В.В. Еремин, А.Я. Борщевский - Основы общей и физической химии (1113479), страница 11
Текст из файла (страница 11)
5. При прокаливании солей кислородсодержащих кислот образуются основный или амфотерный оксид, представляющий собой твердый остаток, и газообразный кислотный оксид: СаСОз = СаО+ СОз), 2Сп(ИОз)з = 2СпО+ 4КОз( + Ог), 2Ре304 = РезОз + ЯОз! + 80з !. амфотерный с преобладанием основных свойств амфотерный с преобладанием кислотных свойств Э 2.2. Оксиды 51 Существует и ряд специфических способов получения оксидов.
Так, оксиды СОз и ЗОз, соответствующие неустойчивым кислотам, образуются при действии сильных кислот на соответствующие соли: СаСОз+ 2НС! = СаС!з+ СО ! + НзО, НазБОз + Нз304 = Наз504 + ЯОз ! + НзО. Летучие кислотные оксиды можно также получить вытеснением из их солей нелетучим оксидом: ИазСОз + Б!Оз = ИазЯ!Оз + СОз !. Химические свойства оксидов разделим на два класса: кислотно-основные и окислительно-восстановительные. Кислотно-основные свойства удобно рассматривать отдельно для каждого типа оксидов. а) Основные оксидьь К ним относятся это оксиды всех щелочных металлов МзО (М = Б1-Сз), всех шелочноземельных металлов и магния МО (М = Са — Ва, МК), а также оксиды переходных металлов в низших степенях окисления (МпО, СгО). С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, при этом образуются гидроксиды, проявляющие сильные основные свойства, т.
е. щелочи: 1!зО+ НзО = 2!лОН, ВаО+ Н 0 = Ва(ОН)з. Основные оксиды, соответствующие нерастворимым гидроксидам, с водой не взаимодействуют: СцО+Н 0~ С сильными кислотами реагируют все основные оксиды, при этом образуются соль и вода; МКО + 2НС! = СаС!з + НзО, СцО+ НзБ04 = СцБ04+ Н20. Соли образуются также при взаимодействии основного и кислотного оксидов, но уже без выделения воды: СаО+ СОз = СаСОз. б) Кислоглные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления (СгОз, МпзОт). Большинство из них непосредственно реагирует с водой, превращаясь в кислоты (исключение — Я!Оз); РзОз + ЗНзО = 2НзРОч БОз + НзО = НзБ04, 25)Оз + НзО = Нй!Оз + Н5(Оз.
В реакциях кислотных оксидов с основными (см. выше) или с основаниями образуются соли: СгОз+ 2ХаОН = !чазСг04+ НзО, СОз+ Са(ОН)з = СаСОз(+ НзО. в) Амфотерные оксиды обладают смешанными кислотно-основными свойствами. В реакциях с сильными кислотами они ведут себя как основные оксиды: СгзОз + ЗНзЯ04 = Сгз(304)з + ЗНзО, 52 Гл. 2. Основные классы неорганических соединений а в реакциях с основаниями (щелочами) или основными оксидами — как кислот- ные оксиды: ХпО+ 2НаОН + НгО = Наг[Хи(ОН)ч] (в растворе), ХпО+ 2)ч(аОН = МагХпОг+ НгО! (в твердой фазе при прокаливании), ХпО+ СаО = Са2пОг (в твердой фазе при прокаливании).
Как правило, и кислотные, и основные свойства у амфотерных оксидов выражены слабо, поэтому с водой они вообще не реагируют. К амфотерным оксидам относят оксиды алюминия А!гОз, хрома (111) СггОз, бериллия ВеО, цинка 2пО, железа (11!) РегОз и ряд других. Амфотерным оксидом считается также вода НгО. Характерными для оксидов всех типов являются окислительно-восстановительные реакции. В реакциях с веществами, способными отнимать кислород (Нг, С, СО, А!), оксиды проявляют свойства окислителей: они отдают кислород и превращаются в низшие оксиды или простые вещества. Эти реакции лежат в основе одного из общих способов получения металлов: 2РегОз+ ЗС = 4ре+ ЗСОг, СцО+ СО = Сц + СОг, %0з+ ЗНг = %+ ЗНгО, СггОз + 2А! = 2Сг + А!гОз.
Так же получают и некоторые неметаллы, например фосфор: РгОз + 5С = 2Р+ 5СО. Все эти реакции происходят при нагревании. Некоторые оксиды металлов при нагревании превращаются в металл даже в отсутствие восстановителя: 2АКгО = 4АК+ Ог, 2НКО = 2НК+ Ог. Сильными окислителями являются оксиды элементов, находящихся в высоких степенях окисления — гчОг, ЯОз, СгОз, МпгОг и др.
Напротив, оксиды элементов в низких степенях окисления способны проявлять восстановительные свойства: в реакции с кислородом они превращаются в высшие оксиды: 2СО+ Ог = 2СОг, 230г+ Ог = 2$0з. 5 2.3. КИСЛОТЫ Кислотами называют сложные вещества, содержащие атомы водорода, способ- 1 ные замешаться на атомы металлов. С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислота — вещество, которое в водном растворе диссоциирует с образованием иона водорода Н+ (или иона гидроксония НзО+): НА + НгО ~ А + НзОч где А — аннан кислотного остатка. Реакция, в общем случае, обратима. Э 2.3. Кислоты 53 Наконец, в самом широком понимании, 1 кислота — это вещество (частица), которое отдает ион водорода Н+ другому веществу (основанию) в любой среде, будь то водный или другой раствор, газовая фаза.
Так, хлороводород является кислотой не только в водной среде, где он диссоциирует практически необратимо: НС!+ Н,О С1-+ Н,О', но и в газовой фазе, где он способен отдавать ионы водорода газообразным осно- ваниям, например аммиаку: НС!(г.) + Ннз(г.) = НН4С!(тв.). Класс кислот очень широк и разнообразен, диапазон свойств, которыми обладают его представители, очень велик. Мы рассмотрим только важнейшие виды классификации кислот. 1. По элементному составу кислоты подразделяют на кислородсодержащие, или кислородные общей формулы Н„Х„Ор (Н2504, ННОз, НзРОм НС!04) и бескислородные общей формулы Н Х (НГ, ЙС1, Н2Б, НСН), где Х вЂ” элемент(ы), образующий(ие) кислоту. 2.
В зависимости от числа атомов водорода, способных замешаться на металл, кислоты бывают одноосновные (НС1, ННОз, СНзСООН), двухосновные (Н23, Н2504, Н2СОз), многоосновные (НзР04, Н45104, Нз10з, НзТеоз). Двух- и многоосновные кислоты в водном растворе диссоциируют ступенчато, например; НзР04 + Н20 ~ Н2Р04 + Нзо Н2Р04+н20 Нроя +нзо, НР04 + Н20 ~ Р04 + Нзо кислотный атом водорода атом водорода, НО Н вЂ” не имею|цнй кислотного характера фосфорнстая НзРОз НО 0 г Н Н фосфорноватнстая НзРО2 причем по каждой последующей ступени диссоциация идет хуже, чем по предыдущей, так как заряд кислотного остатка становится более отрицательным, и иону Н г труднее от него оторваться.
Не все атомы водорода, входящие в состав, могут проявлять кислотные свойства. Уксусная кислота СНзСООН вЂ” одноосновная: кислотным является только атом водорода, входящий в состав карбоксильной группы СООН, тогда как атомы водорода метильной группы СНз замешаться на металл не могут, так как слишком прочно связаны с атомом углерода, Интересным примером служат кислородные кислоты фосфора НзРОз (фосфористая) и НзР02 (фосфорноватистая). Первая двухосновна, а вторая одноосновна. Это связано с тем, что отщепляться в виде иона Н+ в водном растворе может только атал~ водорода, входящий в состав полярной группы ОН, а те атомы Н, которые непосредственно связаны с центральным атомом фосфора, отщепляться не могут: 54 Гл.
2. Основные классы неорганических соединений 3. По способности отдавать ионы Нч кислоты подразделяют на сильные и слабые. Сильные кислоты в водном растворе диссоциируют практически необратимо — к их числу относятся все галогеноводородные кислоты, азотная кислота НКОз, серная кислота Н2304 (только по первой ступени), хлорная кислота НС!04 и ряд других. Слабые кислоты (НЕ, Н25, НзСОз, НзЯОз, НИОш СНзСООН и многие другие) отщепляют ион водорода обратимо — степень диссоциации у них зависит от концентрации раствора, но редко превышает один процент.
Количественной мерой силы кислоты служат константа кислотной диссоциации К, (см. гл. 3) и показатель кислотности рК = — (нКл. Эти величины уже не зависят от концентрации раствора. Чем меньше К, (больше рК), тем слабее кислота, Неофициально, кислота считается сильной, если рК отрицателен. Для кислородных кислот существует эмпирическое правило, позволяющее по формуле кислоты качественно предсказывать ее силу. Его суть ясна из табл. 2.3.
Если число атомов кислорода в молекуле превышает число атомов водорода на 2 или 3, кислота — сильная, в противном случае — слабая. Таблица 2.3. Зависимость силы кислот Н ХО„ от состава Это правило объясняется влиянием атомов кислорода на связь 0 — Н, которая разрывается при диссоциации кислоты. Рассмотрим в качестве примера кислородные кислоты хлора: Хлорноватистая Н вЂ” 0 — С1 Н вЂ” 0 — С1= 0 Хлористая 0 !! Н вЂ” 0 — С!=0 Хлорноватая 0 !! Н вЂ” 0 — С!= О !! 0 Хлорная В этом ряду сверху вниз увеличивается число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи 0 — С1 оттягивается некоторая доля электронной плотности.
В результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи 0 — Н, которая за счет этого ослабляется, тем самым диссоциация кислоты облегчается. 4. По устойчивости кислоты подразделяют на два типа: устойчивые, которые существуют в чистом виде, и неустойчивые, которые получены только в водных растворах. К последним относятся азотистая и сернистая кислоты НЫОз и НзБОз, марганцовая кислота НМп04, а также кислородсодержащие кислоты хлора НС!0, НС10ш НС!Оз. р 2.3. Кислоты 55 5. Кислоты сильно различаются по растворимости в воде. Некоторые из них— азотная НИОз, серная Нз504, плавиковая НГ(жидк.), уксусная СНзСООН и другие смешиваются с водой в любых соотношениях. Растворы таких кислот с массовым содержанием кислоты меньше 20% считают разбавленными, больше 50% — концентрированными.
Газообразные кислоты, например, галогеноводороды ограниченно (хотя и очень хорошо) растворимы в воде, причем растворимость газов увеличивается с ростом давления и уменьшением температуры. Так, при обычных условиях невозможно получить соляную кислоту НС! с концентрацией больше 40%. К нерастворимым кислотам относятся кремниевая Нз510з и молибденовая Нз"4)«04. Номенклатура кислот и солей. Названия оескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания «-водородная». Названия кислородных кислот составляются из названия неметалла с прибавлением окончаний «-ная», «-вая», если неметалл находится в высшей степени окисления. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: «-онат», «-ист», «-оватист».
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
