Кислотные свойства это какие

Кислотные свойства это какие thumbnail

Кислотными свойствами называют те, которые наиболее сильно проявляются в данной среде. Их существует целый ряд. Необходимо уметь определять кислотные свойства спиртов и других соединений не только для выявления содержания в них соответствующей среды. Это также важно для распознавания изучаемого вещества.

кислотные свойства

Существует множество тестов на наличие кислотных свойств. Наиболее элементарный – погружение в вещество индикатора – лакмусовой бумаги, которая реагирует на содержание водорода, розовея или краснея. Причем более насыщенный цвет демонстрирует более сильную кислоту. И наоборот.

Кислотные свойства усиливаются вместе с увеличением радиусов отрицательных ионов и, следовательно, атома. Это обеспечивает более легкое отщепление частиц водорода. Это качество является характерным признаком сильных кислот.

Существуют наиболее характерные кислотные свойства. К ним относятся:

– диссоциация (отщепление катиона водорода);

– разложение (образование кислотного оксида и воды под воздействием температуры и кислорода);

– взаимодействие с гидроксидами (в результате которого образуются вода и соль);

– взаимодействие с оксидами (в результате также образуются соль и вода);

– взаимодействие с металлами, предшествующими водороду в ряду активности (образуется соль и вода, иногда с выделением газа);

– взаимодействие с солями (только в том случае, если кислота сильнее той, которой образована соль).

кислотные свойства спиртов

Часто химикам приходится самостоятельно получать кислоты. Для их выведения существует два способа. Один из них – смешение кислотного оксида с водой. Этот способ используется наиболее часто. А второй – взаимодействие сильной кислоты с солью более слабой. Его используют несколько реже.

Известно, что кислотные свойства проявляются и у многих органических веществ. Они могут быть выражены сильнее или слабее в зависимости от строения ядер атомов. К примеру, кислотные свойства спиртов проявляются в способности отщеплять катион водорода при взаимодействии с щелочами и металлами.

Алкоголяты – соли спиртов – способны гидролизоваться под действием воды и выделять спирт с гидроксидом металла. Это доказывает, что кислотные свойства этих веществ слабее, чем у воды. Следовательно, среда выражена в них сильнее.

Кислотные свойства фенола гораздо сильнее в связи с повышенной полярностью ОН-соединения. Поэтому данное вещество может реагировать также с гидроксидами щелочноземельных и щелочных металлов. В результате образуются соли – феноляты. Чтобы выявить фенол, наиболее эффективно использовать качественную реакцию с хлоридом железа (III), в которой вещество приобретает сине-фиолетовую окраску.

кислотные свойства фенола

Итак, кислотные свойства в различных соединениях проявляются одинаково, но с разной интенсивностью, что зависит от строения ядер и полярности водородных связей. Они помогают определять среду вещества и его состав. Наряду с данными свойствами, существуют также и основные, которые усиливаются с ослаблением первых.

Все эти характеристики проявляются в большинстве сложных веществ и составляют важную часть окружающего нас мира. Ведь именно за их счет проходят многие процессы не только в природе, но и в живых организмов. Поэтому кислотные свойства крайне важны, без них была бы невозможна жизнь на земле.

Источник

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими
соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением
периодического закона.

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в “строки и столбцы” – периоды и группы.

Период – ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов.
4, 5, 6 – называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в
высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете
предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Менделеев Дмитрий Иванович

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая
говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов (“→” слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы
увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде “←” справа налево.

Радиус атома в периоде

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер – сверху вниз “↓”. Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома,
соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается – снизу вверх “↑”. Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг
атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Радиус атома в группе

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня.
Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия – тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует – там нужно считать электроны
“вручную”, располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть
то самое “сходство”:

  • B5 – 1s22s22p1
  • Al13 – 1s22s22p63s23p1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для
бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия – 3s23p1, галия – 4s24p1,
индия – 5s25p1 и таллия – 6s26p1. За “n” мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы,
то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода – и вот быстро получена
конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Читайте также:  Какие свойства жидкостей отмечены в поговорке и пословицах

Электронная конфигурация по номеру группы и периоду

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен,
вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных – только “вручную”.

Длина связи

Длина связи – расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую.
Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Длина связи в химии

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех
веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические – усиливаются (слева направо “→”). В группе с увеличением
заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические – ослабевают (сверху вниз “↓”).

Металлические и неметаллические свойства

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают
S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны – у него самые слабые неметаллические свойства. Сера
обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера – самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную
линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева – металлы.

Металлы и неметаллы в таблице Менделеева

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные – возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные
свойства усиливаются, а кислотные – ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются,
вторые – убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Основные и кислотные свойства

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных
кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между
молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF – самая слабая из этих кислот, а
HI – самая сильная.

Галогеноводородные кислоты

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные – усиливаются. В группе с увеличением заряда
атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные – с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще
запомнить 😉

Восстановительные и окислительные свойства

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность – способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны).
Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает
к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус “-“.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома
они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева – это фтор.

Электроотрициательность в таблице Менделеева

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий
расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе
выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на
себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости “синонимичны” также понятия сродства к электрону – энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации –
количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.

Энергия связи

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды,
ниже строка с летучими водородными соединениями.

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру,
для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы – R2O3. Напишем
высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3,
Ga2O3.

На экзамене строка с готовыми “высшими” оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим,
что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

Высшие оксиды

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене.
Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в “-” отрицательную СО.
Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы – 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить
ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Читайте также:  Какие свойства камня агат

Летучие водородные соединения

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко
найдете формулы других ЛВС VI группы: серы – H2S, H2Se, H2Te, H2Po.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Определение

Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит кислород в степени окисления -2.

Номенклатура оксидов

Названия оксидов строятся по следующим правилам систематической номенклатуры:

  1. Сначала указывают слово оксид, после него, в родительном падеже, – название второго элемента.

  2. Если элемент, образующий оксид, имеет единственную валентность, то её в названии оксида можно не указывать. Если же элемент имеет переменную валентность и образует несколько оксидов, то валентность элемента обязательно указывается римскими цифрами в скобках в конце записи названия оксида.

  3. При записи химической формулы оксида кислород записывается на последнем месте.

Примеры:

  • $Na_2O$ – оксид натрия

  • $CaO$ – оксид кальция

  • $Al_2O_3$ – оксид алюминия

  • $overset{+7}{Mn_2}O_7$ – оксид марганца (VII) 

  • $overset{+2}{Cr}O$ – оксид хрома (II) 

  • $overset{+3}{Cr_2}O_3$ – оксид хрома (III)

В настоящее время при формировании названий оксидов пользуются правилами систематической номенклатуры. Однако до её появления, пока число известных соединений было не столь велико, широко использовалась тривиальная номенклатура, в которой названия веществ основаны не на особенностях их строения, а на внешнем виде или каких-то специфических свойствах именуемых объектов. Многие тривиальные названия распространены и в наше время.

На смену тривиальной номенклатуре пришла полусистематическая номенклатура. В полусистематических названиях веществ с помощью использования морфем пытались отразить особенности химического строения соединений. Применительно к оксидам вводились следующие названия: закись – для оксидов элементов в низких степенях окисления, окись – для более высоких степеней окисления. Кислотные оксиды часто рассматривали как продукты дегидратации соответствующих кислот и отражали это в виде названия ангидрид: $P_2O_5$ – фосфорный ангидрид, $SO_3$ – серный ангидрид и т.д.

Таблица 1

Формулы и названия некоторых оксидов в соответствии с тривиальной, полусистематической и систематической номенклатурой

ФормулаТривиальное названиеУстаревшее названиеСистематическое название
$N_2O$веселящий газзакись азотаоксид азота (I)
$NO$ окись азотаоксид азота (II)
$N_2O_3$ трёхокись азота, азотистый ангидридоксид азота (III)
$NO_2$бурый газдвуокись азотаоксид азота (IV)
$N_2O_5$ пятиокись азота, азотный ангидридоксид азота (V)
$SO_2$сернистый газдвуокись серы, сернистый ангидридоксид серы (IV)
$SO_3$ трёхокись серы, серный ангидридоксид серы (VI)
$CO$угарный газокись углеродаоксид углерода (II)
$CO_2$углекислый газдвуокись углеродаоксид углерода (IV)
$Na_2O$натрокись натрияоксид натрия
$MgO$жжёная магнезияокись магнияоксид магния
$CaO$жжёная известь, негашёная известьокись кальцияоксид кальция
$Al_2O_3$глинозёмокись алюминияоксид алюминия
$SiO_2$кремнезёмдвуокись кремнияоксид кремния (IV)
$Fe_3O_4$железная окалиназакись-окись железаоксид железа (II, III)
$H_2O$водаокись водородаоксид водорода

КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ

Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобразующие. Последние, как вытекает из названия, не образуют солей.

Несолеобразующими называют оксиды, которые не вступают во взаимодействие ни с щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Эти оксиды образованы неметаллами.

Несолеобразующих оксидов немного, их необходимо запомнить: $N_2O$, $NO$, $CO$, $SiO$.

Солеобразующими называют оксиды, способные взаимодействовать с кислотами или с основаниями с образованием солей.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды.

Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания).

Основные оксиды образованы типичными металлами (щелочными, щелочноземельными, магнием), а также переходными металлами в низких степенях окисления (кроме $ZnO$).

Примеры основных оксидов: $Li_2O$, $Na_2O$, $K_2O$, $MgO$, $CaO$, $BaO$, $overset{+2}{Fe}O$, $overset{+2}{Cr}O$, $overset{+1}{Cu_2}O$, $overset{+2}{Cu}O$, $overset{+2}{Mn}O$ и др.

Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты).

Кислотные оксиды образованы неметаллами (за исключением несолеобразующих оксидов $CO$, $SiO$, $NO$, $N_2O$), а также переходными металлами в высоких степенях окисления.

Примеры кислотных оксидов: $Cl_2O_7$, $SO_3$, $SO_2$, $N_2O_5$, $NO_2$, $N_2O_3$, $P_2O_5$, $P_2O_3$, $CO_2$, $SiO_2$, $B_2O_3$, $overset{+6}{Cr}O_3$, $overset{+7}{Mn_2}O_7$ и др.

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Им соответствуют амфотерные гидроксиды.

К амфотерным оксидам относятся оксид бериллия $BeO$, оксид алюминия $Al_2O_3$, оксид цинка $ZnO$, а также оксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления.

Примеры амфотерных оксидов: $Al_2O_3$, $overset{+3}{Fe_2}O_3$, $overset{+3}{Cr_2}O_3$, $overset{+4}{Mn}O_2$, $overset{+2}{Sn}O$, $overset{+4}{Sn}O_2$, $overset{+5}{V_2}O_5$, $ZnO$, $BeO$ и др.

Кислотные свойства это какие

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Это оксиды металлов (кроме некоторых переходных металлов в высших степенях окисления), твердые вещества.

Основным оксидам соответствуют основания, в которых металл имеет такую же степень окисления, как в оксиде, при этом степень окисления равна числу гидроксильных групп.

Например, оксиду натрия $overset{+1}{Na}_2O$  соответствует гидроксид натрия $overset{+1}{Na}OH$;

оксиду кальция $overset{+2}{Ca}O$  соответствует гидроксид кальция $overset{+2}{Ca}(OH)_2$;

оксиду железа (II) $overset{+2}{Fe}O$  соответствует гидроксид железа (II)  $overset{+2}{Fe}(OH)_2$.

Кислотные оксиды взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды, им соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов ($mathrm{CO_2, SO_2, SO_3, N_2O_5}$) или переходных металлов в высших степенях окисления ($mathrm{CrO_3, Mn_2O_7}$).

Оксиду соответствует кислота в случае, если степень окисления элемента в обоих соединениях одинакова, при этом степень окисления кислотного остатка равна количеству атомов водорода.

Например, оксиду углерода (IV) $overset{+4}{C}O_2$ соответствует угольная кислота  $H_2overset{+4}{C}O_3$;

оксиду серы (IV) $overset{+4}{S}O_2$  соответствует сернистая кислота $H_2overset{+4}{S}O_3$;

оксиду серы (VI) $overset{+6}{S}O_3$  соответствует серная кислота $H_2overset{+6}{S}O_4$;

оксиду азота (V) $overset{+3}{N}_2O_3$ соответствует азотистая кислота $Hoverset{+3}{N}O_2$;

оксиду азота (V) $overset{+5}{N}_2O_5$ соответствует азотная кислота $Hoverset{+5}{N}O_3$;

оксиду азота (IV) $overset{+4}{N}O_2$ соответствует сразу две кислоты:  азотная —  $Hoverset{+5}{N}O_3$ и азотистая — $Hoverset{+3}{N}O_2$;  

оксиду хлора  (IV) $Cloverset{+4}O_2$ соответствует хлорноватая  $Hoverset{+3}{Cl}O_2$ и хлористая $Hoverset{+5}{Cl}O_3$  кислоты. 

Обратите внимание: если элемент в оксиде проявляет степень окисления, отличную от той, которую он проявляет в кислоте, такой оксид является несолеобразующим!

Например: углерод в угарном газе $overset{+2}{C}O$ проявляет степень окисления +2, в то время как в единственной кислоте, содержащей углерод,  $H_2overset{+4}{C}O_3$ его степень окисления равна +4. Поэтому оксид углерода (II) относится к несолеобразующим оксидам.

Амфотерные оксиды проявляют в зависимости от условий свойства основных или кислотных оксидов.

Им соответствуют амфотерные основания. 

Например, оксиду железа (III) $overset{+3}{Fe}_2O_3$  соответствует гидроксид железа (III)  $overset{+3}{Fe}(OH)_3$

оксиду алюминия $overset{+3}{Al}_2O_3$  соответствует гидроксид алюминия  $overset{+3}{Al}(OH)_3$

оксиду хрома (III) $overset{+3}{Cr}_2O_3$  соответствует гидроксид хрома (III)  $overset{+3}{Cr}(OH)_3$

В таблице представлены основные свойства кислотных, основных и амфотерных оксидов.

Читайте также:  Каким замечательным свойством обладают медианы высоты и биссектрисы
основные амфотерныекислотные

Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды.

Это оксиды металлов (кроме некоторых переходных металлов в высших степенях окисления), твердые вещества

CaO, FeO, Cu$_2$O

оксиды, проявляющие в зависимости от условий свойства основных или кислотных оксидов.

Им соответствуют амфотерные основания

Это твердые вещества.

Al$_2$O$_3$, ZnO, Fe$_2$O$_3$, $Cr_2O_3$, BeO

взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды, им соответствуют кислоты.

Это оксиды неметаллов (CO$_2$, SO$_2$, SO$_3$, N$_2$O$_5$) или переходных металлов в высших степенях окисления (CrO$_3$, Mn$_2$O$_7$)

Газы, жидкости, твердые тела

Прим. Некоторые (NO$_2$, ClO$_2$) образуют сразу две кислоты

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ

Основные и амфотерные оксиды при комнатной температуре – твердые вещества ($CaO$, $Fe_2O_3$ и др.); кислотные оксиды – твёрдые вещества ($P_2O_5$, $SiO_2$), жидкости ($SO_3$, $Сl_2О_7$ и др.) или газы ($NO_2$, $SO_2$ и др.). Все несолеообразующие оксиды являются газами, кроме $SiO$, который является твердым веществом. Однако, нужно помнить, что кремниевую кислоту $H_2SiO_3$ нельзя получить непосредственно из оксида кремния, добавляя воду! Эту кислоту можно получить косвенным путем из солей кремния  – силикатов.

Оксиды металлов могут быть окрашены в разные цвета: оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов обычно белого цвета, оксиды переходных металлов $Cr_2O_3$ – зеленый; $HgO$ – красно-оранжевый; $CuO$ – черный, а $Cu_2O$ – красный.

Оксид кремния $SiO_2$ – самое распространенное твердое вещество на Земле. Он входит в состав почвы (песок), горных пород и минералов. Драгоценные камни, такие как изумруд, сапфир, горный хрусталь имеют в своей структуре молекулы оксида кремния, при этом атомы кремния и кислорода образуют атомную кристаллическую решетку, и, поэтому представляют собой тугоплавкие, твердые, но хрупкие кристаллы правильной формы:

     Кислотные свойства это какиеКислотные свойства это какиеКислотные свойства это какие

   Бурый газ (оксид азота(IV))           Оксид железа (III)                                 Оксид кремния

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ

Исходное веществоРеагентПродукты реакцииУравнение реакции
$K_2O$вода растворимое основание (щелочь)*

$K_2O + H_2O = 2KOH$

MgOкислотасоль и вода

$MgO  + 2HCl = MgCl_2 + H_2O$

CaOкислотный оксидсоль

$ CaO + CO_2 = CaCO_3$

$Na_2O$амфотерный оксидсоль

$Na_2O + ZnO = Na_2ZnO_2$

* Взаимодействие основного оксида с водой протекает только в случае, если образуется растворимое основание, т.е. щелочь. В случае возможного образования нерастворимого основания реакция не идет, например:

$MgO + H_2O not = Mg(OH)_2 downarrow$

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ

Исходное веществоРеагентПродукты реакции Уравнение реакции 

$SO_3$

$N_2O_5$

 вода соответствующая растворимая*
 кислота

 $SO_3 + H_2O = H_2SO_4$

$N_2O_5 + H_2O = 2HNO_3$

$SiO_2 + H_2O not = H_2SiO_3 downarrow$

$SO_2$ щелочь соль и вода$SO_2 + 2NaOH = Na_2SO_3 + H_2O$
$P_2O_5$ основный оксид соль$P_2O_5 + 3Na_2O = 2Na_3PO_4 $
$SO_3$ амфотерный оксид соль

$ZnO + SO_3= ZnSO_4 $

*Реакция не протекает в случае,если образуется нерастворимая кислота, например: $SiO_2 + H_2O not = H_2SiO_3 downarrow$

Кислотные оксиды образуют соли, соответствующие определенной кислоте. Если у элемента может быть две или более кислот, то следует ориентироваться на степень окисления этого элемента в оксиде и кислоте: она должна быть одинаковой. Для лучшего понимания превращений кислотных оксидов в соли советуем воспользоваться следующим алгоритмом (на примере взаимодействия оксида азота(V) с гидроксидом кальция): $N_2O_5 + Ca(OH)_2 rightarrow$

1) Определим степень окисления азота в оксиде: $overset{X}{N}_2 overset{-2}{O_5} $ X=10/2=+5

2) Вспомним, какие кислоты образует азот и определим в каждой его степень окисления:

$hspace{2cm} overset{+1}{H}overset{x}{N}overset{-2}{O_2}hspace{3cm} overset{+1}{H}overset{x}{N}overset{-2}{O_3}hspace{2cm}  $

$1cdot (+1) +1 cdot x + 2cdot(−2) = 0   hspace{0.5cm} 1cdot (+1) +1 cdot x + 3cdot(−2) = 0 $

$hspace{2cm} x = +3 hspace{3.2cm} x = +5$

Значит оксиду азота (V) соответствует азотная кислота, и $N_2O_5$ при взаимодействии с щелочами образует ее соли – нитраты ($NO_3^ – $):

$N_2O_5 + Ca(OH)_2 = Ca(NO_3)_2 + H_2O$

Воспользовавшись этим алгоритмом, можно составить следующие логические ряды:

$N_2O_5 rightarrow HNO_3$          ст.ок=+5     образует соли нитраты $NO_3^ – $

$ N_2O_3 rightarrow HNO_2$          ст.ок=+3     образует соли нитриты $NO_2^ –$

$P_2O_5 rightarrow H_3PO_4$       ст.ок=+5    образует соли нитраты $PO_4^{3 -}$ 

Для наглядного запоминания этого принципа можно воспользоваться таблицей, приведенной ниже.

Таблица. Формулы и названия кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов

Формула кислоты Название кислоты Формула кислотного остатка Название кислотного остатка  Соответствующий кислотный оксид
 HF Фтороводород, плавиковая$ F^-$ Фторид 
 HCl Хлороводород, соляная$ Cl^-$ Хлорид 
 HBr Бромоводород $Br-$ Бромид 
 HIЙодоводород $I^-$ Йодид  
 $H_2S$Сероводород$S^{2-}$Сульфид 
HCNЦиановодородная$CN^-$Цианид 
$HNO_2$Азотистая$NO^{2-}$Нитрит$N_2O_3$
$HNO_3$Азотная$NO^{3-}$Нитрат$N_2O_5$
$H_3PO_4$Ортофосфорная$mathrm{PO_4^{3-}}$Фосфат$P_2O_5$
$ H_3AsO_4$ Мышьяковая$mathrm{AsO_4^{3-}}$ Арсенат$As_2O_5$
$ H_2SO_3$ Сернистая$mathrm{SO_3^{2-}}$ Сульфит$SO_2$
$ H_2SO_4$ Серная$mathrm{SO_4^{2-}}$Сульфат$SO_3$
 $H_2CO_3$ Угольная$mathrm{CO_3^{2-}}$ Карбонат$CO_2$
$ H_2SiO_3$ Кремниевая$mathrm{SiO_3^{2-}}$ Силикат$SiO_2$
$ H_2CrO_4$ Хромовая$mathrm{CrO_4^{2-}}$ Хромат$CrO_3$
$ H_2Cr_2O_7$ Дихромовая $mathrm{Cr_2O_7^{2-}}$ Дихромат $CrO_3$
$HMnO_4$ Марганцовая $mathrm{MnO_4^{-}}$ Перманганат$Mn_2O_7$
 $HClO$ Хлорноватистая $mathrm{ClO^-}$Гипохлорит$Cl_2O$
$ HClO_2$Хлористая$mathrm{ClO_2^{-}}$Хлорит$Cl_2O_3$
$ HClO_3$ Хлорноватая $mathrm{ClO_3^{-}}$ Хлорат$Cl_2O_5$
$ HClO_4$ Хлорная $mathrm{ClO_4^{-}}$ Перхлорат$Cl_2O_7$
 $HCOOH$ Метановая, муравьиная $mathrm{HCOO^-}$ Формиат 
 $CH_3COOH$ Этановая, уксусная $mathrm{CH_3COO^-}$ Ацетат 
$ H_2C_2O_4$ Этандиовая, щавелевая  $mathrm{C_2O_4^-}$ Оксалат 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

Исходное веществоРеагентПродукты реакции Уравнение реакции 
$ZnO, Al_2O_3$ вода$not = $

не взаимодействуют

$ZnO$кислотный оксид соль $ ZnO + SO_3= ZnSO_4 $
  основный оксид соль

$ZnO + Na_2O  = Na_2ZnO_2$

 
$Al_2O_3$кислота соль

$ Al_2O_3 + 6HNO_3 =  2Al(NO_3)_3 + 3H_2O $

$Al_2O_3$щелочь щелочь в расплаве — соль+вода

$Al_2O_3  + 2NaOH (т)xrightarrow[t, ^circ C]{}$

$ 2NaAlO_2  + H_2O $

$Al_2O_3$щелочь в растворе — комплексная соль

$Al_2O_3  + 6NaOH (p-p)  + 3H_2O  = $

$=2Na_3[Al(OH)_6]$

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ

1) взаимодействие простых веществ с кислородом

$mathrm{2Ca + O_2 = 2CaO}$

$mathrm{S + O_2 = SO_2}$

2)  взаимодействие сложных веществ с кислородом

$mathrm{2ZnS + 3O_2 = 2ZnO + SO_2}$

3) разложение некоторых солей при нагревании

$mathrm{CaCO_3 =  CaO + CO_2}$

$mathrm{2CuSO_4 = 2CuO + 2SO_2 + O_2}$

Примечание: соли натрия и калия обычно не разлагаются с образованием оксидов. Подробнее смотрите тему “Разложение солей”

4) дегидратация кислот и нерастворимых оснований

$mathrm{ H_2SO_4 = SO_3 + H_2O}$

(точнее: $mathrm{3H_2SO_4 + P_2O_5 = 3SO_3uparrow + 2H_3PO_4}$) 

$mathrm{H_2SiO_3 = SiO_2 + H_2O}$

$mathrm{Cu(OH)_2 = CuO + H_2O}$

5) окисление одних оксидов и восстановление других

$mathrm{MnO_2 + 2H_2 = MnO + 2H_2O}$

$mathrm{2NO + O_2 = 2NO_2}$

$mathrm{Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr}$ (алюмотермия)

$mathrm{CuO + C = Cu + CO}$

При этом более активный металл вытесняет менее активный из его оксида. Для сравнения активности металлов следует использовать электрохимический ряд напряжения металлов.

6) вытеснение летучих оксидов из солей менее летучими

$mathrm{Na_2CO_3 + SiO_2  =  Na_2SiO_3 + CO_2uparrow}$

Источник