в Chemistry Handbook
Оксиди наречените комплексни съединения, състоящи се от два елемента, единият от които е кислород, което е в окислено състояние -2. Примери са оксидите Al2 О3 - алуминиев оксид, SiO2 - силициев диоксид, NO - азотен оксид (II).
Съгласно международната номенклатурата на съединенията съгласно изобретението, наречени оксиди, показващи степента на окисление на елемента, ако този елемент образува няколко оксиди. При писане имена степен на окисление се обозначава с римски цифри в скоби, например, FeO - железен оксид (II), Fe2 О3 - железен оксид (III), SO2 - серен оксид (IV), SO3 - серен оксид (VI). Много често в литературата и тривиални имена оксиди - червено олово (Pb3 О4), райски газ (N2 О), железен оксид скала (Fe3 O4) и много други.
Оксиди са разделени в сол-образуващи и nesoleobrazuyuschie. Солеобразуващи оксиди обикновено са разделени на основни, киселина и амфотерни.
От оксиди трябва да бъдат разграничени пероксиди. например Н 2О 2. Na2 O2 и КО2 nadperokidy. SsO2. В тези съединения, степента на окисление на кислород в абсолютна стойност по-малко от две и може да бъде фракционна.
Основните окиси, образувани само метали, тъй като те съответстват на база хидрат. Например, CaO, FeO, CuO са основни оксиди, тъй като те съответстват на основата Са (ОН) 2. Fe (ОН) 2. Cu (OH) 2.
Получаване на основни оксиди
са получени Основни оксиди:
метал окисляване с кислород:
2 Mg + 2 O2 MgO;
чрез окисление на алкални метали само кислородни форми литиев LI2 О. натриев пероксид осигурява (Na2 О2), а останалата част - супероксиди (КО2 RbO2 CsO2 ..).
разлагане при нагряване кислородни съединения: хидроксиди, нитрати, карбонати:
СаСО3 СаО + CO2 (с изключение на карбонати на алкални метали).
2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2.
Химичните свойства на основни оксиди
Оксиди на алкални и алкалоземни метали взаимодействат директно с вода:
Основни оксиди реагират с киселини за образуване на сол и вода, например:
Основни оксиди също взаимодействат с киселинни оксиди:
Основни оксиди също могат да влязат в окислително-редукционни реакции:
Киселинни окиси, образувани неметали (SO2. SO3. СО2. P4 Ø10 и т.н.), или преходни метали, които са във високи степени на окисление (например, CrO3. Mn2 О7).
Киселинни оксиди, получени по същите методи като основни оксиди. Например:
и киселина разлагане:
Химичните свойства на кисели окиси
1. Някои киселинна форма оксиди киселина чрез реакция с вода:
Някои оксиди са киселинни анхидриди. Например, SO3 - сярна киселина анхидрид, SO2 - анхидрид серниста киселина, CO2 - анхидрид на карбонова киселина, Р4 Ø10 е три киселина анхидрид (метафосфорна NRO3 ортофосфорна Н 3РО 4 пирофосфорна Н4 Р2 О7 ..).
2. киселинни оксиди реагират с основната форма соли:
3. киселинни оксиди реагират с основи за образуване на сол и вода;
4. Както при други видове оксиди и кисели окиси могат да влязат в редокс реакции:
СО2 + 2 Mg С + 2 MgO,
Амфотерните оксиди имат двойна свойства, т.е. в зависимост от условията показват основни или киселинни свойства. Те включват: ZnO, Al2 O3. БЕО, CR2 О3, и така нататък. Г. амфотерни оксиди не реагират с вода, но реагират с киселини и основи. Например:
Амфотерните оксиди могат да взаимодействат с двете основни и кисели окиси:
Амфотерните оксиди на легиране с алкални карбонати или форма на алкален метал сол:
Физични свойства на оксиди са много разнообразни. Всички основни и амфотерни оксиди, както и някои кисели окиси (SiO2. P4 Ø10 и др.) Са твърди вещества. Много киселинен оксид при обикновена температура са газове (SO2. CO2) или течност (Cl2 О7. Mn2 О7).
Обект nesoleobrazuyuschih оксиди (CO, NO, N2 О и др.) Ще бъдат описани в следващите раздели са посветени на елементите на химията съответстващ.
Споменаването трябва да бъдат направени от смесени оксиди (Pb2 О3. Pb3 O4, и т.н.), в които един и същ елемент (Pb) е в различни окислителни състояния. Тези съединения могат също да включват солите на: Pb 2 Pb 4 О3. Pb2 2 Pb 4 O2.
Основанията от гледна точка на електролитна дисоциация са съединения, които се разпадат, за да образуват аниони в хидрокси група ОН -. Обект бази могат да имат не само метални хидроксиди, но също и някои други вещества, например, NH3. молекула, която може да се приложи на протонната:
Съгласно международната номенклатура обикновено се наричат площадки хидроксиди на елемента: NaOH - натриева основа, CsOH - цезиев хидроксид.
Ако елементът може да се образува няколко бази, в имената в скоби римски цифри показва неговата степен на окисление. Например, Fe (ОН) 2 - железен хидроксид (II), Fe (ОН) 3 - железен хидроксид (III).
Повечето бази слабо разтворими във вода. водоразтворима база се наричат основи. Основи са, например, NaOH, КОН, Ва (ОН) 2.
Общ начин за получаване на реакция на база обмен между солта и Алкално
Основи се образуват чрез взаимодействие на алкални и алкалоземни метали, и техните окиси с вода:
Промишлеността обикновено произведени чрез електролиза на алкален хлорид воден разтвор:
Алкалните разтвори променят цвета показатели: безцветен фенолфталеин става червено, метил оранжево - жълт, Litmus - синьо.
Най-слабо водоразтворими бази лесно се разграждат чрез нагряване:
Основи термично стабилен и стопи без разлагане. Изключение е литиев хидроксид, който също се разлага при нагряване:
Като основа, и неразтворимите бази може да реагира с киселини (неутрализация реакция):
2 NaOH + HCl NaCl + Н 2О,
Взаимодействие бази с кисели и амфотерни оксиди дискутирани в раздел 8.1.
Амфотерните хидроксиди взаимодействат както с киселини или с основи. Например:
В водни разтвори, съдържащи алкални заедно с [Al (OH) 6] 3-. има и други йони, по-специално, [Al (OH) 5] 2-. [Al (OH) 4] -. [Al О (ОН) 4] 3- и др. Да обикновено не посочва gidrooksokompleksah Алуминият съдържа също молекули на Н2 О, в която формула.
В заключение основи способност да взаимодействат с някои неметали и оксиди:
6 NaOH + 3 Cl2 5 NaCl + NaClO3 + 3 Н 2О,
Горните реакции са редокс реакции и са дискутирани в раздел 7.
От гледна точка на електролитна дисоциация киселина - химично съединение при дисоциацията на вода, в която са оформени като само Н + йони катиони. Идеи за киселини и бази, произтичащи от теорията Арениус на електролитна дисоциация, са приложими само за водни разтвори. Изследване на процесите, протичащи в неводни носители, без разтворител, и изискват значителни добавки доведе до появата на различни теории киселини и основи.
8.3.1. Класификация и номенклатура киселини
Разграничаване аноксична (Н2 S, HBr, солна киселина) и кислород (Н 3РО 4. HNO3. HClO3) киселина.
В свободно състояние нестабилна въглена (Н2 CO3) и сулфид (Н2 SO3) киселина. Разлика е силен (H 2SO 4. HNO3. HCI, HBr, HI, НСЮ4, и т.н.) и слаби (Н2 S, Н2 CO3. HCN, Н2 SO3. HClO и др.) Киселина.
Броят на водородни йони, получени чрез дисоциация на киселина на формула единица, определя неговата алкалност (вж. Раздел 9.8).
Имената кислородни киселини се получават чрез добавяне на имената на неметални -s на затваряне, -vaya ако степента на окисление на неметални е максимален. С намаляване на окисление наставки промени, както следва: -ovataya, -ist, -ovatistaya.
Примери на имената на някои кислородни киселини, са показани в Таблица 7.1.
Имената на някои от кислород-съдържащи киселини
Имената на водородни киселини са съставени от неметални име с добавяне на свързващ гласна на думата и -vodorodnaya. Например:
HF - флуороводородна киселина
Солна киселина - солна киселина
Н2 S - сероводород киселина.
1. Повечето от кислородни киселини се получава чрез взаимодействие на киселината с окиси на вода (виж §8.1 :. киселина оксиди).
2. индиректен метод се използва (съответстващи на сол на киселина) за получаване на водонеразтворим киселина:
3. Някои кислород свободна киселина се получава чрез директно свързване на неметали с водород:
или чрез размяна реакция между сол и киселина:
Киселините са течни (H 2SO 4. HNO3. Солна киселина, и т.н.) или твърди (Н 3РО 4. Н 3ВО 3 и др.).
Решения на силни киселини могат да увредят тъканите и кожата.
Киселинните разтвори променят показатели цвят. който се използва за тяхното високо качество на откриване. При употреба лакмус (в неутрална среда - виолетово в кисела - червено в алкална - Blue) като индикатор, метил оранжево (в неутрална среда - портокал, кисела - червено в алкална - жълт) и други.
Силата на водородни киселини, като солна киселина в един ред - НВг - HI, се увеличава с увеличаване радиус на аниона, тъй анионите голям радиус малко притежава протон, като по този начин се улеснява дисоциация на киселината. По този начин, основните подгрупа на периодичната система на сила надолу аноксични киселини увеличава с радиуса на централната атом.
Обратно, в серия от HClO - HClO2 - HClO3 - НСЮ4 с намаляване радиус С1 Z + катион и увеличаване на неговите увеличава силата наситени с кислород зареждане.
Най-важните химически свойства киселини са:
взаимодействие с основни и амфотерни оксиди, основи и соли:
взаимодействие на киселина с основа - неутрализация;
взаимодействие с метали за образуване на соли и отделянето на водород:
Водородът от киселини не изместват метали, стоящи в редица стандартни електродни потенциали (в електрохимичната серия) отдясно на водород. Когато метали реагират с концентрирана сярна киселина и азотна киселина, водороден обикновено се освобождават.
8.3.4. Свойства на концентрирана сярна киселина
Концентрирана сярна киселина в реакции с метали може да се намали до SO2. S или Н2 С. Съставът на продуктите се определя от активността на възстановяване на метал, концентрацията на киселината и температурата на системата взаимодействие. При обикновени температури, концентрират H 2SO 4 не реагира със злато и платина, и някои metallamy (Fe, Cr, Al) се пасивира в концентрирана сярна киселина.
Неактивни метали (стоящи в ред на правото на стандартни електродни потенциали на водород), концентрирана сярна киселина, се редуцират до SO2.
Активни метали. (Са, Mg, Zn, и т.н.) се редуцира до концентрирана H 2SO 4 свободна сяра или Н2 S:
В реакцията на сярна киселина с неметали образува SO2.
В реакцията на концентрирана H 2SO 4 със съединения, съдържащи метални катиони намира в по-ниска степен на окисление, е допълнително окисление на тези метали:
Азотна киселина окислява повечето от елементите на високата им степен на окисление. Взаимодействие HNO3 различни концентрации с метали от различни дейности, представени със следната схема:
8.4.1. Класификация и номенклатура на соли
От гледна точка на електролитна дисоциация на солта е съединение, което дисоциира да образуват метални катиони и аниони ОН - (вижте точка 9.).
Солите са следните видове: средни, киселинни, основни, двойни, смесени и сложни.
Солите среда всички водородни атоми са заместени с съответната киселина на металните атоми. Уравнение дисоциация среда Na 2SO 4 сол в разреден разтвор се записва, както следва:
по този начин показва, че степента на дисоциация тенденция да единство (α 1)
Киселинните соли на съответната киселина с водородни атоми са напълно заместени върху метал. Киселина сол, получена чрез взаимодействие частично откисляване:
или в реакционна среда с излишък от киселина сол:
За да се превърне киселинната сол в средата трябва да бъде добавен към основата:
Дисоциацията на киселинната сол може да бъде изразена чрез уравнението:
NaHCO 3 Na + + HCO3 -; α 1
Аниони и HCO3 - ще се разграничи в малка степен:
Присъединителните с киселина соли се образуват многоосновни киселини.
Основна сол - продукт на непълна заместване на ОН групите - в остатъците на база киселина:
Основни соли се образуват бази, съдържащи две или повече хидроксилни групи.
За да се превърне в основна сол в киселина среда е необходимо да се добави:
Дисоциация алкална сол, изразено от уравнението:
Mg (OH) Cl MgOH + + Cl -; α 1.
MgOH + катион е допълнително дисоциация на слаб електролит:
MgOH + Mg 2+ + OH -.
Двойни соли - сол се състои от два различни катиони и един анион. Примери на двойни соли са: калиев стипца Kal (SO4) 2 и sylvinite KCl · NaCl.
Дисоциацията на двойната сол в разреден разтвор може да бъде изразена чрез уравнението:
Смесени соли - са соли, съставени от катион и два различни аниони. Избелване CaOCl2. например, сол на хипохлориста (NS1O) и солна киселина (НС1) киселини.
Структурата на комплексни соли включват комплекс йон (във формулите, е оградена), състоящ се от централен атом - комплексообразуващ заобиколен от няколко частици - йони или молекули (лиганди). В разредени разтвори на комплекс сол се дисоциират, както следва:
От друга страна, комплекс йон е слаб електролит и по-малка степен е допълнително дисоциация:
Име на соли се състои от името на аниона в поименно случай, следвано от името на катиона в родителен падеж. Ако същия метал може да бъде в комбинация с различна степен на окисление, това е посочено в скоби римски цифри.
Наименованието на кислород-съдържащи соли на края латински корен на името на елемент добавя -в (за по-високи окислителни състояния), за долната -um. Например, KNO3 - калиев нитрат, KNO2 - калиев нитрит, FeSO4 - железен сулфат (II), Fe2 (SO4) 3 - сулфат желязо (III).
-id наставка се добавя към името на неметални в именуване соли аноксични киселина, например, натриев хлорид - натриев хлорид.
Имена киселинни соли, получени чрез добавяне на префикс име хидро- анион. Например, NaHS - натриев хидросулфид, КН 2РО 4 - калиев дихидроген фосфат.
основни соли, получени чрез добавяне на името и заглавието на анионни конзоли хидроксо: Mg (OH) SO4 - gidroksosulfat магнезий, Al (OH) 2 Cl - digidroksohlorid алуминий.
Повечето методи за получаване на соли обсъдени по-горе, когато се разглежда свойствата на оксиди, основи и киселини. По-долу са най-важните реакции, които произвеждат сол:
КОН + HC1 = КС1 + Н 2О,
Взаимодействията на метали с киселини:
Взаимодействие киселини с основни оксиди: