Химические свойства оксидов

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

по курсу «Общая химия»

Ростов - на – Дону

Содержание

1. Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

2. Строение атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11

3. Химическая кинетика и равновесие . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19

4. Растворы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23

5. Электролитическая диссоциация . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26

6. Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .29

7. Окислительно-восстановительные реакции. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .34

8. Электродные потенциалы. Гальванические элементы . . . . . . . . . . . . . . . . .40

9. Коррозия металлов. Методы защиты от коррозии . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46

10. Вяжущие вещества. Коррозия бетонов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .52

Основные классы неорганических соединений

Роль химии в научно-техническом прогрессе велика. Множество простых и сложных веществ применяют в разных областях строительной, производственной и сельскохозяйственной сфер. Среди них достаточное количество неорганических соединений. К важнейшим классам неорганических соединений относят оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды

Оксид – сложное вещество, включающее в себя два элемента, один из которых кислород в степени окисления -2. Общая формула оксидов Э_хО_у , где х – число атомов элемента; у – число атомов кислорода.

Состав оксидов

Состав оксида определяется положительной степенью окисления элемента, образующего оксид.

Название оксида складывается из слова “оксид” и названия элемента. Если элемент проявляет переменную валентность, то рядом с названием оксида ставится валентность в скобках:

Na₂O – оксид натрия;

CaO – оксид кальция;

SO₂ – оксид серы (IV);

SO₃ – оксид серы (VI);

Mn₂O₇– оксид марганца (VII).

Получение оксидов

Получение оксидов:

a) окислением элементов кислородом

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃;

S + O₂ = SO₂;

б) при разложении сложных веществ

Ca(OH)₂ → CaO + H₂O;

t⁰C

H₂SO₃ → SO₂ + H₂O;

в) при окислении сложных веществ

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O.

Классификация оксидов

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные (СО, NO, N₂O, SiO).

Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидроксидами, которые могут быть основаниями (NaOH, Cu(OH)₂ ), кислотами (H₂SO₄ , H₃PO₄), амфотерными гидроксидами (Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂ ).

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называют оксиды, которым соответствует основание: CaO → Ca(OH)₂ , кислотными – которым соответствует кислота: CO₂ → H₂CO₃ . Амфотерным оксидам соответствуют как кислоты, так и основания:

Zn(OH)₂ ← ZnO → H₂ZnO₂ .

Основные оксиды образуют металлы, кислотные – неметаллы и некоторые металлы побочных подгрупп, амфотерные – амфотерные металлы.

Химические свойства оксидов

Основные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием оснований:

Na₂О + H₂O = 2NaОH;

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

2) с соединениями кислотного характера (кислотными оксидами, кислотами) с образованием солей и воды:

CaO + СО₂ = СаСО₃;

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O;

3) с соединениями амфотерного характера:

Li₂O + Al₂O₃ = 2Li AlO₂;

3NaOH + Al(OН)₃ = Na₃AlO₃ + 3Н₂О;

Кислотные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;

2) с соединениями основного характера (основными оксидами и основаниями) с образованием солей и воды:

SO₂+ Na₂O = Na₂ SO₃;

CO₂+ 2NaОH = Na₂CO₃ + H₂O;

3) с соединениями амфотерного характера

СО₂ + ZnO = ZnCO₃;

СО₂ + Zn(OH)₂ = ZnСО₃ + H₂O;

Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. Им отвечают амфотерные гидроксиды:

кислая среда щелочная среда
Ве(ОН)₂ВеО Н₂ВеО₂

Zn(OH)₂ ZnO Н₂ZnО₂

Аl(OН)₃Al₂O₃ H₃AlО₃, НАlO₂

Cr(OН)₃Сr₂O₃ HCrO₂

Pb(OH)₂ PbO Н₂PbО₂

Sn(OH)₂SnO Н₂SnО₂

Амфотерные оксиды взаимодействуют с соеднинениями кислого и основного характера:

ZnO + SiO₂ = ZnSiO₃; ZnO + H₂SiO₃ = ZnSiO₃ + H₂O;

Al₂O₃ + 3Na₂O = 2Na₃AlO₃; Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O.

Металлы с переменной валентностью могут образовывать оксиды всех трех типов. Например:

CrO основной Cr(OH)₂;

Cr₂O₃ амфотерный Cr(OH)₃;

Cr₂O₇ кислотный H₂Cr₂O₇;

MnO, Mn₂O₃основной;

MnO₂ амфотерный;

Mn₂O₇ кислотный HMnO₄.

Основания

Основания– сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и одна или несколько гидроксидных групп (ОН^‾). Общая формула оснований – Ме(ОН)_у , где у – число гидроксидных групп, равное валентности металла.

Номенклатура

Название основания складывается из слова «гидроксид» + название металла.

Если металл имеет переменную валентность, то ее указывают в конце в скобках. Например: CuOH – гидроксид меди (I), Cu(OH)₂ – гидроксид меди (II), NaОH – гидроксид натрия.

Основания (гидроксиды) являются электролитами. Электролитами называются вещества, которые в расплавах или растворах полярных жидкостей распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Распад вещества на ионы называется электролитической диссоциацией.

Bсe электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично и в растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: NН₄ОН NH₄⁺ + ОН^- .

Классификация

а) по числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность основания.

Основания делятся на:

- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NaOH, KOH, LiOH и др.;

- двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Ca(OH)₂ , Fe(OH)₂ и др.;

- трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы: Ni(OH)₃ , Bi(OH)₃ и др.

Двух- и трехкислотные основания называются многокислотными.

б) по силе основания делятся на:

- сильные (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂ , Sr(OH)₂, Ba(OH)₂;

- слабые: Cu(OH)₂ , Fe(OH)₂ , Fe(OH)₃ и др.

Сильные основания растворимы в воде, а слабые – нерастворимы.

Диссоциация оснований

Сильные основания диссоциируют практически полностью:

Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2ОН^-.

Слабые основания диссоциируют ступенчато. При последовательном отщеплении гидроксид-иона от многокислотных оснований образуются основные остатки гидроксокатионы, например:

Fe(OH)₃ OH^- + Fe(OH)₂⁺ дигидроксокатионы железа;

Fe(OH)₂⁺ OH^- + FeOH²⁺ гидроксокатионы железа;

Fe(OH)²⁺ OH^- + Fe³⁺ катионы железа.

Число основных остатков равно кислотности основания.