3. Классы неорганических соединений

ОКСИДЫ – соединения элементов с кислородом, в которых кислород проявляет степень окислении минус два (-2). (См. с. 11). Кислотные оксиды - образуют все неметаллы (кроме F, He, Ar, Kr) и те металлы, которые могут находиться в высокой степени окисления +5, +6, +7 (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇). Кислотные оксиды, как правило, непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

P₂O₅+ 3H₂O → 2H₃PO₄

Исключение составляют SiO₂, TeO₂, TeO₃, MoO₃,WO₃.

Кислотная природа кислотных оксидов проявляется в том, что они образуют соли при взаимодействии с растворимыми основаниями (щелочами)

SO₂ + NaOH → NaHSO₃ (гидросульфит натрия, кислая соль)

SO₂ + 2NaOH → H₂O + Na₂SO₃ (сульфит натрия, средняя соль)

CrO₃+ 2NaOH → H₂O + Na₂CrO₄ (хромат натрия, средняя соль),

или оснóвными оксидами:

CO₂ + CaO → CaCO₃

Оснóвные оксиды образуют металлы в низкой степени окисления (+1,+2). Это щелочные металлы, металлы главной подгруппы второй группы (щелочноземельные), Fe, Mn, Co, Ni и др.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно взаимодействуют с водой, образуя растворимые основания (щелочи):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Если оксид не растворим в воде, например Fe₂O₃, то соответствующее основание Fe(OH)₃ получают косвенным путем

FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

Оснóвная природа оснóвных оксидов проявляется в том, что они образуют соли при взаимодействии с кислотами:

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

или кислотными оксидами:

MgO + SO₃ → MgSO₄

Амфотерные оксиды образуют некоторые металлы в в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO, PbO) и почти все металлы в степенях окисления +3 и +4 (Al₂O₃, Ga₂O₃, Sc₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, SnO₂, PbO₂). Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, т.е. способны проявлять и кислотные, и оснóвные свойства

Cr₂O₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O (при сплавлении)

Cr₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе)

В незначительной степени эту двойственность проявляют Fe₂O₃, CuO и некоторые др.

Если металл проявляет переменную степень окисления, то с повышением степени окисления металла оснóвные свойства оксидов ослабевают, а кислотные усиливаются:

MnO (основн.) MnO2 (амфот.) Mn2o7(кислотн.)

Несолеобразующие оксиды: CO, NO, N₂O – не реагируют с водой, кислотами и основаниями.

КИСЛОТЫ - вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы водорода: HNO₃ → H⁺ + NO₃^—сильный электролит

HclO₄ → H⁺ + ClO₄^- - сильный электролит

H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^- - сильный электролит (по первой ступени диссоциации)

HSO₄^- ⇄ H⁺ + SO₄^2- - электролит средней силы (вторая ступень диссоциации)

Таблица 3.1. Некоторые кислоты и их свойства

№	Кислота	Основность	Сила	Образуемые соли
1	2	3	4	5
1	Азотная HNO3	одно	сильная	Средние (нитраты)
2	Азотистая HNO2	одно	слабая	Средние (нитриты)
3	Фтороводородная HF	одно	средняя	Средние (фториды)
4	Хлороводородная HCl	одно	сильная	Средние (хлориды)
5	Бромоводородная HBr	одно	сильная	Средние (бромиды)
6	Иодоводородная HI	одно	сильная	Средние (иодиды)
7	Серная H2SO4	двухосновная	Сильная по 1-ой ступени диссоциации	Средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)
8	Сернистая H2SO3	двухосновная	слабая	Средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты)
9	Тиосерная H2S2O3 (не выделена)	двухосновная	сильная	Средние (тиосульфаты) и кислые (гидротиосульфаты)
10	Сероводородная H2S	двухосновная	слабая	Средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды)
11	Фосфорная (ортофосфорная) H3PO4	трехосновная	Средней силы	Средние (фосфаты) и кислые (гидрофосфаты и дигидрофосфаты)
12	Метафосфорная HPO3	одно	Средней силы	Средние (метафосфаты)
13	Угольная H2CO3	двухосновная	слабая	Средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты)
14	Хлорная HclO4	одно	сильная	Средние (перхлораты)
15	Хлорноватая HclO3	одно	сильная	Средние (хлораты)
16	Хлористая HclO2	одно	Средней силы	Средние (хлориты)

Продолжение таблицы 3.1

1	2	3	4	5
17	Хлорноватистая HclO	одно	слабая	Средние (гипохлориты)
18	Кремниевая H2SiO3	двухосновная	слабая	Средние (силикаты) и кислые (гидросиликаты)
19	Уксусная CH3COOH	одно	слабая	Средние (ацетаты)
20	Муравьиная HCOOH	одно	средняя	Средние (формиаты)
21	Синильная (цианистоводородная) HCN	одно	слабая	Средние (цианиды)
22	Хромовая H2CrO4	двухосновная	Средней силы	Средние (хроматы) и кислые (гидрохроматы)
23	Дихромовая H2Cr2O7	двухосновная	Средней силы	Средние (дихроматы) и кислые (гидродихроматы)
24	Марганцовая HMnO4	одно	сильная	Средние (перманганаты)_
25	Фосфористая H3PO3 или P(OH)3	двухосновная	Средней силы	Средние (фосфиты) и кислые (гидрофосфиты)
26	Борная H3BO3 или B(OH)3	одно	слабая	Средние (бораты)

Сила кислот определяется их способностью к электролитической диссоциации (распаду на ионы в растворе под действием воды как растворителя).

Основность кислоты – определяется общим (суммарным) числом ионов водорода (протонов), образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты по всем ступеням. Так, фосфорная кислота H₃PO₄ – трехосновная кислота, средней силы, диссоциирует ступенчато (три ступени диссоциации): 1. H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^- 2. H₂PO₄^- ⇄ H⁺ + HPO₄^2- 3. HPO₄^2- ⇄ H⁺ + PO₄^3-

Фосфористая кислота H₃PO₃ – двуххосновная кислота, средней силы, диссоциирует ступенчато (две ступени диссоциации): 1. H₃PO₃ ⇄ H⁺ + H₂PO₃^- 2. H₂PO₃^- ⇄ H⁺ + HPO₃^2-

Уксусная кислота –слабая одноосновная (одна ступень диссоциации CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO^-

Реакция взаимодействия кислоты с основанием, в результате которой образуются соль и вода, – реакция нейтрализации.

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → CaSO₄↓ + 2H₂O

Прочность кислот определяется мерой способности их молекул разлагаться на оксид и воду. Непрочные кислоты (примеры): H₂SO₃ ⇄ SO₂ + H₂O, H₂CO₃ ⇄ CO₂ + H₂O

ОСНОВАНИЯ – вещества, которые при электролитической диссоциации в водных растворах образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы OH^-: NaOH → Na⁺+ OH^-. Кислотность основания определяется числом гидроксогрупп в его молекуле: NaOH -однокислотное, Mg(OH)₂ - двухкислотное, Fe(OH)₃ –трехкислотное основание.

Прочность оснований – определяется мерой их способности разлагаться на оксид и воду. Непрочные основания (примеры): 2AgOH → Ag₂O + H₂O, Hg₂(OH)₂ → Hg₂O + H₂O

Сила оснований определяется их способностью к электролитической диссоциации. Самыми сильными, полностью диссоциированными являются гидроксиды щелочных металлов. В главных подгруппах Периодической системы сила оснований увеличивается сверху вниз. Так, во II группе Be(OH)₂ – амфотерен, Mg(OH)₂ – основание средней силы, Сa(OH)₂ - Ba(OH)₂ –относится к сильным основаниям. Остальные металлы образуют слабые и малорастворимые основания, за исключением TlOH.

Для оснований характерны реакции образования солей при взаимодействии с кислотами (реакции нейтрализации) и с кислотными оксидами (примеры приведены на с. 5).

Амфотерные гидроксиды [например, Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Cr(OH)₃, Al(OH)₃, Sn(OH)₄] взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O, Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O

В растворе

Cr(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Cr(OH)₆], Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

При сплавлении

Cr(OH)₃ + NaOH → NaCrO₂ + 2H₂O, Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2H₂O

СОЛИ – вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют катионы металлов (или катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

В средних солях все атомы водорода кислоты (которые определяют ее основность) полностью

замещены на катионы: хлорид алюминия(III) AlCl₃, сульфат алюминия(III) Al₂(SO₄)₃, фосфат алюминия(III) AlPO₄. В кислых солях атомы водорода, определяющие основность кислоты, замещены только частично. Кислые соли называют гидросолями. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Двухосновные кислоты образуют одну кислую соль, например гидросульфат алюминия(III) Al(HSO₄)₃, гидрокарбонат кальция Ca(HCO₃)₂. Трехосновная фосфорная кислота может образовать две кислые соли, например дигидрофосфат алюминия(III) Al(H₂PO₄)₃ и гидрофосфат алюминия(III) Al₂(HPO₄)₃, дигидрофосфат кальция Ca(H₂PO₄)₂ и гидрофосфат кальция CaHPO₄. Гидросоли способны к реакциям нейтрализации: 2CaHPO₄ + Ca(OH)₂ → Ca₃(PO₄)₂ + 2 H₂O.

В оснóвных солях содержатся группы OH^- соответствующего основания, не замещенные на кислотный остаток. В оснóвных солях атом металла вместе со связанной с ним гидроксогруппой образует сложный катион, который часто заключают в круглые скобки. Оснóвные соли называют гидроксосолями. Так, при взаимодействии гидроксида алюминия с соляной (хлороводородной) кислотой наряду со средней солью возможно образование двух оснóвных

Al(OH)₃ + 3HCl → 3H₂O + AlCl₃ –хлорид алюминия(III)

Al(OH)₃ + 2HCl → H₂O + Al(OH)Cl₂ - хлорид гидроксоалюминия(III)

Al(OH)₃ + HCl → H₂O + Al(OH)₂Cl –хлорид дигидроксоалюминия(III)

Однокислотные основания (NaOH и пр.) не образуют оснóвных солей. Двухкислотные основанияобразуют одну оснóвную соль:[карбонат гидроксомеди(II) (CuOH)₂CO_3.]. Трехкислотные (гидроксиды трехвалентных железа, хрома, алюминия и др.)– две оснóвные соли: