Что такое основной остаток химия

Номенклатура оснований. Основные остатки

Названия оснований состоят из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже: KOH – гидроксид калия, Ba(OH)₂ – гидроксид бария, Al(OH)₃ – гидроксид алюминия. Если металл образует несколько оснований, то в их названиях римской цифрой в скобках указывается степень окисления атомов этого металла, например: Fe(OH)₂ – гидроксид железа(II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III), Sn(OH)₂ – гидроксид олова(II), Sn(OH)₄ – гидроксид олова(IV).

Основание NH₃∙H₂O, образующееся при растворении аммиака в воде, называется гидрат аммиака. Ранее его состав выражался формулой NH₄OH, однако соединение такого состава в действительности не существует.

При отщеплении гидроксогрупп ОН от формульных единиц оснований образуются основные остатки. Общее число остатков основания равно его кислотности. Валентность основного остатка равна разности между числами групп ОН в формулах основания и данного остатка. Заряды основных остатков всегда положительны и численно совпадают с их валентностью. Например, гидроксиду железа(III) соответствуют три основных остатка – Fe(OH)₂, Fe(OH)₂ и Fe, валентность которых равна, соответственно, I, II и III, а их заряды составляют 1+, 2+ и 3+ (рис. 3).

Формулы, значения валентности и названия остатков важнейших оснований приведены в Приложении 2.

Дата добавления: 2015-09-18 ; просмотров: 1480 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

Кислотный остаток

Кислотный остаток — это анион, который является второй частью формулы сложного химического соединения. Они способны замещать определенное количество атомов или групп атомов. Ни у одного кислотного остатка нет свободных реакциоспособных электронов. Как правило, кислотный остаток состоит из атомов неметаллов.

Таблица самых распространенных кислотных остатков

Кислотный остаток	Валентность	Название	Тривиальное название кислоты
-Cl	I	хлорид	соляная кислота
-NO3	I	нитрат	азотная кислота
-SO4	II	сульфат	серная кислота
-SO3	II	сульфит	сернистая кислота
-S	II	сульфид	сероводородная кислота
-SiO3	II	силикат	кремниевая кислота
-CO3	II	карбонат	угольная кислота
-PO4	III	ортофосфат	ортофосфатная кислота
-NO2	I	нитрит	нитритная кислота
-F	I	фторид	плавиковая кислота
-I	I	иодид	иодидная кислота
-Br	I	бромид	бромидная кислота

Полезное

Смотреть что такое «Кислотный остаток» в других словарях:

кислотный остаток — — [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN acid residue … Справочник технического переводчика

кислотный остаток — rūgšties liekana statusas T sritis chemija apibrėžtis Rūgšties anijonas. atitikmenys: angl. acid residue rus. кислотный остаток … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

кислотный остаток — кислотный радикал … Cловарь химических синонимов I

кислотный радикал — кислотный остаток … Cловарь химических синонимов I

Эфиры сложные — (хим.) представляют собой сочетания спиртов с кислотами, происходящие путем выделения воды за счет водных остатков этих соединений. Названия [В немецкой химической литературе сложные Э. весьма целесообразно названы, по предложению Гмелина, особым … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Число координатное — химических соединений — Термин введен в науку А. Вернером, который предполагает, что ему удалось открыть закономерность, определяющую состав гидратов, аммиакатов (ср. Кобальтиаковые соединения), двойных (и простых, кислородсодержащих) солей и вообще неорганических и… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

Анион — Анион отрицательно заряженный ион. Характеризуется величиной отрицательного электрического заряда; например, Cl− однозарядный анион, а SO42− двузарядный анион. В электрическом поле анионы перемещаются к положительному… … Википедия

диазосоединения — органические соединения общей формулы RN2 (алифатические диазосоединения; R алкил) или ArN2X (ароматические диазосоединения; Ar арил, Х гидроксильная группа или кислотный остаток), из которых наиболее важны последние соли диазония.… … Энциклопедический словарь

ртутьорганические соединения — содержат в молекуле атом ртути, непосредственно связанный с углеродом. Известны ртутьорганические соединения типа R2Hg и RHgX, где R органический радикал, Х галоген, ОН, кислотный остаток. Применяются в органическом синтезе, как фунгициды.… … Энциклопедический словарь

соли — продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр., NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

Источник

Классификация неорганических веществ

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂, MnO₃, Mn₂O₇.

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH, которое распадается на NH₃ и H₂O)

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Кислоты

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Блиц-опрос по теме Классификация неорганических веществ

Источник

Оксиды

Определение оксидов

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов (т. е. бинарные соединения), один из которых — кислород в степени окисления −2.

Общая формула оксидов: ЭxOy, где Э – химический элемент, а x и y — индексы, определяемые степенью окисления химических элементов.

Виды оксидов

Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и щелочами, то есть не способны образовать соли.

К несолеобразующим оксидам относят: CO, SiO, N₂O, NO.

Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей.

Солеобразующие оксиды делятся на три группы:

Основные оксиды — это оксиды, образованные металлами со степенью окисления +1 или +2.

Примеры основных оксидов: Na +1 ₂O, Ca +2 O, Ba +2 O.

Амфотерные оксиды — оксиды, образованные металлами со степенью окисления +3 или +4.

К амфотерным оксидам относят также: ZnO, BeO, PbO, SnO.

Несмотря на то, что эти металлы проявляют степень окисления +2 в данных соединениях, их оксиды проявляют амфотерные свойства.

Примеры амфотерных оксидов: Al +3 ₂O₃, Fe2 +3 O₃.

Кислотные оксиды — оксиды, образованные металлами с валентностью V и более или неметаллами с любой валентностью (за исключением несолеобразующих оксидов, то есть CO, SiO, N₂O, NO).

Примеры кислотных оксидов: S +6 O₃, N2 +5 O₅, Mn₂ +7 O₇.

Если один и тот же химический элемент образовывает несколько оксидов, то с увеличением степени окисления основные свойства оксидов ослабевают и усиливаются кислотные.

CrO (оксид хрома (II)) — проявляет основные свойства;

Cr₂O3 (оксид хрома (III)) — проявляет амфотерные свойства;

CrO₃ (оксид хрома (VI)) — проявляет кислотные свойства.

Закрепим знания о типах оксидов, изучив схему:

Номенклатура оксидов

Названия оксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:

Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.

Если этот элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.

Примеры названий оксидов:

Fe₂O₃ — оксид железа (III). Читается: феррум два о три.

Na₂O — оксид натрия. Читается: натрия два о.

SO₃ — оксид серы (VI). Читается: эс о три.

До появления систематической номенклатуры вещества называли по присущим им специфическим свойства (цвету, запаху и т. д.). Такой способ названия веществ — тривиальная номенклатура. Некоторые названия используются и сейчас.

Названия некоторых оксидов: таблица

Химическая формула оксида

Бытовое (тривиальное название)

Возможное научное название

H₂OВодаОксид водородаCO₂Углекислый газОксид углерода (IV), диоксид углеродаCOУгарный газОксид углерода (II), монооксид углеродаSO₃Серный газОксид серы (VI), триоксид серыSO₂Сернистый газОксиды серы (IV), диоксид серыSiO₂Кварц, горный хрусталь, песок кварцевый, речной и морскойОксид кремнияAl₂O₃ГлиноземОксид алюминияFe₂O₃Гематит (крокус)Оксид железа (III)CaOНегашеная известьОксид кальция

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой

С водой способны реагировать оксиды тех металлов, которым соответствуют растворимые гидроксиды. То есть с водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Основный оксид + вода = основание

Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами

Основные оксиды, соответствующие щелочам, взаимодействуют со всеми кислотными оксидами и кислотами. Оксиды неактивных металлов взаимодействуют только с кислотными оксидами, соответствующими сильным кислотам, или с сильными кислотами.

Основный оксид + кислотный оксид = соль

Основный оксид + кислота = соль + вода

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами

В эту реакцию могут вступать только основные оксиды щелочных или щелочноземельных металлов. При сплавлении двух оксидов образуется соль.

Основный оксид + амфотерный оксид = соль

Как составлять такие соли: металл в этой соли берем из основного оксида, а кислотный остаток из амфотерного оксида (они проявляют более кислотные свойства).

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой

Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот. За исключением SiO₂, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота.

Кислотный оксид + вода = кислота

2. Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

Кислотные оксиды сильных кислот способны взаимодействовать с любыми основными оксидами или основаниями.

Кислотный оксид + основный оксид = соль

Кислотный оксид + основание = соль + вода

Кислотные оксиды, соответствующие слабым кислотам (такие как CO₂, SO₂), способны взаимодействовать с основными оксидами, соответствующим щелочам, а также с щелочами.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

С амфотерными оксидами в реакцию вступают кислотные оксиды — как правило, сильных кислот.

Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль

Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль + вода

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Взаимодействие с водой

Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой — даже при нагревании!

Амфотерный оксид + вода ≠

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотой

Амфотерные оксиды взаимодействуют только с сильными и средними кислотами и их оксидами.

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

Амфотерный оксид + кислота = соль + вода

3. Взаимодействие с основными оксидами

Амфотерные оксиды взаимодействуют только с теми оксидами, которые соответствуют щелочам. Реакция протекает только в расплаве, так как в растворе такие оксиды взаимодействуют преимущественно с водой с образованием щелочей.

Амфотерный оксид + основный оксид (расплав) = соль

4. Взаимодействие со щелочами

Продукты взаимодействия амфотерных оксидов со щелочами зависят от условий проведения реакции. В растворе образуются комплексные соли, а при сплавлении – средние соли.

Амфотерный оксид + щелочь (раствор) + вода = комплексная соль

Амфотерный оксид + щелочь (расплав) = средняя соль + вода

Получение оксидов

1. Окисление металлов

Почти все металлы окисляются кислородом до устойчивых степеней окисления.

Металлы с переменной степенью окисления, как правило, образуют соединения в степени окисления +3:

При взаимодействии щелочных металлов (элемента IA группы) образуются пероксиды Me₂O₂ или надпероксиды MeO₂, где Ме — щелочной металл.

2. Окисление простых веществ — неметаллов

При окислении неметаллов в избытке кислорода, как правило, образуются высшие оксиды (это оксиды, в которых неметалл проявляют высшую степень окисления):

При недостаточном количестве кислорода образуются оксиды неметаллов в промежуточной степени окисления:

Существуют и исключения. Например, сера окисляется лишь до оксида серы (IV) даже в избытке кислорода:

Или азот, который взаимодействует с кислородом только при температуре 2 000̊С или под действием электрического разряда с образованием оксида азота (II):

3. Разложение гидроксидов

Некоторые кислоты и гидроксиды неустойчивы и самопроизвольно разлагаются по схеме:

Гидроксид (кислота) = оксид + вода

Оксиды тяжелых металлов (нерастворимые гидроксиды) и кремниевая кислота разлагаются при нагревании по той же самой схеме.

4. Окисление сложных веществ

Сложные бинарные (состоящие из двух химических элементов) соединения окисляются с образованием двух оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Также оксиды получают разложением солей, например, карбонатов, нитратов сульфатов и т. д.

Мы узнали, какие вещества в химии называют оксидами, какие бывают оксиды, а также разобрали свойства каждого вида. Осталось подкрепить теорию практикой — а сделать это можно на курсах по химии в онлайн-школе Skysmart!

Источник

Классы неорганических веществ. Гидроксиды, кислоты, соли

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Классы неорганических веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы отличаются характерным «металлическим» блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические, неорганические и элементоорганические. Неорганическая химия охватывает химию всех элементов периодической системы. Свойства органических соединений существенно отличаются от свойств неорганических, а элементоорганические соединения, с учетом их специфики, занимают промежуточное положение. С классификацией органических и элементоорганических соединений удобнее познакомиться при изучении соответствующих разделов химии, посвященных этим соединениям.

Неорганические вещества разделяются на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, соединения и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотосодержащие и т.п.), либо по химическим свойствам, т.е. по функциям (кислотно-основным, окислительно-восстановительным и т.д.), которые эти вещества осуществляют в химических реакциях, – по их функциональным признакам.

К важнейшим бинарным соединениям относятся любые соединения только двух различных элементов. Например, бинарными соединениями азота и кислорода являются: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅; бинарные соединения меди и серы: Cu₂S, CuS, CuS₂. В формулах бинарных соединений металлы всегда предшествуют неметаллам: SnCl₂, Al₃N. Если бинарное соединение образовано двумя неметаллами, то на первом месте ставится символ того элемента, который располагается левее в следующей последовательности:

B, Si, C, As, P, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, N, O, F.

Если бинарное соединение состоит из двух металлов, то первым указывается металл, располагающийся в большом периоде раньше (от начала периода). Если оба металла находятся в одной группе, то первым указывается элемент с большим порядковым номером.

Бинарные соединения подразделяются на классы в зависимости от типа неметалла (табл. 1.2.), а остальные бинарные соединения относят к соединениям между металлами – интерметаллидам.

Таблица 3. Классы бинарных соединений от типа неметалла

Класс	Неметалл	Пример формулы соединения	Название
Галогениды	F, Cl, Br, I	NaCl	Хлорид натрия
Оксиды	O	FeO	Оксид железа (II)
Халькогениды	S, Se, Te	ZnS	Сульфид цинка
Пниктогениды	N, P, As	Li3N	Нитрид лития
Гидриды	H	CaH2	Гидрид кальция
Карбиды	C	SiC	Карбид кремния
Силициды	Si	FeSi	Силицид железа
Бориды	B	Mg3B2	Борид магния

Их названия образуются из латинского корня названия неметалла с окончанием «ид» и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже (табл. 3). Если менее электроотрицательный элемент может находиться в разных окислительных состояниях, то после его названия в скобках указывают римскими цифрами его степень окисления. Так, Cu₂O – оксид меди (I), CuO- оксид меди (II), CO – оксид углерода (II), CO₂ – оксид углерода (IV), SF₆ – фторид серы (VI). Можно также вместо степени окисления указывать с помощью греческих числительных приставок (моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.) стехиометрический состав соединения: СО – монооксид углерода (приставку «моно» часто опускают), СО₂ – диоксид углерода, SF₆ – гексафторид серы, Fe₃O₄ – тетраоксид трижелеза. Для отдельных бинарных соединений сохраняют традиционные названия: Н₂О – вода, NН₃ – аммиак, РН₃ – фосфин.

Оксиды.

Оксиды – сложные вещества, бинарные соединения, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород. Атомы кислорода в оксидах связаны ионно или ковалентно с атомами электро­положительного элемента и не связаны друг с другом. Например:

Оксиды образуют почти все химические элементы. При образовании названия к слову оксид добавляется название элемента в родительном падеже. Если элемент проявля­ет переменную степень окисления, то ему соответствует несколько оксидов. В таких слу­чаях при названии оксидов указывается степень окисления римской цифрой в скобках: Fe +2 O –оксид железа (II), Fe +3 ₂ O₃ – оксид железа (III), S +4 O₂ – оксид серы (IV), S +6 О₃– ок­сид серы (VI) и др.

По химическим свойствам оксиды можно разделить на солеобразующие (их большинст­во) и несолеобразующие (безразличные). Примером несолеобразующих оксидов могут служить такие, как NO, N₂O. Они не образуют солей. Солеобразующие оксиды подразде­ляются на кислотные, основные и амфотерные.

К кислотным относят оксиды типичных неметаллов (SО₃, N₂O₅, CO₂, P₂O₅, Сl₂O₇), а также оксиды некоторых металлов в их высшей степени окисления (СrO₃, V₂O₅, Mn₂O₇ и др.). Этим оксидам соответствуют кислоты.

Основные оксиды – это оксиды типичных металлов: Na₂O, MgO, BaO, CuO, Fe₂O₃ и др. Им соответствуют гидроксиды (основания).

К амфотерным относятся оксиды некоторых металлов: ZnO, Al₂O₃, SnO, Сr₂O₃, РbО и др. Они обладают одновременно свойствами кислотных и основных оксидов. В данной ра­боте амфотерные оксиды и гидроксиды не рассматриваются.

1.Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

Оксид кремния (IV) SiO₂, а так же кислотные оксиды некоторых металлов (WO₃, MoO₃) не взаимодействуют с водой. Из основных оксидов в воде растворимы только окси­ды щелочных (Li₂O, Na₂O, K₂O) и щелочноземельных металлов (СаО, SrO, BaO), при этом образуются соответствующие гидроксиды:

Оксиды остальных металлов с водой не реагируют и соответствующие им гидроксиды получают косвенным путем.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с гидроксидами и их растворами, образуя соль и воду:

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, также образуя соль и воду:

3.Взаимодействие кислотных оксидов с основными приводит к образованию солей:

Кислоты.

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием только катионов водорода.

Кислоты по своему химическому составу могут быть кислородными (HNO₃, HNO₂, H₂SO₄, Н₂СО₃ и др.) бескислородными (Н₂S, НСl, HF, HBr, HCN) и др. Названия кислородных кислот происходят от названия кислотообразователя (центрального атома). Например, Н₂СО₃ – угольная кислота.

В тех случаях, когда элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородных кислот, отличающихся между собой количеством атомов водорода и кисло­рода, к названию кислот добавляются приставки: мета – (наименьшее количество атомов водорода и киcлорода): орто – (наибольшее количество атомов водорода и кислорода). На­пример, НРО₃ – метафосфорная кислота, Н₃РO₄ – ортофосфорная кислота.

Некоторые кислотообразующие элементы при одной и той же степени окисления обра­зуют несколько кислот, молекулы которых отличаются числом атомов кислотообразовате­ля. Эти кислоты называются изополикислотами. В названии кислоты содержится при­ставка из русского числительного, показывающая число атомов кислотообразователя в ее молекуле. Например: Н₂S₂О₇ – двусерная кислота; Н₂B₄O₇ – четырехборная кислота; H₄P₂O₇ – двуфосфорная кислота; Н₂Сr₂О₇ – двухромовая кислота.

Таблица 4. Названия наиболее часто употребляемых кислот и кислотных остатков

Формулы кислоты		Название кислоты		Формула остатка	Название кислотного остатка
Кислородные кислоты
HNO2		Азотистая		NO‾2	Нитрит-ион
HNO3		Азотная		NO‾3	Нитрат-ион
НВО2		Метаборная		BO‾2	Метаборат-ион
Н3ВО3		Ортоборная		ВО 3 ‾3	Ортоборат-ион
H2SiO3		Метакремневая		SiO 2‾ 3	Метасиликат-ион
H2SiO4		Ортокремневая		SiO 4‾ 4	Ортосиликат-ион
H2MnO4		Марганцовистая		MnO 2‾ 4	Манганат-ион
HMnO4		Марганцевая		MnO‾4	Перманганат-ион
HAsO2		Метамышьяковистая		AsO‾2	Метаарсенит-ион
H3AsO4		Ортомышьяковая		AsO 3 ‾4	Ортоарсенит-ион
H2SO3		Сернистая		SO 2‾ 3	Сульфит-ион
HSO‾3	Гидросульфит-ион
H2SO4		Серная		SO 2 ‾4	Сульфат-ион
HSO‾4	Гидросульфат-ион
H2CO3		Угольная		CO3 2‾	Карбонат-ион
HCO‾3	Гидрокарбонат-ион
НРO3		Метафосфорная	РО‾3		Метафосфат-ион
Н3РO4		Ортофосфорная	РО 3 ‾4		Ортофосфат-ион
НРО 2‾ 4		Гидроортофосфат-ион
Н2РО‾4		Дигидроортофосфат-ион
HClO		Хлорноватистая	ClO‾		Гипохлорит-ион
НсlО4		Хлорная	СlO‾4		Перхлорит-ион
Бескислородные кислоты
НСl	Хлороводородная (соляная)		Хлорид-ион
HF	Фтороводородная (плавиковая)		F ‾		Фторид-ион
НВг	Бромоводородная		Вг‾		Бромид-ион
HI	Иодоводородная		I ‾		Иодид-ион
H2S	сероводородная		S 2 ‾		Сульфид-ион
HS‾		Гидросульфид-ион

Названия бескислородных кислот образуются от названия неметалла – кислотообразователя с добавлением слова – водородная. Например: НСl – хлороводородная (соляная) ки­слота; H₂S – сероводородная кислота.

Кроме того, кислоты подразделяются по числу водород-ионов, способных “отщеплять­ся” при диссоциации, на одноосновные (НСl, НNО₃, СН₃СООН), двухосновные (Н₂SО₄, Н₂СО₃, H₂S) и многоосновные (Н₃РО₄, Н₃ВО₃, Н₄P₂O₇). Анион, который остается после отщепления от молекулы кислоты одного или более водород-иона называется кислот­ным остатком. Заряд кислотного остатка определяется числом отнятых водород-ионов.

Основность килоты зависит от количества кислотных остатков, соответствующих дан­ной кислоте. Так, одноосновным кислотам соответствует один кислотный остаток:

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т. е. их молекулы последо­вательно отщепляются по одному водород – иону, и этим кислотам соответствуют два или более кислотных остатка. Так, молекулы серной кислоты в первую очередь, диссоциируют по уравнению:

Отщепление второго водород – иона идет по уравнению:

Ортофосфорная кислота Н₃ РО₄ диссоциирует в три ступени и имеет три кислотных ос­татка:

Следует отметить, что для многоосновных кислот вторая и третья ступени

диссоциа­ции протекают в гораздо меньшей степени, чем первая.

Ступенчатая диссоциация кислот подтверждается наличием кислых солей. Каждый ки­слотный остаток способен образовать соль с катионом металла, т. е. основность кислоты показывает, сколько солей соответствует данной кислоте.

HSO₄ – – гидросульфат – ион

HPO₄ 2 – – гидроортофосфат – ион

H₂PO₄ – – дигидроортофосфат – ион

Получение кислот

2. Взаимодействие солей с кислотами (наиболее распространенный способ).

При помощи этих реакций можно получить более слабую или более летучую кислоту, чем исходная.

3. Взаимодействие некоторых неметаллов с водородом:

Водные растворы таких соединений являются кислотами.

Для всех кислот характерны следующие реакции.

1. Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами (основаниями): H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О;

Или в ионной форме:

2Н + + MgO = Mg 2+ + Н₂О

3. Разбавление кислоты (кроме азотной и азотистой) реагируют с активными металлами, выделяя водород:

4.Кислоты вступают в реакцию обмена с солями, в результате чего образуется либо нерастворимая соль, либо слабая кислота, либо газ:

Гидроксиды.

Гидроксиды – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах обра­зуют только анионы гидроксила. Например:

Количество гидроксид-ионов в молекуле гидроксида определяется степенью окисления металла. Международные названия оснований происходят от слова гидроксид с добавле­нием названия металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления и может образовать два или три гидроксида, то при названии гидроксида указы­вается его степень окисления римской цифрой в скобках. Например:

NaOH – гидроксид натрия; Bа (ОН)₂ – гидроксид бария ; Fe (ОН)₂ – гидроксид железа (II); Fe (ОН)з – гидроксид железа (Ш); Sn (ОН)₂ – гидроксид олов (II); Sn (ОН)₄ – гидроксид олов (IV).

Гидроксиды, имеющие в составе молекул по два или более гидроксид-ионов называ­ются многокислотными. Они диссоциируют ступенчато:

Ва (ОН) ₂ ↔ ВаОН + + ОН‾

Ступенчатые диссоциации гидроксидов подтверждается наличием основных солей, в состав которых входят основные остатки, содержащие гидроксид-ионы. Каждый основной остаток способен образовать соль с кислотным остатком, т. е. кислотность гидроксида по­казывает, сколько типов солей может образовать данный гидроксид.

Основные остатки называются по названию металла с добавлением слова – ион. Напри­мер: Na + – натрий-ион, Ва 2+ – барий-ион. Если металл проявляет переменную степень окисления, то величина заряда его иона указывается римской цифрой в скобках. Например: Fe 2+ – железо (П)-ион; Fe 3+ – железо (Ш)-ион и т. д.

В случае сложных катионов к названию металла добавляются приставки гидроксо-, ди-гидроксо-, тригидроксо-, характеризующие в основном остатке наличие одного, двух или трех гидроксид-ионов. Например:

ВаОН + – гидроксобарий-ион;

FeOH 2+ – гидроксожелезо (Ш)-ион;

Fe(OH) + ₂ – гидроксожелезо (Ш)-ион.

В основу классификации гидроксидов положена их растворимость в воде. Гидроксиды, растворимые в воде, называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземель­ных металлов: LiOH, NaOH, КОН, Са(ОН)_2, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)_2. В промышленности гидроксиды щелочных металлов получают электролизом расплавом солей этих металлов, а в лабораторных условиях – взаимодействием этих металлов или их оксидов с водой. На­пример:

Или в ионной форме:

Щелочи в растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Они относятся к силь­ным электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде ионов.

Большинство гидроксидов в воде практически не растворимы. Их получают действием щелочей на водные растворы соответствующих солей. Например:

FeCl₃ + 3NaOH = ↓ Fe (ОН)₃ + 3NaCl

Или в ионной форме:

Общие свойства класса гидроксидов (действие на индикаторы, взаимодействие с ки­слотами, солями, оксидами) обусловлены наличием в их растворах гидроксид-ионов. Наи­более характерными для гидроксидов являются следующие реакции:

1. Гидроксиды (растворимые и нерастворимые основания) реагируют с кислотами.

Или в ионной форме:

2. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:

Или в ионной форме:

3. Щелочи реагируют с растворами солей металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:

Или в ионной форме:

Соли.

Соли – это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Названия солей образуется из названия кислотных остатков (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном). Например: NaCl – хлорид натрия, MgSO₄ –сульфат магния, Fe (NO₃)₃ – нитрат железа (III), KHSO₄ – гидросульфат калия, FeOHCl –хлорид гидроксожелеза (П), NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

Получение солей

Важнейшие способы получения солей рассмотрены при изложении основных химиче­ских свойств оксидов, кислот и гидроксидов. Отметим ряд других методов.

1. Взаимодействие между двумя солями. Реакции этого типа протекают до конца, если один из продуктов выпадает в осадок:

2. Взаимодействие металла с неметаллом. Таким путем получают соли бескислород­-ных кислот:

3. Термическое разложение солей:

В зависимости от состава различают средние (нормальные) (КСl, MgSO₄), кислые (КНСО₃, NaHS), основные (FeOHCl₂, MgOHNO₃) соли.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия гидроксида и кислоты (реакция нейтрализации). Например:

В данной реакции участвует одинаковое количество гидроксид-ионов и водород-ионов (2ОН‾ и 2Н + ). Получается средняя соль Na₂SO₄ – сульфат натрия. Если гидроксида взять меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (т. е. водород–ионов), то получается кислая соль NaHSO₄ – гидросульфат натрия:

Таким образом, кислые соли – продукты неполного замещения водорода кислоты на катионы металла. Они образуются только двух- и многоосновными кислотам (у этих ки­слот по два и более кислотных остатка). Так, например, ортофосфорная кислота может дать одну среднюю соль и две кислые соли (в зависимости от количества взятого гидро­ксида):

Или в ионной форме:

Одноосновные кислоты, которым соответствует только один кислотный остаток, не об­разуют кислых солей.

Кислые соли можно перевести в средние, добавляя в их растворы соответствующие гидроксиды:

Или в ионной форме:

Основные соли содержат в своем составе гидроксид–ионы исходного основания, не замещенные на кислотные остатки. Они образуются при взаимодействии кислоты с избыт­ком гидроксида (основания). Например:

Или в ионной форме:

Основные соли образуются только многокислотными гидроксидами. Так, например, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ при взаимодействии с кислотой может образовывать одну сред­нюю и две основные соли:

Однокислотные гидроксиды (NaOH, КОН) не образуют основных солей, так как этим гидроксидам соответствует только один основный остаток.

Перевод основных солей в средние осуществляют добавлением соответствующих ки­слот. Например:

Или в ионной форме:
MgOH + + H + ↔ Mg 2+ + H₂O;
CuOH + + H + ↔ Cu 2+ + H₂O

Все соли, за небольшим исключением HgCl₂, CdCl₂, относятся к сильным электроли­там и в водных растворах полностью диссоциируются на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей протекает полностью в одну стадию:

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато:

Однако степень диссоциации на второй и третьей ступенях очень мала. Поэтому рас­твор кислой соли содержит лишь незначительное количество водород–ионов.

Основные соли – диссоциируют также ступенчато. Например:

Однако диссоциация на второй и третьей ступенях настолько мала, что гидроксид-ионов в растворах основных солей практически нет.

Источник