Закономерности изменения кислотно-основных свойств оксидов

И гидроксисоединений

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксисоединений закономерно изменяются по периоду и подгруппе.

В составе гидроксисоединений всегда присутствует фрагмент

―Э–– О ––Н

I II

 

Например:

; ; .

Кислотно-основные свойства вещества определяются типом химических связей I и II. Ионный тип химической связи I определяет её относительно легкую диссоциацию в растворе с образованием ОН^—ионов

 

―Э― О Н → ―Э⁺¹ + ОН^—

 

Вещества с преимущественно ионной связью I проявляют основные свойства.

С увеличением электроотрицательности центрального атома (Э) ковалентность и прочность связи I возрастают. Одновременно связь II становится более полярной и менее прочной, это определяет её преимущественную диссоциацию в растворе с образованием ионов Н⁺:

 

―Э―О―Н ―Э―О^— + Н⁺

 

Такие соединения проявляют кислотные свойства.

Соединения с прочными промежуточными по характеру – ионно-ковалентными связями I и II – проявляют амфотерные свойства.

С увеличением электроотрицательности центрального атома (Э) фрагмента ––Э––О––Н усиливаются кислотные и ослабляются основные свойства со-ответствующего гидроксисоединения в периоде в направлении слева направо и в подгруппе снизу вверх.

Сравним, например, свойства гидроксисоединений элементов III периода и IIA-подгруппы:

 

Be(OH)₂

Амфотер-

ный гидроксид

NaOH Mg(OH)₂ Al(OH)₃ H₂SiO₃ H₃PO₄ H₂SO₄ HClO₄

Очень Средней Амфотерный Очень Средней Сильная Очень

сильное силы гидроксид слабая силы кислота сильная

основание основание кислота кислота кислота

 

Ca(OH)₂ - увеличение электроотрицательности центрального

Сильное атома (Э)

основание - усиление кислотных свойств оксидов и гидроксисое-

Sr(OH)₂ динений

Сильное - ослабление основных свойств оксидов и гидрокси-

основание соединений

Ba(OH)₂ - усиление гидролиза по катиону

Сильное

основание

 

С увеличением степени окисления элемента (Э⁺ⁿ) возрастает его электроотрицательность и, следовательно, усиливаются кислотные и ослабляются основные свойства соответствующих оксидов и гидроксисоединений.

 

+2 +3 +6

Например: CrO Cr₂O₃ CrO₃

Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

основные амфотерные кислотные

 

 

Таблица 7

Сравнительная характеристика свойств оксидов металлов и неметаллов

Оксиды металлов

Оксиды неметаллов

Оксиды металлов в низших степенях окисления являются основными; некоторые реагируют с водой, образуя ОН^- (водн.), например CaO, MgO   Другие нерастворимы в воде, но реагируют с кислотами и с кислотными оксидами, например, Fe2O3, CuO   Сильные основные оксиды, например, K2O, CaO, реагируют с амфотерными оксидами; некоторые оксиды металлов амфотерны, реагируют как с основными, так и с кислотными оксидами, например, ZnO, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Cr2O3, Al2O3.

Большинство являются кислотными; некоторые растворяются в воде, образуя растворы с высокой концентрацией водородных ионов, например, SO2   Макромолекулярные оксиды, например, (SiO2)m, (B2O3)n, не растворяются, но реагируют с основными и амфотерными оксидами, образуя соли   Небольшое число несолеобразующих нейтральных, например, N2O, NO, F2O

 

 

Генетическая связь между классами неорганических соединений

 

Основной

оксид

соль

Металл Основание

 

 

Неметалл Кислотный Кислота

оксид

Гидролиз солей

Гидролиз солей – ионно-обменное взаимодействие солей с водой, сопровождающееся разложением соли. Гидролиз – реакция, обратная нейтрализации.

	соль		основание		кислота

+ Н₂О +

 

 

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na₂SO₄, KCl, CrNO₃ и др.), гидролизу не подвергаются, их растворы нейтральны (рН=7).

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH₄Cl, CuSO₄, MgCl₂ и др.), подвергаются гидролизу по катиону, среда в растворе кислая (рН<7).

Составим уравнения гидролиза NH₄Cl:

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl (молекулярное

(H⁺+OH^-) слабое. сильная. уравнение)

основание кислота

 

NH₄⁺ + Cl^– + H₂O NH₄OH + H⁺ + Cl^– (полное ионное уравнение)

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺ (краткое ионное уравнение)

В растворе увеличивается концентрация ионов Н⁺, следовательно, среда в растворе кислая (рН<7).

Процесс гидролиза равновесный, характеризуется константой гидролиза и степенью гидролиза:

, следовательно, равновесие сильно смещено влево, идет частичный гидролиз.

Степень гидролиза – это отношение молярной концентрации гидролизовавшейся соли к общей молярной концентрации соли в растворе.

h = M_гидр./M_o

Многозарядные катионы слабых оснований подвергаются гидролизу ступенчато:

Рассмотрим гидролиз CuSO₄:

 

CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2– (уравнение диссоциации)

H₂O H⁺ + OH^– (уравнение диссоциации воды)

1 стадия Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺ (краткое ионное уравнение)

2CuSO₄ + 2H₂O [CuOH]₂SO₄ + H₂SO₄ (молекулярное уравнение)

2 стадия CuOH⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺ (краткое ионное уравнение)

[CuOH]₂SO₄ + 2H₂O 2Cu(OH)₂ + H₂SO₄ (молекулярное уравнение)

Вторая стадия гидролиза идет в гораздо меньшей степени, чем первая, т.е. «подавлена».

 

3. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃, K₂S, Na₃PO₄ и др.), подвергаются гидролизу по аниону, среда в растворе щелочная (рН>7).

Рассмотрим гидролиз соли CH₃COONa.

CH₃COO^–Na⁺ + H₂O CH₃COOH + NaOH (молекулярное уравнение)

(H⁺―OH^–) слабая сильное

кислота основание

 

CH₃COO^– + Na⁺ + H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^– (полное ионное уравнение)

СH₃COO^– + H₂O CH₃COOH + OH^– (краткое ионное уравнение)

В растворе увеличивается концентрация ОН^– - ионов, следовательно, среда щелочная (рН>7).

 

 

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH₄F, CH₃COONH₄ и др.), подвергаются гидролизу одновременно по катиону и аниону, среда в растворе близка к нейтральной (слабокислая или слабощелочная, рН≈7).

Например:

CH₃COO^–NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH (молекулярное уравнение)

(H⁺―OH^–) слабая слабое

кислота основание

 

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH (ионное уравнение)

Некоторые соли подвергаются полному гидролизу, если образующиеся продукты – газы или плохо растворимые соединения.

Например:

Al₂S₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑