Взаємодія простих речовин з киснем

2Ca + О₂ = 2СаО

S + О₂ = SO₂

2Zn + O₂ = 2ZnO

 

Безпосередньо здатні окиснюватись більшість простих речовин, за винятком благородних газів, галогенів та деяких металів (Au, Agта ін.). Цим способом на практиці одержують ряд оксидів, наприклад: CuO, РbО, SnO₂, P₂O₅, SO₂, тощо.

 

Окиснення складних речовин

 

4NH₃ +5O₂ = 4NO + 6H₂O

2ZnS + 3O₂ = 2ZnО + 2SO₂

 

Часто таким чином одержуюсь оксиди з вищим ступенем окиснення елемента з оксидів з нижчим ступенем окиснення:

 

2NO + O₂ = 2NO₂

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Термічний розклад (тобто розклад при нагріванні) деяких основ, кислот, солей

 

Cu(OH)₂ CuO + H₂O

2H₃BO₃ B₂O₃ + 3H₂O

CaCO₃ CaO + CO₂

Витіснення одного оксиду іншим, менш летким, при нагріванні.

K₂CO₃ + SiO₂ K₂SiО₃ + СО₂

Са₃(РО₄)₂ + 3SiO₂ 3CaSiO₃ + P₂O₅

 

Основи

Згідно з теорією електролітичної дисоціації основи – це електроліти, здатні дисоціювати на позитивно заряджені йони металу (або деякі складні катіони) та негативно заряджені йони ОН^– (і жодні інші аніони).

У загальному вигляді формулу основ можна записати так:

Меⁿ⁺(OН)_n,

де Меⁿ⁺ – катіон металу зі ступенем окиснення +n.

Число n може приймати значення 1, 2, 3, рідше 4. Число гідроксид-йонів ОН^– визначає кислотність основи. За кислотністю основи поділяються на:

· однокислотні (наприклад, КОН, TlОН);

· двокислотні (наприклад, Мg(ОН)₂, Ca(ОH)₂, Fe(OH)₂);

· трикислотні (наприклад, Al(ОН)₃, Со(ОН)₃);

· чотирикислотні (наприклад, Th(OH)₄).

Структурні формули основ

Для написання структурної формули основи необхідно до символу атому металу приписати через риски таке число груп –OН, яке дорівнює ступеню окиснення металу. Наприклад:

 

 

 

 

Номенклатура основ

 

Назви основ утворюються наступним чином:

NaOH – натрій гідроксид

Са(OH)₂ – кальцій гідроксид

Mn(ОН)₂ – манган (II) гідроксид

Mn(ОН)₃ – манган (III) гідроксид

 

Як виняток, розчин аміаку в воді не є гідроксидом, так як він практично не дисоціює за схемою:

NH₃·H₂O = NH₄⁺ + OH^–

Тому в цьому випадку більш доцільно давати назву сполуці NH₃·H₂O –аміак гідрат.

Властивості основ

Основи за звичайних умов – тверді речовини (за винятком амоній гідроксиду, який існує тільки у водному розчині). У воді добре розчинні основи лужних металів (Rb, Cs, Fr), лужноземельних металів (Са, Sr, Ba, Ra) а також талій (І) гідроксид TlОН. Розчини цих основ у воді (а інколи самі основи) називають лугами. Розчинні у воді основи практично повністю дисоціюють на йони, тобто є сильними електролітами.

Надлишок гідроксид-йонів ОН^–, який утворюється при розчиненні у воді основ, зумовлює лужне середовище і викликає зміну забарвлення деяких речовин – індикаторів.

Так, наприклад, лакмус у лужному середовищі забарвлюється в синій колір, фенолфталеїн – малиновий.

Для деяких основних оксидів відповідні основи не існують. Так, наприклад, невідомі: AgOH, AuOH, HgOH, Hg(OH)₂.

Основна загальна хімічна особливість усіх основ поляє в їх здатності реагувати з речовинами кислотної природи (кислотними оксидами, кислотами) та з речовинами амфотерної природи (останні поводять себе в даному випадку як кислотні) з утворенням солей. Наприклад:

 

2LiOH + SO₂ = Li₂SO₃ + H₂О

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂+ 2H₂О

2NaOH + ZnO = Na₂ZnO₂+ H₂О

Cd(OH)₂ + Be(OH)₂ = CdBeO₂+ 2H₂О

 

Основи не здатні вступати в реакції солеутворення з речовинами основного характеру (основами та основними оксидами).

Одержання основ

1 Деякі основи можна одержати при взаємодії основних оксидів з водою. Наприклад:

 

Cs₂O + H₂O = 2CsOH

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Eu₂O₃ + 3H₂O = 2Eu(OH)₃

 

Так можна одержати луги та нерозчинні у воді гідроксиди лантану та лантаноїдів.

 

2 Найбільш загальний метод одержання нерозчинних у воді основ полягає у взаємодії розчинної солі металу, основу якого необхідно одержати, з розчином лугу. Наприклад:

 

NiSO₄ + 2NaOH = Ni(OH)₂↓+ Na₂SO₄

BiCl₃ + 3KOH = Bi(OH)₃↓+ 3KCl

Th(NO₃)₄ + 4KOH = Th(OH)₄↓ + 4KNO₃

 

3 Основи утворюються при взаємодії деяких металів з водою.

 

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

 

При кімнатній температурі з водою взаємодіють тільки найбільш активні метали (лужні та лужноземельні), при температурі кипіння води взаємодіють магній, лантан та лантаноїди. Деякі менш активні метали здатні взаємодіяти при високих температурах з водяною парою.

 

4 Серед інших методів одержання основ слід назвати електроліз водних розчинів деяких солей.

Кислоти

Кислотами називаються гідрати кислотних оксидів. Деякі кислоти можна одержати при безпосередній взаємодії відповідного оксиду з водою.

Наприклад:

 

SO₂ + H₂O = H₂SO₃

CrO₃ + H₂O = H₂CrO₄

 

Але не всі кислотні оксиди взаємодіють з водою (наприклад, нерозчинний і не взаємодіє з водою SiO₂), а також не всяку кислоту можна розглядати як гідрат кислотного оксиду (наприклад, не є гідратами кислотних оксидів хлоридна HСl та сульфідна H₂S кислоти).

Згідно з теорією електролітичної дисоціації кислоти – це електроліти, здатні при дисоціації давати позитивно заряджені йони одного різновиду – гідроген-йони.

Усі кислоти поділяються на два типи: безкисневі та кисневмісні.

Безкисневі кислоти

Безкисневі кислоти утворюються при взаємодії гідридних сполук неметалів з водою. Гідридні сполуки неметалів за звичайних умов є газами. Їх водні розчини проявляють кислотні властивості. Назви складаються з назви аніону з додавонням суфікса –ідн, –идн та слова кислота:Н₂Se – селенідна кислота, H₂S – сульфідна кислота, H₂F₂ – флуоридна кислота. До безкисневих кислот належать також ціанідна HСN, роданідна HNCSта деякі інші.

 

Кисневмісні кислоти

Як уже відмічалось, кисневмісні кислоти можна розглядати як продукт взаємодії кислотного оксиду з водою. При цьому слід пам’ятати, що деякі кислотні оксиди нерозчинні у воді, а для деяких кислот відповідного оксиду не одержано (див. табл. 3.1).

Таблиця 3.1 – Кисневмісні кислоти

Елемент	Ангідрид	Кислоти	Назви кислот
B	B2O3	HBO2 H2B4O7 H3BO3	метаборатна тетраборатна ортоборатна
C	CO2	H2CO3	карбонатна
Si	SiO2	H2SiO3 H4SiO4	метасилікатна ортосилікатна
N	N2O3 N2O5	HNO2 HNO3	нітритна нітратна
P	P2O3 P2O5	HPO2 H3PO3 HPO3 H4P2O7 H3PO4	метафосфітна ортофосфітна метафосфатна дифосфатна ортофосфатна
S	SO2 SO3	H2SO3 H2SO4	сульфітна сульфатна
Se	SeO2 SeO3	H2SeO3 H2SeO4	селенітна селенатна
Te	TeO2 TeO3	H2TeO3 H6TeO6	телуритна ортотелуратна
Cl	– – – Cl2O7	HClO HClO2 HClO3 HClO4	гіпохлоритна хлоритна хлоратна перхлоратна
Cr	CrO3	H2CrO4 H2Cr2O7	хроматна дихроматна
Mn	– Mn2O7	H2MnO4 HMnO4	манганатна перманганатна
Fe	–	H2FeO4	фератна

 

Загальна формула кисневмісних кислот:

m E_xO_y∙nH₂O

де E_xO_y – кислотний оксид.

Для більшості кислот т = 1і п = 1, рідше 2 або 3. При цьому, якщо кислотоутворюючий елемент має парний ступінь окиснення, в результаті реакції оксиду з водою утворюється одна молекула кислоти, а якщо непарний – дві. Наприклад:

 

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

B₂O₃ + H₂O = 2HBO₂

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Cl₂O₇ + H₂O = 2HClO₄

 

Одному і тому ж кислотному оксидові часто відповідає не одна, а більше кислот. Наприклад:

 

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

 

Структурні формули кислот

Для написання структурних формул більшості безкисневих кислот потрібно сполучити рисками відповідну кількість символів атому Гідрогену з символом атому кислоутворюючого елемента.

Наприклад: HCl Н–Cl

H₂Se H–Se–H

У кисневмісних кислотах Гідроген-катіони, здатні заміщуватись на катіони металу, зв’язані з кислотоутворюючим елементом не безпосередньо, а через атоми Оксигену. Це необхідно враховувати при написанні їх структурних формул. Для написання структурної формули кисневмісної кислоти необхідно визначити ступінь окиснення кислотоутворюючого елемента, приєднати до нього всі атоми Гідрогену через атоми Оксигену, а решта атомів Оксигену приписати через подвійні зв’язки. Наприклад:

H₂S⁺⁶O₄ H₃P⁺⁵O₄

 

 

Якщо до складу кислоти входить два атома кислотоутворюючого елемента (а в деяких кислотах і більша їх кількість), то їх необхідно сполучити через атом Оксигену, далі до кожного з них приєднати атоми Гідрогену через атоми Оксигену і приписати решта атомів Оксигену через подвійні зв’язки. Наприклад:

H₄P⁺⁵₂O₇

 

 

Основність кислот

За кількістю атомів Гідрогену, що здатні заміщуватись на катіони металу, кислоти (як кисневмісні, так і безкисневі) поділяються на:

· одноосновні (наприклад, HNО₃, НСl),

· двоосновні (наприклад, H₂SO₄, H₂S),

· триосновні (наприклад, H₃PO₄),

та в рідкісних випадках більш багатоосновні.

У деяких кислотах не всі атоми Гідрогену здатні заміщуватись на катіони металу. Це стосується всіх органічних кислот. Наприклад, оцтова кислота СН₃СООН є одноосновною:

В органічних кислотах основність визначається не загальною кількістю атомів Гідрогену (в оцтовій кислоті їх чотири), а числом кислотних функціональних груп – карбоксильних груп (в оцтовій кислоті – одна).

У переважній більшості неорганічних кислот усі катіони Гідрогену здатні замішуватись на катіони металу. Як приклад неорганічної кислоти, для якої основність не збігається з загальним числом атомів Гідрогену в молекулі, можна привести одноосновну гіпофосфітну кислоту H₃PO₂:

 

 

Лише атом Гідрогену, зв’язаний з атомом Оксигену, здатний замішуватися на катіон металу.

 

 

Назви кисневмісних кислот

1 Якщо кислотоутворюючий елемент проявляє в кислотах тільки один ступінь окиснення, то у назвах кисневмісних кислот до кореня латинської назви відповідного елемента додають суфікс „ат“.

Наприклад: C⁺⁴, H₂СO₃ – карбонатна кислота.

 

2 Якщо елемент здатний прявляти два ступені окиснення, то у вищому ступені окиснення в назві кислоти застосовується суфікс „ат“, а у нижчому – „ит“ або „іт“.

Наприклад: N⁺³, HNO₂ – нітритна кислота,

N⁺⁵, HNO₃ – нітратна кислота,

S⁺⁴, H₂SO₃ – сульфітна кислота,

S⁺⁶, H₂SO₄ – сульфатна кислота;

 

3 Якщо елемент здатний проявляти більшу кількість ступенів окиснення, то до кореня латинської назви елемента додають:

· при найнижчому ступені окиснення – префікс „гіпо“ та суфікс „ит“ або „іт“,

· при дещо вищому ступені окиснення – суфікс „ит“ або „іт“,

· при ще вищому ступені окиснення – суфікс „ат^“,

· при найвищому ступені окиснення – префікс „пер“ та суфікс „ат“.

Наприклад: Cl⁺¹, HClO – гіпохлоритна кислота,

Cl⁺³, HClO₂ – хлоритна кислота,

Cl⁺⁵, HClO₃ – хлоратна кислота,

Cl⁺⁷, HClO₄ – перхлоратна кислота.

 

4 Якщо до складу кислоти входять два або більше атомів кислотоутворюючого елемента, то для позначення їх кількості в назві кислоти застосовують префікс – відповідний грецький числівник.

Наприклад: H₂Cr₂O₇ – дихроматна кислота,

H₄P₂O₇ – дифосфатна кислота,

H₂B₄O₇ – тетраборатна кислота.

 

Загальна назва таких кислот – ізополікислоти (від грецьких слів „ізос“ – однаковий та „полі“ – багато, тобто в кислоті є багато атомів кислотоутворюючого елемента).

Для H₂SO_4, HNO_3, НСl та деяких інших кислот поширені також давні назви – сірчана, азотна, соляна кислоти.

Назви кислотних оксидів часто утворюють від назв відповідних кислот і складають із двох слів: перше слово – назва аніону кислоти з суфіксом „н“, друге слово – ангідрид. Наприклад:

SO₃ – сульфатний ангідрид,

P₂O₅ – фосфатний ангідрид,

Cl₂O – гіпохлоритний ангідрид.

 

Слово „ангідрид“ походить від грецького „ангідріс“, що означає безводний: утворення кислотного оксиду можна уявити як процес відбирання води від відповідної кислоти.

Наприклад:

SO₃ = H₂SO₄ – H₂O

P₂O₅ = 2H₃PO₄ – 3H₂O

Cl₂O = 2HClO – H₂O

 

Мета- та ортокислоти

Для двох кислот того жангідриду, які відрізняються вмістом води, назви утворюють так: до назви аніону кислоти з меншим вмістом води додається префікс „мета“, з більшим вмістом води – префікс „орто“.

Наприклад:

HPO₃ – метафосфатна кислота,

H₃PO₄ – ортофосфатна кислота,

HBO₂ – метаборатна кислота,

H₃BO₃ – ортоборатна кислота.

 

Cтупінь окиснення кислотоутворюючого елемента в мета- та ортокислотах однаковий (вони походять від одного ангідриду).

Для того, щоб вивести формулу метакислоти з формули ортокслоти в більшості випадків потрібно від останньої відняти молекулу води

 

H₃PO₄ – H₂O = HPO₃

 

І, навпаки, щоб вивести формулу ортокиcлоти з формули метакислоти до останньої необхідно додати молекулу води

 

HBO₂ + H₂O = H₃BO₃

 

Метакислота завжди одноосновна для елементів у непарному ступені окиснення (наприклад, , )та двоосновна для елементів у парному ступені окиснення (наприклад, , ). Основність ортокислоти звичайно більша за основність метакислоти на дві одиниці, наприклад:

HBO₂ H₃BO₃

HPO₃ H₃PO₄

H₂SiO₃ H₄SiO₄

 

 

Властивості кислот

Деякі кислоти за звичайних умов є рідинами (наприклад, H₂SO₄, HNO₃), інші – твердими речовинами (наприклад, H₃BO₃, H₂SiO₃, H₃PO₄). Багато кислот, наприклад, Н₂CО₃, H₂SО₃, НМnО₄ існують тільки у водних розчинах і у вільному стані їх одержати не вдається.

Водні розчини кислот кислі на смак, змінюють колір деяких індикаторів (наприклад, лакмус у кислому розчині приймає червоне забарвлення, метилоранж – червоне).

За ступенем дисоціації кислоти можна умовно поділити на сильні (наприклад, HClO₄, HCl, HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO₄), середньої сили (наприклад, H₃PO₄, HF) та слабкі (наприклад, H₂CO₃, HClO, H₂S). Кислоти дисоціюють на Гідроген-йони та кислотний залишок, наприклад:

 

HCl → H⁺ + Cl^–

HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

 

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчато, наприклад:

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄ ^–

HSO₄ ^– ↔ H⁺ + SO₄ ^2–

 

Дисоціація легше відбувається за першим ступенем.

Найбільш загальною хімічною властивістю кислот є їх здатність взаємодіяти з речовинами основного характеру (основними оксидами, основами) та амфотерного характеру, з утворенням солей.

Наприклад:

H₂SO₄ + FeO = FeSO₄ + H₂O

H₂SO₃ + 2KOH = K₂SO₃ + 2H₂O

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + H₂O

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O

 

Кислоти не здатні вступати в реакції солеутворення з речовинами кислотної природи (кислотами і кислотними оксидами).

 

Одержання кислот

Найбільш загальними методами одержання кислот є:

1 Безпосередня взаємодія ангідриду з водою:

 

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

 

2 Витіснення більш леткої кислоти з солі менш леткою:

 

2NaNO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₃

 

3 Витіснення більш слабшої кислоти сильнішою кислотою з розчину її солі:

 

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SO₃

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

 

4 Реакції подвійного обміну в розчині солі з кислотою, якщо один з продуктів реакції (кислота або сіль) випадає в осад:

 

AgNO₃ + HCl = AgCl ↓+ HNO₃

K₂SiO₃ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + H₂SiO₃ ↓

 

5 Окиснення деяких неметалів кислотами – сильними окисниками:

 

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

 

6 Перетворення однієї кислоти в іншу (звичайно при нагріванні):

 

H₃BO₃ HBO₂ + H₂O

2H₃PO₄ H₄P₂O₇ + H₂O

 

Амфотерні гідроксиди

Як і амфотерні оксиди, амфотерні гідроксиди мають двоїсту природу, тобто здатні в хімічних реакціях виступати як основи (з речовинами кислотного характеру), або як кислоти (з речовинами основного характеру).

З порівняння структурних формул основ, кислот та амфотерних гідроксидів видно, що в молекулах усіх цих речовин є групи –ОН. Наприклад:

Різниця у властивостях обумовлена різною міцністю зв’язку між атомами Гідрогену та Оксигену в rpyпі –ОНта атомом Оксигену цієї групи з атомами елементу, який утворив гідрат оксиду. В основах більш міцний зв’язок між Гідрогеном і Оксигеном і тому при їх дисоціації, а також в реакціях солеутворення, відщеплюється гідроксил-йон ОН^–. Наприклад:

 

NаOH → Nа⁺ + OН^–

 

В кислотах міцніший зв’язок між атомом Оксигену та атомом кислотоутворюючого елемента і тому при їх дисоціації, а також в реакціях солеутворення, відщеплюється гідроген – йон Н⁺. Наприклад:

 

HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

 

В молекулах амфотерних гідроксидів міцність цих зв’язків приблизно однакова, тому вони здатні дисоціювати як за основним, так і за кислотним типом, залежно від природи речовини, з якою вони взаємодіють. Наприклад:

 

Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OH^–

H₂ZnO₂ ↔ 2H⁺ + ZnO₂ ^2–

 

Дисоціація амфотерних гідроксидів у водних розчинах практично не відбувається, тому що вони нерозчинні у воді. Такий розрив зв’язків має місце в реакціях солеутворення.