В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии, страница 13

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов: 2ре(ОН)з — — РезОз + ЗНзО, Сц(ОН)з — — СцО+ НзО. Наиболее характерное свойство оснований — их нейтрализация кислотами. С сильными кислотами реагируют как растворимые, так и нерастворимые основания: МаОН+ НМОз = б!а!х(Оз+ НзО, Си(ОН)з + Нз504 = Сц504 + 2НзО. Щелочи могут реагировать также с кислотными оксидами (см.

$ 2.2) и кислыми солями, превращая последние в средние соли: !х!аНБ04+ и!аОН = !х(аз504+ НзО, Са(НСОз)з + Са(ОН)з = 2СаСОз(+ 2НгО. Щелочи способны также вступать в окислительно-восстановительные реакции. Они растворяют некоторые неметаллы (галогены, серу, белый фосфор, кремний): 2КОН+ С!з = КС1+ КСГО+ НзО (на холоде), 6КОН+ ЗС!з = 5КС1+ КС10з+ ЗНзО (при нагревании), 6КОН + ЗЬ = Кз60з + 2Кз6+ ЗНзО ЗКОН+4Р+ЗНзО = РНз(+ЗКНзРОз, 2КОН + 6! + НзО = Кз5!Оз + 2Нз(.

Концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами): 2А!+ 2!Х!аОН+ 6НзО = 2Ма[А!(ОН)4) + ЗНз 1, Хп + 2КОН + 2НзО = Кз [Еп(ОН)4] + Нз'[. 60 Гл. 2. Основные «лассы неорганических соединений в 2.5. СОли Общепринятого понятия «соль» в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как: — продукты замещения атомов водорода Н кислоты на атомы металлов или группы атомов (ХН4 и др.); — продукты замещения групп ОН основания на атомы или группы атомов кислотного остатка (С[, $04 и др.); — продукты реакции между кислотами и основаниями.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, ! соли — это электролиты, которые в водных эоастворах диссоциируют на катионы металлов или другие катионы (ХН~, !!От~, [Сп([ч(Нз)4]~~ и др.) и анионы кислотного остатка. Соли принято делить на три группы: средние, кислсче и оснданые (рис. 2.4). В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

(ЯО«)з Ха«СОз ХаНС аОС(з К»[не(СХ)а[ А)(ОН)С(з Рис. 2.4. Классификация солей Существуют также некоторые другие типы солей. а) Двойньзе соли при диссоциации образуют два разных катиона и один анион, например: ° СаСОз МКСОз — доломит (двойной карбонат магния-кальция); ° Ка504 А[а(504)з 24НаО(КА!(504)а !2НаО) — алюмокалиевые квасцы (двойной сульфат калия-алюминия); ° (ХН4)а504 Ге504. 6НтΠ— соль Мора (двойной сульфат аммония-железа (11)).

б) Смешанные соли, напротив, содержат один катион и два разных аниона: СаОС!т (или Са(ОС!)С!) — хлорная известь (хлорид-гипохлорит кальция). в) В состав компле«снзнх солей входит комплексный катион или анион, в котором связь образована по донорно-акцепторному механизму (см. гл. 5); ° К4[Ге(С[«[)а] — желтая кровяная соль (гексацианоферрат (11) калия); ° Кз[Ге(СХ)з] — красная кровяная соль (гексацианоферрат (111) калия); ° [АК([«[Нз)а]С! — хлорид диамминсеребра.

р" 2.5. Соли б! К комплексным солям относят и кристаллогидраты, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: Сп50л . 5НзО (медный купорос), Ыаз504 !ОНзО (глауберова соль). Название соли образуют из названия аниона, за которым следует название катиона. Рассмотрим более подробно свойства средних, кислых и основных солей. Средние соли при диссоциации дают только катионы металла (или НН4+) и анионы кислотного остатка. МАЗО, = Мд"-+50,'—. Получение средних солей. 1. Из кислот — при их взаимодействии с металлами, основными или амфотерными оксидами и основаниями: Мк + Нз504 = Мд504+ Нз ! АдзО+ 2НЫОз = 2АКЫОз + НзО, Си(ОН)з + 2НС1 = СпС1г + 2НзО. 2. Из оснований — при взаимодействии с кислотными и амфотерными оксидами и кислотами: 2КОН + 50з = Кз50з + НзО, л.п(ОН)з + Нз504 = Хп504 + 2НзО. 3.

Реакции между кислотным и основным оксидами: СаО+ 50з = Са504. 4. Обменные реакции: ВаС1з + Мд504 = МКС1з + Ва504 1, НС!+ АКНОз = АКСЦ+ НЫОз. Химические свойства средних солей. 1. Термическое разложение. Соли кислородсодержащих кислот и соли аммония при нагревании разлагаются; СаСОз = СаО+СОз1, ЫНлС! = ЫНз(+ НСЦ, 2Си(ЫОз)з = 2СцО+4ЫОзТ+ Оз). 2. Многие соли реагируют с водой — эту реакцию называют гидролизом. Гидролиз бывает обратимым и необратимым. Необратимо гидролизуются некоторые соли слабых кислот и слабых оснований: Кз5+ НзΠ— КН5+ КОН, Ре(ЫОз)з + НзΠ— Ре(ОН) (ЫОз)з + ННОз, А1з5з + бНзО = 2А1(ОН)з(+ ЗНз5) 3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и солями: РЬ(НОз)з + Нг5 = РЬЗз + 2ННОз, Рез(50л)з + ЗВа(ОН)з = 2ре(ОН)з1+ ЗВа5041, СаВгз + КзСОз = СаСОз1 + 2КВг.

62 Гл. 2. Основные классы неорганических соединений 4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аннана (примеры — см. в гл. 4). У кислых солей кислотный остаток содержит атомы водорода, которые при растворении в воде могут отщепляться в виде ионов Нч: НаНСОз — й!а+ + НСО На~ + Н+ + СО Кислые соли — продукт неполного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла. Кислые соли получают при реакции оснований с избытком кислоты или кислотного оксида: МаОН+ Нг504 = НаНЬ04+ НгО, Са(ОН)г + 2СОг = Са(НСОз)г.

Они образуются также при взаимодействии средней соли с одноименной кислотой или кислотным оксидом: Саз(Р04)г+ 4НзР04 = ЗСа(НгР04)г, СаСОз + СОг + НгО = Са(НСОз)г. Многие кислые существуют только в растворе и не выделены в чистом виде. Химические свойства кислых солей. 1. Термическое разложение с образованием средней соли: Са(НСОз)г = СаСОз4+ СОг ! + НгО. 2. Реакция нейтрализации с образованием средней соли: Са(НСОз)г + Са(ОН)г = 2СаСОз.[+ 2НгО. В основных солях катион содержит гидроксогруппу ОН, которая в водном растворе может отщепляться в виде иона ОН Ре(ОН)С) -- Ре(ОН)'" + С! .

Еег+ + ОН + СГ. Основные соли — продукт неполного замещения групп ОН соответствующего основания на кислотные остатки. Получение основных солей. 1. Добавление небольших количеств щелочи к растворам средних солей металлов: А)С!з + 2!ч!аОН = А!(ОН)гС1+ 2НаС1. 2. Действие солей слабых кислот на средние соли: 2МдС!г + 2МагСОз + НгО = [МКОН[гСОз(+ СОг + 4НаС1. Химические свойства основных солей. При нагревании основные соли превращаются в оксиды металлов: [СиОН!гСОз = 2СиО+ СОг) + Нг01. В среднюю соль они могут превращаться под действием кислоты; Ее(ОН)С! + НС1 = РеС1г + НгО. В чистом виде получено очень небольшое число основных солей.

~Е'.6 Бч~ ор> с,е оеднниння 6л' ф2.6. БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Бинярнь~е сси аинении сос ~мл ио итооон лв1л .осемен1он,,"1н~пне ие 64 Гл. 2. Основные классы неорганических соединений 2. Молекулярные гидриды — это гидриды неметаллов: СНч, )ч)Нз, НзО, НГ и т.д. Они состоят из молекул и представляют собой газы или летучие жидкости. Агрегатное состояние их зависит от силы межмолекулярного взаимодействия, в частности от наличия водородных связей. Сильные водородные связи имеют место только в соединениях водорода с наиболее активными неметаллами — кислородом (НзО) и фтором (НГ). Неметалл в молекулярных гидридах находится в низшей для себя степени окисления, поэтому для них характерны восстановительные свойства.

Так, аммиак при нагревании способен восстанавливать оксиды до металлов: ЗСцО+ 2)ч)Нз = ЗСц + Нз + ЗНаО. Кислотно-основные свойства молекулярных гидридов рассмотрим на примере гидридов неметаллов 3-го периода. Для силана 5!Нч кислотно-основные свойства не характерны, фосфин РНз является очень слабым основанием, реагируя только с самыми сильными кислотами в газовой фазе: РНз+ Н! = РНч1. Сероводород НзБ — слабая кислота, в воде незначительно диссоциирует: НзБ+ НзО ~~.— НБ + НзО". Хлороводород НС! — сильная кислота, в воде диссоциирует полностью; НС! + НзО 3 С1 + Н30 Таким образом, в периоде с увеличением порядкового номера неметалла характер молекулярных гидридов становится более кислотным. 3. Гидриды переходных металлов имеют обычно нестехиометрический состав, напРимеР )ч)!Нов или ЧНо 45 — о эо и пРедставлЯют собой твеРдые вещества с металлическими свойствами.

4. Полимерные гидриды известны для небольшого числа элементов, включая Ве, А!, Хп. Это — твердые вещества, имеющие кристаллическое строение. Атомы металла и водорода в них соединены ковалентными связями. Галогениды — соединения элементов с галогенами. Соединения с активными металлами имеют ионное строение, а с неметаллами и менее активными металлами — преимущественно молекулярное. Многие галогениды можно получить прямым синтезом из элементов: Б+ ЗГ2 = оГБ, Р4 + 1ОС)з = 4РС1з. Галогениды неметаллов, как правило, хорошо гидролизуются водой с образованием смеси кислот: РС!з + 4НзО = НзРОч + 5НС1, 3!Г4 + ЗНзО = НзГЗОз + 4НГ.

Карбиды — соединения углерода с менее электроотрицательными элементами— металлами, кремнием, бором и водородом. Они очень разнообразны по составу и строению — существуют карбиды молекулярного (СНч), ионного (СаСз), атомного (51С) и металлического (Т!С) строения. Простейший карбид — метан, СНч. Он состоит из молекул и представляет собой газ с довольно низкой температурой кипения. Углерод в нем находится в минимально возможной степени окисления — 4. Такую же степень окисления углерод имеет и Э2.6.

Бинарные соединения бб в производных метана — метанидах, к которым относятся карбиды бериллия ВезС и алюминия А!яСз. Это — тугоплавкие кристаллические вещества. Ряд карбидов можно рассматривать как производные углеводорода ацетилена СзНз — их называют ацетилидами. Они характерны для металлов 1 и 11 групп, например: НазСъ СцзСз, АКзСз, СаСз. Карбиды переходных металлов 1Ч-Ч11 групп имеют состав МС (М = Т1, Хг, Н1, Ч), МзС (М = Мо, %) или МзС (М = Мп, Ре, Со).