO + 4NO2 + O2↑
Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония - это селитры.
Нитриты
соли азотистой кислоты HNO2 (например, нитрит натрия NaNO2). Термически они менее устойчивы, чем нитраты. Нитриты образуют двойные соли, например, AgCsNO2 (=AgNO2*CsNO2), BaNi(NO2)2 и др. Их широко применяют в производстве красителей и в медицине. Нитриты являются ядами для гемоглобина крови человека
Нитроза
растворы оксидов азота (NO2 и N2O3) в водных растворах серной кислоты, в результате чего
в экзотермических реакциях образуются разные кислоты:
- нитрозил_серная: 2H2SO4 + N2O3 = 2HNSO5 {=(NO)HSO4 = HNO5S} + H2O + Q
- нитрозил_серная и азотная: H2SO4 + 2NO2 = HNSO5 + HNO3 + Q
Примечание.
В нитрозе, содержащей менее 73% H2SO4, азотистая кислота HNO2, образующаяся при гидролизе HNSO5:
HNSO5 + H2O ↔ H2SO4 + HNO2
распадается по уравнению реакции:
3HNO2 → HNO3 + H2O + 2NO↑
2HNO2 = NO + NO2 + H2O
Озон
аллотропная форма кислорода формулы О3 (молекула имеет симметричную форму, но атомы кислорода в ней неравноценны: один из них 4-валентен, поэтому молекулу можно рассматривать как оксид кислорода OO2). Озон и пероксид (H2O2) представляют собой ложно-равновесные системы, обладающие минимальными запасами внутренней энергии. Озон разлагается в две ступени:
2O3 → 2O2 + 2O → 3O2
В газовом состоянии озон диамагнитен, в жидком - слабо парамагнитен. В лабораторных условиях его обычно получают по реакции
3BaO2 + 3H2SO4 → 3BaSO4 + 3H2O + O3↑
Озон сильный окислитель, поэтому реагирует почти со всеми видами соединений:
O3 + H2O → H2O2 + O2↑ (с водой, при УФ-излучении)
O3 + RbO2 = RbO3 + O2↑ (с оксидом металла)
O3 + NO → NO2↑ + O2↑ (с оксидом неметалла)
O3 + H2O2 = H2O + 2O2↑ (с пероксидом)
O3 + Рb(ОН)2 = РbО(ОН)2 + O2↑ (с основанием)
4O3 + 4RbOH= 4RbO3 +2H2O + O2↑ (со щелочью)
4O3 + 3H2S → 3H2SO4 (с бескислородной кислотой)
4O3 + PbS → PbSO4 + 4O2↑ (с бескислородной солью)
O3 + KBrO3 = KBrO4 + O2↑ (с кислородсодержащей солью)
O3 + K3AsO3 = K3AsO4 + O2↑ (со средней солью)
2O3 + 2Ag=(AgIAgIII)O2 +2O2↑ (с металлом)
O3 + Br2 = Br2O3 (с неметаллом, в растворе CFCl3)
4O3 + 3Br2 = 6BrO2 (с неметаллом)
5O3 + I2 + Н2O = 2НIO3 + 5О2↑
9O3 + 2I2 = I(IO3)3 + 9O2↑
4O3 + 2NH3 = NH4NO3 +H2O+ 4O2↑ (с аммиаком)
O3 + H2SO4+3KI=I2+K2SO4+H2O+O2↑ (в ОВР реакции)
O3 + Li+4NH3(ж.)=[Li(NH3)4]O3 (образование комплекса)
Озониды (триоксиды)
высшие оксиды металлов - разновидность пероксидных неорганических соединений (КO3, NH4O3, NaO3, RbO3, CsO3, а также озониды Ba, Ca и Sr). Они характеризуются наличием озонидного иона (O3-) в кристаллической решетке. При растворении озониды мгновенно гидролизуются с образованием кислорода, перекиси водорода и обычных гидроксидов и оксидов. Все озониды окрашены в различные оттенки красного цвета и являются очень сильными окислителями. Примеры реакций с участием озонидов:
3Ca(в растворе)+10NH3 +6O3 → Ca(NH3)6 +Ca(OH)2 +
+ Ca(NO3)2 + 2NH4O3 + H2↑ + 2O2↑
(= озонид аммония, 3 соли!!!)
Cs2O2 + O3 = CsO2 + CsO3 (в жидком CCl2F2)
2KOH + 5O3 → 2KO3 + H2O + 5O2↑
4KOH + 4O3 → 4KO3 + 2H2O + O2↑
(вода связывается избыточным КОН)
KO2 + O3 = KO3 + O2↑
2KO3 → 2KO2 + O2↑ + 192 кДж/моль
|
KO3 + H2O = KOH + *OH + O2↑
(гидролиз озонида с образованием радикала)
2KO3 +4HCl(гор., разб.)= 2KCl+2H2O+Cl2↑ + 2O2↑
4KO3 + 2H2O = 4KOH + 5O2↑
NH3(ж.) + RbO3 = NH4O3 + RbNH2
{=озонид аммония; при (-50 оС)}
6NH3 + 3H2O2 +4O3= 6NH4O3 (=озонид аммония)
4RbOH + 4O3 = 4RbO3 + 2H2O + O2↑
6XeF4 + 12H2O = 24HF + 4Xe + 2XeO3 + 3O2↑
XeF6 + 3H2O = 6HF + XeO3
|
Оксид углерода (угарный газ, окись углерода, монооксид углерода) - бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха состава CO (:С-≡О:+): атомы у него соединены 3-ковалентной поляризованной связью
Оксоний
катион (Н3О+), образующийся в водных растворах кислот при взаимодействии катиона водорода с водой:
Н+ + Н2О = Н3О+
Олеум (дымящая серная кислота)
оксид серы SO3, растворенный в концентрированной серной кислоте, формулы H2SO4*nSO3. Концентрация SO3 в олеуме может достигать 65 %. При избытке ангидрида образуется пиросерная кислота, разлагающаяся при разбавлении водой:
{H2SO4 + SO3 = H2S2O7 (в кристал. состоянии)} → {H2S2O7 + H2O = 2H2SO4 (при разбавлении олеума)}
Оляция:
- процесс образования мостиковых групп OH в химических соединениях
- процесс образования оловых соединений из аква- или гидроксокомплексов
Пергидроль - 30%-ный водный раствор пероксида водорода H2O2 (=H-O-O-H)
ПЕРОКСИДЫ (перекиси, гипер-, надпер-/супер- оксиды и см. Гидропероксиды)
содержат соединенные между собой атомы кислорода (пероксидную группу '-O-O-'), которые легко выделяются. Для органических веществ принято использовать термин 'перекись'. Кислород пероксидных соединений иногда называют активным кислородом. В зависимости от структуры различают собственно пероксиды,надпероксиды (в случае неполного насыщения одной из двух связей кислорода группы '-O-O-') и озониды. К пероксидным соединениям
относят также некоторые координационные соединения. У пероксидов (например, H2O2) связь между атомами кислорода в группе (-О-О-) почти в три раза слабее связи O-H, поэтому полярность и электрический момент диполя молекул H2O2 больше, чем у воды. Пероксиды термически очень устойчивы. Пероксиды содержат ионы O2-, O22- или O2+, поэтому они являются сильными окислителями. Некоторые примеры пероксидов {HO2, KO2, Ba(O2)2, CrO5 = CrO(O2)2 и другие; для сравнения: NaO2 - надпероксид, Na2O2 - пероксид, Na2O - оксид}:
(FCO)2O2 + 2KI → I2 + 2KF + 2CO2↑ (дипероксид)
(FCO)2O2 + CO → F2CO + 2CO2↑
2H2O2 + KOH + CO = KHCO4 + 2H2O (=пер_оксо_моно_карбонат)
Пероксиды металлов могут образовывать соединения, содержащие кристаллизационные воду (Na2O2*8Н2О) или пероксид (Na2O2*4Н2О2).
Как и сам пероксид H2O2, его соли также обладают окислительно-восстановительными свойствами:
5Na2O2 + 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 10NaCl + 8H2O + 5O2↑ (= 3 соли !!!)
Пероксидные (дикислородные) соединения (совместно с оксидами) могут быть классифицированы
по-разному, в частности:
- по виду связи атомов в соединениях:
■ ионные, которые могут существовать в трех ионных формах:
* пероксиды и персоединения {соединения с пероксогруппой '-О-О-', т.е. с ионом (O22-), например,
Na2O2 (со структурной формулой Na-O-O-Na) и гидропероксиды (с ионом НO2-): BaO2, NH4OOH и др.
* супероксиды (гипероксиды, надпероксиды) с ионом (O2-): NaO2, KO2, Са
(O2)2 и др.
* ди_окси_генильные соединения (с ионом О2+): O2BF4,
O2PtF6 и др.
Примечания:
1. Среди ионных пероксидных соединений только пероксиды диамагнитны и не окрашены
(их окраска может не быть связанной с пероксидной группой); все остальные соединения парамагнитны
и, как правило, ярко окрашены
2. К ионным пероксидным соединениям также относят:
- озониды (содержащие ион O3-: KO3,
RbO3, CsO3 и др.), хотя в некоторых источниках эта принадлежность считается некорректной
- соли пероксония (содержащие ион H3O2+:
H3O2+AsF6-, H3O2+SbF6-
и др.)
3. Кислород активный - атомы кислорода, входящие в состав супероксидов (типа KO2) сверх числа атомов кислорода, необходимых для образования оксида (типа K2O)
4. Пероксосоединения могут быть простыми {Ti(OH)2(OOH)2} и комплексными {K3[V(O2)4]}. Пример реакции получения:
TiOSO4 + 2H2O2 + 2KOH = Ti(OH)2(OOH)2 + K2SO4 + H2O
■ ковалентные:
- пероксид водорода H2O2
- соединения вида СF3ООOСl, СF3ООOСF3
- соли пероксо- и надкислот (KHCO4, KHSO5,
Na2CO4 и др.)
- пероксосольваты: Na2CO3*1.5H2O2, СО
(NH2)2*H2O2, Li2O2*2H2O2,
Na2O2*2H2O2*4H2O и др.
■ промежуточные - пероксиды характера MgO2, LnO2 и другие
Примечания:
1. Пероксиды и супероксиды чисто формально к категории оксидов не относятся
2. Пероксосольваты обычно кристаллизуются из водно-пероксидного раствора. Они термически неустойчивы (их распад протекает по двум параллельным направлениям):
- отщепление и разложение пероксида H2O2
- диспропорционирование по схеме:
2(MO2*2H2O2) → M(O2)2 + M(OH)
2 + 3H2O + 1.5O2
- по группам соединений (по числу атомов кислорода):
В зависимости от степени окисления кислорода бинарные кислородные соединения подразделяют на:
надпероксиды (KO2, NaO2, PbO2, RbO2 и др.): Zn(NO3)2 + 2KO2 = ZnO2 + 2KNO3 + O2↑ (в среде аммиака)
озониды (KO3, NaO3)
оксиды (BaO, CaO, Na2O)
пероксиды (Cs2O2, H2O2)
Другие над-, пер-, супер- оксиды: Cs2O3, Cs2O4(ж.), V2O5 - пентаоксид, W2O6 - гексаоксид,
V2O7 - гептаоксид, Xe2O8, V3O5, а также комплексные пер[оксо]соединения более подробно здесь не рассматриваются
* Пероксиды и другие кислородные соединения:
получение:
2AgNO3 + 4KOH + 2KMnO4 =
Ag2O2 + 2K2MnO4 + 2KNO3 + 2H2O
BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4↓
(при охлаждении)
CaO2 + 2H2O (гор.) = H2O2 + Ca(OH)2↓
2Н + 2O3 (-196 oC) → 2НO2 + O2 = H2O4 + O2↑
Н2S2O8 + 2Н2О = 2H2SO4 + Н2О2↑
(гидролизом пероксодисерной кислоты)
K+O2=KO2 (при сжигании металла на воздухе;
один электрон на 2 атома кислорода)
4K + O2 = 2K2O
4K + 3O2 = 2K2O3
2K2O = K2O2 + 2K
K2O2+2H2O=2KOH+H2O2 (гидролиз персоксида)
K2O2 + H2SO4 = H2O2 + K2SO4
K2O2 + O2 = 2KO2 (пероксид → надпероксид)
|
2KI + 2H2О → H2↑ + I2 + 2KОН
(электролизом раствора иодида калия)
5KI + KIO3 = 3I2 + 3K2O
8KI + KIO3 = 3KI3 + 3K2O
K2S2O8 + 2H2O = H2O2 + 2KHSO4
(гидролизом соли при охлаждении)
2LiOH + H2O2 = Li2O2 + 2H2O
(в насыщенном спиртовом растворе
гидрата окиси лития)
2Na + 2NaOH = 2Na2O + H2↑
2Na + O2 → Na2O2
(при горении в кислороде: кроме лития)
Na2CO3 + H2O2 → Na2O2 + H2O + CO2↑
2Na2O → Na2O2 + 2Na (свыше 700 оС)
2Na2O + O2 = 2Na2O2 (свыше 300 оС)
Na2O2 + O2 = 2NaO2
|
взаимодействие:
2BaO2 to→ 2BaO + O2↑
2BaO2 + C = 2BaO + CO2↑ (BaO2 - парамагнетик)
3H2O2(конц.) + HNCS = HCN + H2SO4 + 2H2O
(тио_цианат водорода)
H2O2 + 2KI = 2KOH + I2
H2O2 + 2Ni(OH)2 = 2Ni(OH)3↓
H2O2 + O3 → 2O2 + H2O (окисление озоном,
реально - 4-стадийная реакция)
H2SO3 + H2O2 → H2SO4 + H2O
2КО2 + Н2О = 2КОН + Н2О2 + O2
K2O + H2O = 2КОН
K2O4 + 2H2O → H2O2 + O2↑ + 2KOH
K2O4 + H2SO4 → H2O2 + O2↑ + K2SO4
|
2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2↑ (гидролиз супероксида)
4KO2 + 2H2O → 4KOH + 3O2↑
6KO2 + 2NpO2 = 2K3NpO5 + 3O2↑
2NaO2 + H2O = NaHO2 + NaOH + O2↑
2NaO2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 + O2↑
Na2O + SnO2 = Na2SnO3
Na2O2 + 2NH4NO3 = 2NaNO3 + H2O2 + 2NH3↑
(при особых условиях)
Na2O2 + 2Na to= 2Na2O
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2↑
(с кислотными оксидами)
Na2O2 + 2H2O ↔ H2O2 + 2NaOH
Na2O2 + H2SO4 → H2O2 + Na2SO4
|
Примечания:
1. Пероксид H2O2 обычно выступает окислителем:
H2O2 + Mn(OH)2 → MnO(OH)2 + H2O
H2O2 + 2KBr + H2SO4 → Br2 + K2SO4 + 2H2O
H2O2 + 2FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2H2O
хотя в некоторых случаях может проявлять восстановительные свойства
(восстановитель в этом случае реагирует с веществами-окислителями): H2O2 + 4H2SO4 + K2Cr2O7 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 5H2O + 2O2↑
H2O2 + Ag2O = 2Ag + H2O + O2↑
5Н2O2 + 2НIO3 → I2 + 6Н2O + 5O2↑
H2O2 - 2ё = 2Н+ + O2
и даже слабо выраженные кислотные свойства:
H2O2 + Ba(OH)2 = BaO2 + H2O
H2O2 + NaOH = NaHO2 + H2O
H2O2(конц.) + 2NaOH = Na2O + 2H2O
2. Пероксид-радикалы без изменений могут переходить в другие соединения:
H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O
3. Так как пероксиды металлов
фактически являются солями слабых кислот, при растворении
в воде они подвергаются гидролизу
Применение пероксидных соединений
Натрия пероксид Na2O2 - бинарное соединение ионного строения
{(Na+)2O22-}. Является сильным окислителем, слабым восстановителем. Пример использования:
2ClO2 + Na2O2 = 2NaClO2 + O2↑
[Над/супер]пероксиды используются, в основном, для регенерации кислорода в изолирующих средствах защиты дыхания (на подводных лодках, в космосе, в противогазах горноспасателей, в аквалангах):
2K2O4 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2 (на 1 моль поглощенного СО2 образуется 1.5 моль кислорода)
2Na2O2 + 2CO2 = Na2CO3 + O2↑
Надпероксид KO2 также широко применяется в респираторах для получения кислорода:
в результате реакции с влагой выдыхаемого воздуха он выделяет кислород (а KOH поглощает
углекислый газ CO2).
Пероксосульфаты (персульфаты) аммония (NH4)2S2O8 и калия K2S2O8 являются отбеливающими веществами
Персоединения
соединения, в состав которых входят группы ковалентно связанных друг с другом окислительных элементов, при этом группы из одинаковых элементов (-O-O-, -S-S- и др.) образуют изоперсоединения (пернитриды, пероксиды, персульфиды и др.), а группы из атомов различных элем (=N-O-, -Se-S-, -S-O- и др.) - гетероперсоединения (нитроксиды, селенсульфиды, тиооксиды соответственно).
Персоединениями могут быть кислотообразователи, кислоты, кислородсодержащие персоединения (пероксиды и озониды), полусоли (металлоподобные и кислотообразующие) и соли
Псевдогалогены
неустойчивые ковалентные соединения {типа (CN)2, (NCS)2 и др.}, которые могут окислять металлы
с образованием псевдогалогенидов, например:
Ca + (NCS)2 = Ca(NCS)2
Псевдосоединения (по http://dudenkov.livejournal.com/)
соединения, в которых часть атомов имеет положительную степень окисления, а оставшиеся - отрицательную (т.е. часть атомов образуют анионы, а остальные - катионы). Это как бы 'соединение элемента с собой', например, озон (O3) можно представить как оксид кислорода(IV): OO2
Ряд генетический
ряд веществ, представляющих разные классы неорганических соединений, являющихся соединениями одного и того же химического элемента, связаных взаимопревращениями и отражающими общность происхождения этих веществ. Термин 'генетический ряд' обозначает более узкое (видовое) понятие, отражающее взаимопревращения разных форм существования одного химического элемента. В качестве звеньев ряда могут выступать различные вещества. Переход от одного вещества к другому осуществляется с помощью химических реакций.
Все генетические ряды связаны между собой (например, соли тесно связаны со всеми классами неорганических соединений, поэтому они могут быть получены практически из любого класса). Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды элементов. Например, генетический ряд кальция можно представить в виде цепочки:
Ca(простое вещество) → CaO(оксид) → Ca(OH)2(гидроксид) → CaCl2(соль)
Основные требования, предъявляемые к конкретному генетическому ряду:
* все вещества ряда должны быть образованы одним и тем же химическим элементом
* все вещества ряда должны принадлежать веществам различных классов (например: простое вещество - оксид - гидроксид - соль), т.е. быть связанными между собой взаимопревращениями
Генетические ряды могут быть составлены как для металлов, так и неметаллов и амфотерных элементов. В полном генетическом ряду первый и последний элемент - простое вещество (например,
Ca → ... → Ca), а в неполном - заканчивается другим веществом (например, Ca → ... → CaCl2). Следует отметить, что для одного и того же элемента могут быть составлены несколько генетических рядов. Пример полного генетического ряда:
P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → Ca3P2 → P
Другие примеры генетических рядов:
■ металлов,
гидроксиды которых являются щелочами:
Na → [Na2O2 → Na2O →] NaOH → NaCl → Na
гидроксиды которых являются нерастворимыми основаниями:
Cu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO → Cu
образующих кислотные гидроксиды:
Cr → (CrO3) → H2CrO4 → Na2CrO4 (оксид CrO3 получают косвенным путем)
образующих амфотерные оксиды и гидроксиды:
Zn → ZnS → ZnCl2 → Zn(NO3)2 → Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4]
■ неметаллов (включают кислотные оксиды, кислоты и соли):
с участием нерастворимой кислоты:
Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si
с участием растворимой кислоты:
P → P2O5 → H3PO4 → Na3PO4
Если оксид металла с водой не взаимодействует, из него сначала получают соль, а затем гидроксид (аналогично случаю, если металлу соответствует нерастворимое основание).
Интересен генетический ряд (Fe): металла, проявляющего разные степени окисления
(2 - подчеркнуто, 3 - курсив):
Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → FeO → Fe → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → Fe
Примечания:
1. Следует отметить, что кислоты реагируют только с представителями другого генетического ряда (металлами, основаниями, оснОвными оксидами, солями)
2. В органической химии основу генетического ряда составляют вещества с одинаковым числом
атомов углерода в молекуле
Связь генетическая
связь между веществами, относящихся к разным классам (например, между оксидом и солью). Генетическая связь - более общее (родовое) понятие, отражающее взаимные превращения разных форм существования химических элементов. При генетической связи из веществ одного класса можно получить вещества других классов (переход от одного вещества к другому осуществляется с помощью химических реакций). Генетические связи между разными классами соединений очень разнообразны
Синтез-газ - смесь H2 и CO
Сиккативы
оксиды металлов (Co, Mn, Pb и др.), являющиеся катализаторами в процессе пленкообразования при окрашивании поверхностей. Используются для приготовления масляных красок (варкой масел с добавкой сиккативов)
Соединения амбидентатные
соединения, имеющие два реакционных центра, связанные в единую сопряженную систему. Соединения, имеющие несколько таких центров, называются полидентатными
Соединения аномально-валентные
разнообразные по свойствам фазы, не подчиняющиеся правилу формальной валентности, для которых характерно наличие анион-анионных, анион-катионных или катион-катионных связей (например: AsS, CuP2, FeS2, SiAS2 и др.)
Соединения аномальные
соединения типа Na2Sn, Na4Sn3, Mg2Cu, Mg3Bi2, Mg3Al2, AgMg3 и др., обладающие особыми свойствами. Примеры использования:
Al2Mg3 + 6NH4NO3 → Al2O3 + 3MgO + 6N2↑ + 12H2O(газ) (+ 4183 кДж)
Mg3Sb2 + 6NH4Cl → 3MgCl2 + 2SbH3 + 6NH3
Соединения без химической связи
газовые гидраты. Обычно такие вещества характерны для воды в твердом агрегатном состоянии, когда небольшие молекулы (H2S, CH4, N2, O2 и др.) вклиниваются в пустоты кристаллической решетки льда. Вследствие отсутствия химических связей эти вещества могут иметь совершенно необычные соотношения молекул вещества и молекул воды (с соответственными экзотическими физическими свойствами). Для примера, известно соединение, содержащее 46 молекул воды и 8 атомов аргона или криптона. Соединения без химической связи родственны клатратам
Соединения валентные
соединения, характеризующиеся стехиометрическим составом и узкой областью гомогенности на диаграммах состояния
Соединения включения (клатраты)
системы, образованные в результате обратимого внедрения молекул одного вещества (обычно атомов инертных газов) - 'гостя' в свободные полости кристалла другого вещества ('хозяина').
В таких соединениях межмолекулярное взаимодействие молекул гостя с составными частями кристалла практически не имеет значения. В первую очередь к ним относятся гидраты газов - твердые кристаллические вещества (по внешнему виду похожие на снег или рыхлый лед), например, гидрат хлора Cl2*6H2O. 'Хозяином' обычно выступает твердая вода, гидрохинон и другие соединения. К соединениям включения относят также карбиды типа Сг2С2, Fe3C, Ge4C и др., сохраняющие кристаллическую структуру металла, в пустотах которой располагаются атомы углерода
Соединения водородные
гидриды (NH3, NaH и др.), бескислородные кислоты (HCl, H2S и др.), соединения неметаллов
с водородом (PH3, SiH4, H2O и др.). Пример реакции взаимодействия:
3CuSO4 + 2PH3 = Cu3P2 + 3H2SO4
Соединения гипервалентные
соединения с избытком электронов. Например, в ионе [PtH4]2- имеются две 3-центровые
4-электронные связи (n = 16)
Соединения ионноизбыточные:
* анионоизбыточные (CaBi3, KBi2, LiAs5, LiBi, Na2Ps, NaSb и др.)
* катионоизбыточные (в частности, каломель или субхлорид ртути Hg2Cl2, Ti3O, Ti6O и др.)
Соединения ионно-ковалентные
химические соединения с высокой долей ковалентности. К ним относят соединения типа CoF2
(в т.ч. смешанные производные, например, COFCl), WOs, ZnF2 и др.
Соединения ионные - образованы ионами элементов с резко различающимися химическими свойствами (обычно типичным металлом и типичным неметаллом, например: CuSO4, MgO, NaCl и др.). Они существуют не в молекулярной, а в ионной форме. При нормальных давлении и температуре они представляют собой кристаллические твердые тела с ионной решеткой, в которой каждый ион окружен несколькими ионами противоположного знака (в целом кристалл представляет собой как бы одну большую молекулу, состоящую из ионов). Ионные соединения хорошо растворимы в неорганических полярных растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью. Процесс растворения протекает в два этапа: разрушение кристаллической решетки на свободные ионы и их гидратация. Большинство ионных соединений имеют высокие температуры плавления и кипения, обладают электропроводностью в растворах и в расплавленном состоянии
Соединения многоэлементные / сложные - сложные вещества, в формульной единице которых одна из составляющих содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также группы атомов (кроме гидроксидов и солей). Такие соединения - обычно продукты взаимодействия (хотя бы
и косвенного) бинарных соединений между собой. К ним также относят соединения с особым составом, строением или свойствами, состоящие из большого количества элементов. В частности, к ним можно отнести:
- соединения определенной валентности (BaCu2S2, Cu2S, KCu7S4, KCuSe, NaCu5S3, Na2Cu4S3, Na7Cu12S10)
- соединения со смешанной валентностью (CuS, CuS2, CsCu4Se3, La4Re6O19, LiCu2O2, Na7Cu12S10, Rb3Cu8S6, халькогениды меди и др.)
Примеры многоэлементных соединений:
Ca7Al6ZrO18, CdSnAs2, CuHAsO3, FeCu2SnSi, H2C2N2S3, In2Mo15Se19,
K2VF5O, LiCa2Mg2V3O12, Na3Cr2V3O12, (PF3)2O, SBrO2F, VCl2(NH2), VGaTeAs
и многие другие. Если в составе соединения какая-либо группа рассматривается как радикал, формула соединения может быть записана в эквивалентном виде: (PO)Cl3 = PCl3O, (SO2)NH = SO2NH
Многоэлементные соединения могут быть классифицированы по самым разным критериям.
Обычно их классифицируют по общему химическому элементу, например, кислородсодержащие (NaNO3, H2SO4, KClO4), или по другим критериям. По типу преобладающей химической связи все сложные химические соединения могут быть разделены на 3 типа:
- вещества (основания, кислоты и соли) с существенным преобладанием ионного взаимодействия между составными атомами и их группами
- вещества с преобладанием ковалентного взаимодействия между составными атомами и их группами (CuFeS2, ZnGeAs2 и др.)
- интерметаллические многокомпонентные фазы с преобладанием металлического типа связи (Ca(OH)2, Na2SiO3 и др.)
Интересно, что ионы одного и того же металла (в частности, Cu в соединении LiCu2O2) могут иметь как магнитные (например, Cu2+), так и немагнитные (например, Cu+) свойства.
Примеры реакций получения многоэлементных соединений:
K2Cr2O7 + 2HCl = 2KCrO3Cl + H2O
2NaH2PO3 = Na2H2P2O5 + H2O (=пиро_фосфит Nа, при нагревании)
3HNCS(конц.) = HCN + H2C2N2S3
Специфика таких соединений настолько разнообразна и объемна, что выходит за пределы настоящего справочника.
Примечания:
1. Соединения тройные / трехэлементные - могут состоять из:
- одного металла и двух неметаллов (например, BaSO4)
- двух металлов и одного неметалла (например, FeCuS2)
- трех неметаллов (например, COCl2, H2SO4)
Такие соединения обычно образуются в результате взаимодействия резко различающихся по природе бинарных соединений. В зависимости от типа химической связи они могут быть ионными, ионно-ковалентными или ковалентными. К трехэлементным относят также смешанные соединения, твердые растворы и эвтектики. Примеры образования соединений:
BF3 + NaF = Na[BF4]
CO2 + Na2O = Na2CO3
2. В настоящее время получены сложные 'нестандартные' соединения, не вписывающиеся
ни в какую общепринятую классификацию: CdSnAs2, ZnGeP2, CuFeSe2 и др., в том числе:
-устойчивые соединения: CF, CF2, CF3, CF4
-неполярные молекулы:CO3,SO4 и др.{H2SO4(конц.)+F2=2HF+SO4 [=S(OO)O2-ди_оксид_пероксид серы]}
-другие (не упомянутые), например, только иод и полоний образуют соединения, в которых они выступают в виде катионов {INO3, IONO3, Po(SO4)2 и др.}
Соединения / вещества нестехиометрические:
- химически индивидуальные вещества переменного состава, не отвечающего стехиометрическим соотношениям
- вещества, инициирующие химическую реакцию, изменяющие ее кинетику, избирательность или механизм, но в отличие от атомов реагентов не входят в молекулы конечных продуктов реакции (или входят без соблюдения стехиометрических отношений) и не фигурируют в суммарном химическом уравнении реакции
Вследствие особенностей своей структуры к ним относят практически все твердые вещества с атомной/ионной кристаллической решеткой (в частности, бертоллиды, а также гидриды, карбиды, металлиды, нитриды, оксиды и сульфиды), в том числе полевые шпаты, шпинели и другие минералы
Соединения 'нуль-валентные'
используемый (но по сути - некорректный) термин названия соединений типа карбонилов металлов [Cr(CO)6], [Fe(CO)5], [Ti(CO)7], аммиакатов [Pt(NH3)4] и др., у которых атом металла связан исключительно с нейтральными молекулами. Так как у атомов (С) и (N) в молекулах (CO) и (NH3) нет неспаренных электронов, у них вообще отсутствует классическое валентное взаимодействие (связь осуществляется только за счет координационных валентностей атома металла и молекул лигандов). Пример реакции получения 'нуль-валентного' соединения:
Fe + 5CO = [Fe(CO)5]
Соединения оксигенильные
соединения, содержащие молекулярный катион (О2+), например, гекса_фторо_платинат(V) оксигенила О2[PtF6]
Соединения промежуточные
нестойкие химические соединения, возникающие при взаимодействии катализатора с исходными веществами, при последующих превращениях которых происходит образование требуемых продуктов реакции и регенерация катализатора
Соединения простые (или симплексные)
соединения, в молекулах которых все атомы относительно электро[отрицательных / положительных] элементов непосредственно связаны с атомами одного наиболее электро[положительного / отрицательного] элемента. Все простые соединения условно рассматриваются как состоящие из двух частей: электроположительной и электроотрицательной составляющей. Считается, что атомы элементов, имеющие заряд любого знака, не связаны друг с другом, а химические связи между ними имеют одинаковый или близкий характер. К простым соединениям можно отнести:
- простые оксиды (например, WO2)
- простые соли (соединения типичных металлических элементов с окислительными элементами), являющиеся донорами положительно и отрицательно заряженных ионов
- гидриды, нитриды, фториды, хлориды и другие соединения наиболее активных металлов (WF4, WCl4
и др.)
Соединения протогенные
вещества, порождающие протон (способные отщеплять ион водорода Н+), например, вода или циановодород. Они вступают в реакции с любыми протофильными веществами (т.е. присоединяющими протон)
Соединения псевдобинарные
соединения, содержащие многоатомные ионы {у которых устойчивые группировки атомов разных элементов входят в состав той или иной составляющей [например, цианид ртути(II) Hg(CN)2 или иод_имид NHI2]}
Соединения с простыми группами
формально подобны простым соединениям, но отличаются от них различным характером связи атомов разных электро[отрицательных / положительных] элементов с атомами одного наиболее электро[положительного / отрицательного] элемента или же наличием связи между атомами относительно электро[отрицательных / положительных] элементов. К таким соединениям относятся:
- субкомплексные соединения (субсоединения)
- персоединения
Соединения смешанные
соединения химически равноценных элементов, в одинаковой мере склонных к комплексообразованию:
CuS + FeS = CuFeS2
Al2O3 + MgO = MgAl2O4
Соединения стехиометрические
соединения строго определенного (постоянного) состава, в которых химические элементы присутствуют
в строго определенных соотношениях. Обычно это вещества, находящиеся в газообразном состоянии, жидкости и молекулярные кристаллы (дальтониды). Для таких соединений характерно наличие целого числа атомов каждого элемента, входящего в молекулу. Примеры соединений: CH4, CO2, H2O и др.
Соединения субкомплексные (субсоединения)
химические соединения, в состав которых входят группы из связанных между собой атомов относительно электроположительных элементов (в основном соединения, содержащие группы атомов, связанные металлической связью). Группы из одинаковых атомов образуют изосубсоединения, а группы из атомов различных элементов - гетеросубсоединения. Они могут быть кислотообразователями, межметаллами, солями (Hg2Cl2, Na2Cl) или селоидами. Примеры субсоединений: Na2Cl, Hg2Cl2, дициан C2N2 {N≡C-C≡N} и др.}. Такие соединения бывают двух видов:
у первого (например, у хлорид ди_оксо_урана UO2Cl) выражен различный характер связи атома урана
с атомами кислорода (ковалентный) и хлора (сильно полярный или ионный): такие соединения могут относиться к солям, кислотообразующим полусолям или кислотообразователям
у второго (например, у амида натрия NaNH2) различен характер связи атома азота с атомами водорода (ковалентный) и натрия (ионный). Такие соединения относятся к гидросоединениям
Субсоединениями могут выступать соли (Na2Cl), кислотообразователи (C2N2) и металлоподобные соединения
Соединения типичные
соединения, отличающиеся характерными признаками. К ним относят ряд межметаллов, межоксилителей, кислот и простых солей. Например, типичные соединения водорода -
металлоподобные или металлообразные гидриды
Соединения характеристические
химические соединения, у которых четко прослеживается взаимосвязь между положением элемента
в Периодической системе, характерными для него степенями окисления (подчиняющиеся правилу формальной валентности) и сравнительной устойчивостью в различных условиях. Кислотно-оснОвное взаимодействие между этими соединениями происходит без изменения степени окисления, а взаимодействия с участием простых веществ - окислительно-восстановительные. К характеристическим соединениям относят:
- летучие водородные соединения: бром- и иодсодержащие кислоты (HBr, HI) и их соли
- гидроксиды (только в водных растворах), например, хрома Сг(OH)2
- галогениды лития, углерода (формулы СГ4, где Г - галогенид)
- некоторые группы бинарных соединений: сульфиды, нитриды, гидриды и др.
- оксиды лантаноидов и некоторые другие оксиды (в частности, высшие солеобразующие оксиды типа СгО)
В характеристических оксидах(Li2O, CaO) преобладает ионно-ковалентная связь, поэтому
их можно подразделить на 2 вида:
- с преимущественно ионной связью (оксиды металлов)
- c преимущественно ковалентной связью (кислотные оксиды, генетически связанные с неметаллами), которые дополнительно можно классифицировать по структурному признаку
на координационные и молекулярные (SiO, CO2)
Не являются характеристическими:
- небольшая группа несолеобразующих оксидов (СО, NO, N2O), так как им нет соответствующих
гидроксидов
- анионоизбыточные оксиды (например, пероксиды, так как в их структуре присутствуют связи кислород-кислород)
- катионоизбыточные оксиды
Соединения экзотермические / экзотермичные
соединения, имеющие отрицательную энтальпию образования (например, у воды)
Соединения электронодефицитные
молекулярные соединения, в которых обычно имеются трехцентровые двухэлектронные связи. Они наиболее характерны для бора и алюминия. Обычно к электронодефицитным относят соединения, в которых число химических связей между соседними атомами больше числа имеющихся пар валентных электронов. В ряде случаев в электронодефицитных соединениях часть или все атомы имеют более устойчивые орбитали, чем занимаемые электронами в валентной оболочке. Электронодефицитными являются соединения неполимерного строения: гидрид AlH3, дибораны, карбен, кислоты Льюиса, литийорганические соединения, хлоркарбен CCl2, металлические соединения (металлиды) и многие другие. Например, в молекуле фторида BF3 во внешнем электронном слое атома бора находятся всего
6 электронов, а диборан B2H6 имеет (3*2 + 6*1 = 12) валентных электронов, образуя всего 8 связей
Соединения электронодостаточные
молекулярные соединения, у которых все валентные электроны центрального атома участвуют
в образовании двухцентровых связей. Они наиболее характерны для соединений типа герман GeH4, метан CH4, силан SiH4, этан C2H6 и др.
Соединения электроноизбыточные
молекулярные соединения, в которых имеются свободные электронные пары. Они наиболее характерны для соединений типа HF, H2O, NH3 и др. Важным свойством электроноизбыточных соединений водорода является способность образовывать водородные связи
Соединения эндотермические / эндотермичные
соединения, имеющие положительную энтальпию образования (например, бензол); таких соединений известно немного
Способность протоноакцепторная
определяет силу оснований. Некоторые протолиты (например, вода H2O) обладают как протонодонорными, так и протоноакцепторными свойствами
Примечание.
Протонированные молекулы восстанавливаются при менее отрицательном потенциале, чем непротонированные
Способность протонодонорная - определяет силу водородсодержащих кислот. Чем выше протонодонорная способность кислоты, тем сильнее она диссоциирует в растворе(тем менее активен ее анион). У слабой кислоты протонодонорная способность значительно слабее, чем у ионов гидроксония. Протонодонорной способностью обладают как нейтральные молекулы, так и ионы. Например, серная кислота H2SO4 обладает высокой протонодонорной способностью
Суперионики
соединения с ионной (например, твердые электролиты) или со смешанной ионно-электронной проводимостью. Обычно это кристаллические или стеклообразные вещества с высокой электрической проводимостью, сравнимой с проводимостью жидких электролитов и расплавов солей(Agl,RbAg4I5 и др.). В электрохимических системах суперионики со смешанной проводимостью обычно выполняют роль электродов
Термит
смесь порошков Fe3O4 (25%) и Аl (75%), используемая для сварки стальных изделий
Химия неорганическая
изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений). Обеспечивает создание материалов новейшей техники. Число известных на 2013 г. неорганических веществ приближается к 500000
Чернь платиновая
платина в тонкодисперсном состоянии. Например, сплошной кусок платины поглощает мало водорода, но в очень измельченном состоянии поглощает огромное его количество (адсорбирует на своей поверхности газообразный водород, находящийся в контакте с ионами водорода в растворе кислоты), образуя гидриды. Платиновая чернь обладает способностью атомизировать молекулы кислорода
Число координационное
число ближайших к данному атому соседних одинаковых атомов в атомной структуре кристалла или центров молекул (ближайших к центру данной молекулы) в молекулярных кристаллах. Координационные числа в соединениях могут быть самыми различными, например, для кислорода:
0 - в атомарном состоянии
2 - для молекул воды (Н2О) и пероксида (Н2О2)
3 - для иона (Н3О+)
4 - для оксиацетата Be4O(CH3COO)6 и др.
6 - для оксидов (CdO, МgO и др.)
8 - для пероксидов (Cs2O, Na2O и др.)
В ряде случаев координационные числа атомов в соединиях могут превышать их формальную валентность
Число окислительное
количество атомов кислорода, отдаваемых озоном окисляемому веществу. Оно может быть равно:
0 (озон разлагается с увеличением объема): O3 = O2 + O0 (УФ облучение)
1 (озон отдает один атом кислорода окисляемому веществу): NO + O3 = NO2 + O2
3 (происходит присоединение озона к окисляемому веществу): 3PbS + 4O3 = 3PbSO4
Эвтектика (смесь эвтектическая / кристаллов)
соединения элементов, близких по химическим свойствам, но не взаимодействующих между собой, различающиеся строением и размерами частиц (атомов, ионов), образующие механическую смесь кристаллов или наиболее легкоплавкий сплав из двух (или нескольких) веществ, взятых в определенном соотношении компонент. Эвтектика образуется, к примеру, при совместной кристаллизации солей хлорида калия KCl и хлорида лития LiCl (с близкими размерами ионных радиусов: 0.133 и 0.068 нм соответственно):
KCl + LiCl = (KCl+LiCl)эвтектика
Электриды (по http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/ELEKTRIDI.html)
группа соединений, имеющих в качестве аниона электрон (они имеют ионное строение и обладают в твердом состоянии электронной проводимостью). Например, в иодидах лантана(II) LaI2 и церия(II) CeI2 часть атомов металла может постепенно переходить в 3-валентное состояние, высвобождая электроны, обеспечивающие электронную проводимость таких соединений:
La2+ = La3+ + ё
Хлорид метил_ртути CH3HgCl при электрохимическом восстановлении образует красное вещество, обладающее электронной проводимостью и имеющее состав (CH3Hg), представляющее собой ионное соединение. Его кристаллическая решетка построена из катионов (CH3Hg+) {точнее - [CH3Hg]+ё}, а анионами являются электроны, не занимающие конкретное место, а принадлежащие всей решетке.
В итоге они способны свободно перемещаться (типа 'электронного газа'), что и проявляется в виде хорошей (близкой к металлам) электропроводности этих соединений.
У электридов максимум электронной плотности не соотносится с положением ядер атомов. Магнитные, оптические, химические и электрические свойства электридов позволяют широко использовать их в качестве катализаторов (особенно для получения аммиака), оптоэлектронных устройствах и в 'водородных аккумуляторах'
Электрониды
соединения галогенов с металлами вида ЭI2 (например, CeI2, HgI2, LaI2 и др.). Примеры реакций с их участием:
3Hg + 2I2 = HgI2 + Hg2I2↓ {=(HgI)2} (в этаноле)
Hg2I2 = Hg + HgI2
Hg(NO3)2 + 2KI = HgI2↓ + 2KNO3
![[]](/img/a/anemow_e_m/aa02/blue-arr.jpg){kind=small}